8.13.1.2: Propiedades generales de los halógenos

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Los halógenos se encuentran a la izquierda de los gases nobles en la tabla periódica. Estos cinco elementos tóxicos no metálicos conforman el Grupo 17 de la tabla periódica y consisten en: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I) y astatina (At). Aunque la astatina es radiactiva y solo tiene isótopos de corta duración, se comporta de manera similar al yodo y a menudo se incluye en el grupo halógeno. Debido a que los elementos halógenos tienen siete electrones de valencia, solo requieren un electrón adicional para formar un octeto completo. Esta característica los hace más reactivos que otros grupos no metálicos.

Introducción

Los halógenos forman moléculas diatómicas (de la forma X ₂, donde X denota un átomo de halógeno) en sus estados elementales. Los enlaces en estas moléculas diatómicas son enlaces sencillos covalentes no polares. Sin embargo, los halógenos se combinan fácilmente con la mayoría de los elementos y nunca se ven sin combinar en la naturaleza. Como regla general, el flúor es el halógeno más reactivo y la astatina es el menos reactivo. Todos los halógenos forman sales del Grupo 1 con propiedades similares. En estos compuestos, los halógenos están presentes como aniones haluro con carga de -1 (por ejemplo Cl ^-, Br ^-, etc.). Reemplazar la terminación -ina por una terminación -ide indica la presencia de aniones haluro; por ejemplo, Cl ^- se llama “cloruro”. Además, los halógenos actúan como agentes oxidantes, exhiben la propiedad de oxidar metales. Por lo tanto, la mayoría de las reacciones químicas que involucran halógenos son reacciones de oxidación-reducción en solución acuosa. Los halógenos a menudo forman enlaces simples, cuando están en el estado de oxidación -1, con carbono o nitrógeno en compuestos orgánicos. Cuando un átomo de halógeno es sustituido por un átomo de hidrógeno unido covalentmente en un compuesto orgánico, el prefijo halo- se puede usar en un sentido general, o los prefijos fluoro-, cloro-, bromo-, o yodo- se pueden usar para sustituciones específicas de halógeno. Los elementos halógenos pueden reticularse para formar moléculas diatómicas con enlaces sencillos covalentes polares.

El cloro (Cl ₂) fue el primer halógeno que se descubrió en 1774, seguido del yodo (I ₂), bromo (Br ₂), flúor (F ₂) y astatina (At, descubierto por última vez en 1940). El nombre “halógeno” se deriva de las raíces griegas hal- (“sal”) y -gen (“formar”). En conjunto estas palabras se combinan para significar “formador de sal”, haciendo referencia al hecho de que los halógenos forman sales cuando reaccionan con metales. Halita es el nombre mineral para la sal de roca, un mineral natural que consiste esencialmente en cloruro de sodio (NaCl). Por último, los halógenos también son relevantes en la vida cotidiana, ya sea el fluoruro que va en la pasta de dientes, el cloro que desinfecta el agua potable, o el yodo que facilita la producción de hormonas tiroideas en el propio cuerpo.

Elementos

Flúor - Flúor tiene un número atómico de 9 y se denota con el símbolo F. El flúor elemental se descubrió por primera vez en 1886 aislándolo del ácido fluorhídrico. El flúor existe como molécula diatómica en su estado libre (F ₂) y es el halógeno más abundante que se encuentra en la corteza terrestre. El flúor es el elemento más electronegativo en la tabla periódica. Aparece como un gas amarillo pálido a temperatura ambiente. El flúor también tiene un radio atómico relativamente pequeño. Su estado de oxidación es siempre -1 excepto en su estado elemental, diatómico (en el que su estado de oxidación es cero). El flúor es extremadamente reactivo y reacciona directamente con todos los elementos excepto helio (He), neón (Ne) y argón (Ar). En la solución de H ₂ O, el ácido fluorhídrico (HF) es un ácido débil. Aunque el flúor es altamente electronegativo, su electronegatividad no determina su acidez; el HF es un ácido débil debido a que el ion fluoruro es básico (pH>7). Además, el flúor produce oxidantes muy potentes. Por ejemplo, el flúor puede reaccionar con el gas noble xenón y formar el agente oxidante fuerte Difluoruro de Xenon (XeF ₂₎. Existen muchos usos para el flúor, los cuales serán discutidos en la Parte VI de este artículo.

