Química de los halógenos (grupo 17)

De Wikiversidad
Saltar a: navegación, buscar

Propiedades atómicas[editar]

Presentan una configuración electrónica en la capa más externa ns2np5, por lo que cabe esperar importantes similitudes en el comportamiento químico de todos ellos. Sin embargo, el Fluor, cabeza de grupo, presenta una serie de características que lo diferencian del resto; se conocen como “Principio de Singularidad” y determinan notables diferencias en su comportamiento químico.

Posibles formas de actuación[editar]

A la vista de las configuraciones electrónicas indicadas, podríamos considerar las siguientes posibilidades:

1) Ganancia de un electrón y formación de sales de los iones X-:

Esta es una forma de actuación habitual en el grupo. Los aniones haluro, de baja carga negativa (-1) y de relativamente pequeño volumen (son los aniones mas pequeños dentro de cada periodo) son los menos polarizables y, por tanto, sus sales serán las de mayor carácter iónico; en especial las del fluoruro.

2) Pérdida de electrones para formar cationes en sales:

No se conocen compuestos en los que los halógenos actúen como cationes monoatómicos.

3) Compartición de electrones para formar compuestos covalentes:

Una tercera posible forma de actuación, también muy frecuente, es que los átomos compartan pares de electrones con otras especies dando lugar a enlaces covalentes.

a) Compartición de los electrones desapareados de la capa de valencia:

Formando un único enlace, El-X, con otro átomo a través de su único orbital semiocupado (configuración ns2p2+2+1).

b) Empleo de los pares de electrones de "no enlace