Cloro - El cloro tiene el número atómico 17 y el símbolo químico Cl. El cloro fue descubierto en 1774 extrayéndolo del ácido clorhídrico. En su estado elemental, forma la molécula diatómica Cl ₂. El cloro exhibe múltiples estados de oxidación, tales como -1, +1, 3, 5 y 7. A temperatura ambiente aparece como un gas verde claro. Dado que el enlace que se forma entre los dos átomos de cloro es débil, la molécula de Cl ₂ es muy reactiva. El cloro reacciona con los metales para producir sales llamadas cloruros. Los iones cloruro son los iones más abundantes que se disuelven en el océano. El cloro también tiene dos isótopos: ³⁵ Cl y ³⁷ Cl. El cloruro de sodio es el compuesto más prevalente de los cloruros.

Bromo - El bromo tiene un número atómico de 35 con un símbolo de Br. Fue descubierto por primera vez en 1826. En su forma elemental, es la molécula diatómica Br ₂. A temperatura ambiente, el bromo es un líquido marrón rojizo. Sus estados de oxidación varían de -1, +1, 3, 4 y 5. El bromo es más reactivo que el yodo, pero no tan reactivo como el cloro. Además, el bromo tiene dos isótopos: ⁷⁹ Br y ⁸¹ Br. El bromo consiste en sales de bromuro, las cuales se han encontrado en el mar. La producción mundial de bromuro ha aumentado significativamente a lo largo de los años, debido a su acceso y mayor existencia. Como todos los demás halógenos, el bromo es un agente oxidante, y es muy tóxico.

Yodo - El yodo tiene el número atómico 53 y el símbolo I. El yodo tiene estados de oxidación -1, +1, 5 y 7. El yodo existe como molécula diatómica, I ₂, en su estado elemental. A temperatura ambiente, aparece como un sólido violeta. El yodo tiene un isótopo estable: ¹²⁷ I. Fue descubierto por primera vez en 1811 mediante el uso de algas marinas y ácido sulfúrico. Actualmente, los iones yoduro pueden aislarse en el agua de mar. Aunque el yodo no es muy soluble en agua, la solubilidad puede aumentar si se mezclan yoduros particulares en la solución. El yodo tiene muchos papeles importantes en la vida, incluida la producción de hormonas tiroideas. Esto se discutirá en la Parte VI del texto.

Astatino - Astatino es un elemento radiactivo con un número atómico de 85 y símbolo At. Sus posibles estados de oxidación incluyen: -1, +1, 3, 5 y 7. Es el único halógeno que no es una molécula diatómica y aparece como un sólido negro metálico a temperatura ambiente. El astatino es un elemento muy raro, por lo que no se sabe tanto de este elemento. Además, la astatina tiene una semivida radiactiva muy corta, no superior a un par de horas. Fue descubierto en 1940 por síntesis. Además, se piensa que la astatina es similar al yodo. Sin embargo, se supone que estos dos elementos difieren por su carácter metálico.

Cuadro 1.1: Configuraciones electrónicas de los halógenos.
Halógeno	Configuración electrónica
Flúor	1s ² 2s ² 2p ⁵
Cloro	[Ne] 3s ² 3p ⁵
Bromo	[Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵
Yodo	[Kr] 4d ¹⁰ 5s ² 5p ⁵
Astadino	[Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ⁵

Tendencias Periódicas

Las tendencias periódicas observadas en el grupo halógeno:

Puntos de fusión y ebullición (aumenta en el grupo)

Los puntos de fusión y ebullición aumentan en el grupo debido a las fuerzas de van der Waals. El tamaño de las moléculas aumenta en el grupo. Este aumento de tamaño significa un aumento en la fuerza de las fuerzas de van der Waals.

\[F < Cl < Br < I < At\]

Tabla 1.2: Puntos de fusión y ebullición de halógenos
Halógeno	Punto de fusión (˚C)	Punto de ebullición (˚C)
Flúor	-220	-188
Cloro	-101	-35
Bromo	-7.2	58.8
Yodo	114	184
Astadino	302	337

Radio atómico (aumenta en el grupo)

El tamaño del núcleo aumenta en un grupo (F < Cl < Br < I < At) debido a que aumenta el número de protones y neutrones. Además, se suman más niveles de energía con cada periodo. Esto da como resultado un orbital más grande, y por lo tanto un radio atómico más largo.

Cuadro 1.3: Radios atómicos de halógenos
Halógeno	Radio covalente (pm)	Radio iónico (X-) (pm)
Flúor	71	133
Cloro	99	181
Bromo	114	196
Yodo	133	220
Astadino	150

Energía de ionización (d ecreases abajo del grupo)

Si los electrones de valencia externa no están cerca del núcleo, no se necesita tanta energía para eliminarlos. Por lo tanto, la energía requerida para sacar el electrón más externo no es tan alta para los elementos en la parte inferior del grupo ya que hay más niveles de energía. Además, la alta energía de ionización hace que el elemento parezca no metálico. El yodo y la astatina muestran propiedades metálicas, por lo que la energía de ionización disminuye en el grupo (At < I < Br < Cl < F).

Tabla 1.4 Energía de ionización de halógenos
Halógeno	Primera Energía de Ionización (kJ/mol)
F luo rine	1681
Cloro	1251
Bromo	1140
Yodo	1008
Astadino	890±40

Electronegatividad (d ecreases abajo del grupo)

El número de electrones de valencia en un átomo aumenta en el grupo debido al aumento de los niveles de energía en niveles progresivamente más bajos. Los electrones van progresivamente más lejos del núcleo; por lo tanto, el núcleo y los electrones no son tan atraídos entre sí. Se observa un incremento en el blindaje. Por lo tanto, la electronegatividad disminuye en el grupo (At < I < Br < Cl < F).

Cuadro 1.5: Electronegatividad de Halógenos
Halógeno	Electronegatividad
Flúor	4.0
Cloro	3.0
Bromo	2.8
Yodo	2.5
Astadino	2.2

Afinidad de electrones (d ecreasas abajo del grupo)

Dado que el tamaño atómico aumenta en el grupo, la afinidad electrónica generalmente disminuye (At < I < Br < F < Cl). Un electrón no será tan atraído por el núcleo, resultando en una baja afinidad electrónica. Sin embargo, el flúor tiene una afinidad electrónica menor que el cloro. Esto puede explicarse por el pequeño tamaño del flúor, en comparación con el cloro.

Cuadro 1.6: Afinidad electrónica de halógenos
Halógeno	Afinidad electrónica (kJ/mol)
Flúor	-328.0
Cloro	-349.0
Bromo	-324.6
Yodo	-295.2
Astadino	-270.1

Reactividad de los Elementos (d ecreases abajo del grupo)

Las reactividades de los halógenos disminuyen en el grupo (At < I < Br < Cl < F). Esto se debe a que el radio atómico aumenta de tamaño con un aumento de los niveles de energía electrónica. Esto disminuye la atracción por los electrones de valencia de otros átomos, disminuyendo la reactividad. Esta disminución también ocurre porque la electronegatividad disminuye en un grupo; por lo tanto, hay menos “tracción” de electrones. Además, hay una disminución en la capacidad oxidante en el grupo.

Halouros de Hidrógeno y Oxoácidos Halógenos

Halouros de Hidrógeno

Un haluro se forma cuando un halógeno reacciona con otro elemento menos electronegativo para formar un compuesto binario. El hidrógeno, por ejemplo, reacciona con halógenos para formar haluros de la forma HX:

Fluoruro de hidrógeno: HF
Cloruro de hidrógeno: HCl
Bromuro de Hidrógeno: HBr
Yoduro de Hidrógeno: HI

Los haluros de hidrógeno se disuelven fácilmente en agua para formar ácidos hidrohalogenados (fluorhídrico, clorhídrico, bromhídrico, yodhídrico). Las propiedades de estos ácidos se dan a continuación:

Los ácidos se forman por la siguiente reacción: HX (ac) + H ₂ O (l) → X ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)
Todos los haluros de hidrógeno forman ácidos fuertes, excepto HF
La acidez de los ácidos hidrohalogenados aumenta de la siguiente manera: HF < HCl < HBr < HI

El ácido fluorhídrico puede grabar vidrio y ciertos fluoruros inorgánicos durante un largo período de tiempo.

Puede parecer contradictorio decir que el HF es el ácido hidrohalogenado más débil porque el flúor tiene la mayor electronegatividad. Sin embargo, el enlace H-F es muy fuerte; si el enlace H-X es fuerte, el ácido resultante es débil. Un enlace fuerte está determinado por una longitud de enlace corta y una gran energía de disociación del enlace. De todos los haluros de hidrógeno, HF tiene la longitud de enlace más corta y la mayor energía de disociación de enlace.

Oxoácidos halógenos

Un oxoácido halógeno es un ácido con hidrógeno, oxígeno y átomos de halógeno. La acidez de un oxoácido se puede determinar mediante el análisis de la estructura del compuesto. Los oxoácidos halógenos se dan a continuación:

Ácido Hipocloroso: HOCl
Ácido cloroso: HClO ₂
Ácido clórico: HClO ₃
Ácido perclórico: HClO ₄
Ácido Hipobromoso: HOBr
Ácido Brómico: HBro ₃
Ácido Perbrómico: HBro ₄
Ácido Hipoyodoso: HOI
Ácido Yódico: HIO ₃
Ácido metaperiódico: HIO ₄; H ₅ IO ₆

En cada uno de estos ácidos, el protón está unido a un átomo de oxígeno; por lo tanto, comparar longitudes de enlace protónico no es útil en este caso. En cambio, la electronegatividad es el factor dominante en la acidez del oxoácido. La fuerza ácida aumenta con más átomos de oxígeno unidos al átomo central.

Estados de la materia a temperatura ambiente

Cuadro 1.7: Estados de la materia y apariencia de los halógenos
Estados de la materia (a temperatura ambiente)	Halógeno	Apariencia
Sólido	Yodo	Violeta
	Astatino	Negro/Metálico [Asumido]
Líquido	Bromo	Marrón rojizo
Gas	Flúor	Amarillo-Marrón Pálido
	Cloro	Verde Pálido

Explicación para la apariencia

Los colores de los halógenos son el resultado de la absorción de luz visible por las moléculas, lo que provoca excitación electrónica. El flúor absorbe la luz violeta, y por lo tanto aparece de color amarillo claro. El yodo, por otro lado, absorbe la luz amarilla y aparece violeta (el amarillo y el violeta son colores complementarios, los cuales se pueden determinar usando una rueda de colores). Los colores de los halógenos se vuelven más oscuros en el grupo:

Flúor → amarillo pálido/marrón
- http://www.daviddarling.info/images/fluorine.jpg
Cloro → verde pálido
- http://amazingrust.com/Experiments/how_to/Images/Chlorine_gas.jpg
Bromo → rojo-marrón
- www.crientific.com/brominecell4.jpg
Yodo → violeta
- Genchem.chem.wisc.edu/lab/ptl... ments/I/I.jpeg
Astatine* → negro/metálico
- WWW4.msu.ac.th/Satit/StudentP... t/astatine.jpg

En recipientes cerrados, el bromo líquido y el yodo sólido están en equilibrio con sus vapores, que a menudo pueden verse como gases coloreados. Aunque se desconoce el color de la astatina, se asume que la astatina debe ser más oscura que el violeta de yodo (es decir, negro) según la tendencia anterior.

Estados de oxidación de halógenos en compuestos

Como regla general, los halógenos suelen tener un estado de oxidación de -1. Sin embargo, si el halógeno está unido al oxígeno o a otro halógeno, puede adoptar diferentes estados: la regla -2 para el oxígeno tiene prioridad sobre esta regla; en el caso de dos halógenos diferentes unidos entre sí, el átomo más electronegativo tiene prioridad y adopta el estado de oxidación -1.

Ejemplo 1.1: Cloruro de yodo (ICL)

El cloro tiene un estado de oxidación de -1, y el yodo tendrá una oxidación de +1. El cloro es más electronegativo que el yodo, por lo que le da el estado de oxidación -1.

)

El oxígeno tiene un estado de oxidación total de -8 (-2 carga x 4 átomos= -8 carga total). El hidrógeno tiene un estado de oxidación total de +1. Al sumar ambos valores juntos, el estado de oxidación total del compuesto hasta el momento es -7. Dado que el estado de oxidación final del compuesto debe ser 0, el estado de oxidación del bromo es +7.

Una tercera excepción a la regla es esta: si existe un halógeno en su forma elemental (X ₂), su estado de oxidación es cero.

Cuadro 1.8: Estados de oxidación de halógenos
Halógeno	Estados de oxidación en compuestos
Flúor	(siempre) -1*
Cloro	-1, +1, +3, +5, +7
Bromo	-1, +1, +3, +4, +5
Yodo	-1, +1, +5, +7
Asatino	-1, +1, +3, +5, + 7

Ejemplo 1.3: Flúor

¿Por qué el flúor siempre tiene un estado de oxidación de-1 en sus compuestos?

Solución

La electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y disminuye en un grupo. Por lo tanto, el flúor tiene la mayor electronegatividad de todos los elementos, indicada por su posición en la tabla periódica. Su configuración electrónica es 1s ² 2s ² 2p ⁵. Si el flúor gana un electrón más, los orbitales p más exteriores están completamente llenos (resultando en un octeto completo). Debido a que el flúor tiene una alta electronegatividad, puede eliminar fácilmente el electrón deseado de un átomo cercano. El flúor es entonces isoelectrónico con un gas noble (con ocho electrones de valencia); todos sus orbitales más externos están llenos. El flúor es mucho más estable en este estado.

Aplicaciones de halógenos

Flúor: Aunque el flúor es muy reactivo, sirve para muchos propósitos industriales. Por ejemplo, es un componente clave del politetrafluoroetileno plástico (llamado Tefón-TFE por la compañía DuPont) y algunos otros polímeros, a menudo denominados fluoropolímeros. Los clorofluorocarbonos (CFC) son productos químicos orgánicos que se utilizaron como refrigerantes y propelentes en aerosoles antes de que las crecientes preocupaciones sobre su posible impacto ambiental condujeran a su uso discontinuado. Los hidroclorofluorocarbonos (HFC) ahora se utilizan en su lugar. También se agrega flúor a la pasta de dientes y al agua potable para ayudar a reducir la caries dental. El flúor también existe en la arcilla utilizada en algunas cerámicas. El flúor también se asocia con la generación de energía nuclear. Además, se utiliza para producir fluoroquinolonas, que son antibióticos. A continuación se muestra una lista de algunos de los compuestos inorgánicos importantes del flúor.

Cuadro 1.9: Compuestos Inorgánicos Importantes de Flúor
Compuesto	Usos
Na ₃ AlF ₆	Fabricación de aluminio
BF ₃	Catalizador
CaF ₂	Componentes ópticos, fabricación de HF, flujo metalúrgico
CLF ₃	Agente fluorante, reprocesamiento de combustibles nucleares
HF	Fabricación de F ₂, AlF ₃, Na ₃ AlF ₆ y fluorocarbonos
LiF	Fabricación, soldadura y soldadura de cerámicas
NaF	Agua fluorada, profilaxis dental, insecticida
SF ₆	Gas aislante para equipos eléctricos de alta tensión
SnF ₂	Fabricación de pasta de dientes
UF ₆	Fabricación de combustible de uranio para reactores nucleares

Cloro: El cloro tiene muchos usos industriales. Se utiliza para desinfectar el agua potable y las piscinas. El hipoclorito de sodio (NaClO) es el componente principal del blanqueador. El ácido clorhídrico, a veces llamado ácido muriático, es un ácido de uso común en la industria y los laboratorios. El cloro también está presente en el cloruro de polivinilo (PVC), y varios otros polímeros. El PVC se utiliza en aislamiento de cables, tuberías y electrónica. Además, el cloro es muy útil en la industria farmacéutica. Los medicamentos que contienen cloro se utilizan para tratar infecciones, alergias y diabetes. La forma neutralizada de clorhidrato es un componente de muchos medicamentos. El cloro también se utiliza para esterilizar maquinaria hospitalaria y limitar el crecimiento de infecciones. En la agricultura, el cloro es un componente de muchos pesticidas comerciales: el DDT (diclorodifeniltricloroetano) se utilizó como insecticida agrícola, pero se suspendió su uso.

Bromo: El bromo se utiliza en retardantes de llama debido a sus propiedades resistentes al fuego. También se encuentra en el pesticida bromuro de metilo, lo que facilita el almacenamiento de los cultivos y elimina la propagación de bacterias. Sin embargo, el uso excesivo de bromuro de metilo se ha interrumpido debido a su impacto en la capa de ozono. El bromo también está involucrado en la producción de gasolina. Otros usos del bromo incluyen la producción de películas fotográficas, el contenido en extintores y medicamentos para tratar la neumonía y la enfermedad de Alzheimer.

Yodo: El yodo es importante en el buen funcionamiento de la glándula tiroides del cuerpo. Si el cuerpo no recibe el yodo adecuado, se formará un bocio (glándula tiroides agrandada). La sal de mesa ahora contiene yodo para ayudar a promover el correcto funcionamiento de las hormonas tiroideas. El yodo también se usa como antiséptico. Las soluciones utilizadas para limpiar heridas abiertas probablemente contengan yodo, y se encuentra comúnmente en aerosoles desinfectantes. Además, el yoduro de plata es importante para el desarrollo de la fotografía.

Astatino: Debido a que la astatina es radiactiva y rara, no hay usos comprobados para este elemento halógeno. Sin embargo, se especula que este elemento podría ayudar al yodo en la regulación de las hormonas tiroideas. Además, ²¹¹ At se ha utilizado en ratones para ayudar al estudio del cáncer.

VII. Enlaces externos

Grube, Karl; Leffler, Amos J. “Síntesis de haluros metálicos (ML)”. J. Chem. Educ. 1993, 70, A204.
Este video brinda información sobre algunas de las propiedades físicas del cloro, bromo y yodo: http://www.youtube.com/watch?v=yP0U5rGWqdg
El siguiente video compara cuatro halógenos: flúor, cloro, bromo y yodo en términos de reacciones químicas y propiedades físicas. http://www.youtube.com/watch?v=u2ogMUDBaf4
Rueda de colores a la que se hace referencia en el texto: http://www.wou.edu/las/physci/ch462/c-wheel.gif
Elson, Jesse. “Un parámetro de unión. III, Solubilidades en agua y puntos de fusión de los halógenos alcalinos.” J. Chem. Educ.1969, 46, 86.
FESSENDEN, Elizabeth. “Química estructural de los compuestos interhalógenos”. J. Chem. Educ. 1951, 28, 619.
Holbrook, Jack B.; Sabry-Grant, Ralph; Smith, Barry C.; Tandel, Thakor V. “Entalpías de celosía de haluros, hidruros, óxidos y sulfuros iónicos: afinidades de segundo electrón de oxígeno atómico y azufre”. J. Chem. Educ. 1990, 67, 304.
Kildahl, Nicholas K. “Un procedimiento para determinar fórmulas para los oxoácidos simples del bloque p”. J. Chem. Educ. 1991, 68, 1001.
Liprandi, Domingo A.; Reinheimer, Orlando R.; Paredes, José F.; L'Argentière, Pablo C. “Una manera sencilla y segura de preparar halógenos y estudiar sus propiedades visuales en una escuela secundaria técnica”. J. Chem. Educ. 1999 76.
Manso, Terry L. “Acidedades de los oxoácidos: Correlación con la distribución de carga”. J. Chem. Educ. 1992, 69, 270.

Problemas de práctica

¿Por qué el flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 en sus compuestos?
Encuentra el estado de oxidación del halógeno en cada problema:
1. HOCl
2. KIO ₃
3. F ₂
¿Cuáles son los tres usos del cloro?
¿Cuál (s) elemento (s) existe (s) como sólido a temperatura ambiente?
¿Los siguientes aumentan o disminuyen el grupo de halógenos?
1. punto de ebullición y punto de fusión
2. electronegatividad
3. energía de ionización

RESPUESTAS

La electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y disminuye en un grupo. Por lo tanto, el flúor tiene la mayor electronegatividad de todos los elementos. Debido a que el flúor tiene siete electrones de valencia, solo necesita un electrón más para lograr una configuración de gas noble (ocho electrones de valencia). Por lo tanto, será más probable que saque un electrón de un átomo cercano.
desinfectar agua, pesticidas y medicamentos
1. +1 (El hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1, y el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2. Por lo tanto, el cloro debe tener un estado de oxidación de +1 para que la carga total pueda ser cero)
2. +5 (el estado de oxidación del Potasio es +1. El oxígeno tiene un estado de oxidación de -2, por lo que para este compuesto es -6 (-2 carga x 3 átomos= -6). Dado que el estado de oxidación total tiene que ser cero, el estado de oxidación del yodo debe ser +5).
3. 0 (Las formas elementales siempre tienen un estado de oxidación de 0.)
yodo y astatina
1. aumenta
2. disminuye
3. disminuye

Referencias

Hill, Graham y John Holman. Química en Contexto. 5ª ed. Reino Unido: Nelson Thornes, 2000. 224-25.
Petrucci, Ralph H. Genereal Química: Principios y Aplicaciones Modernas. 9a Ed. Nueva Jersey: Pearson Education Inc, 2007. 920-928.
Verma, N.K., B. Kapila, y S.K. Khanna. Química Integral XII. Nueva Delhi: Laxmi Publications, 2007. 718-30.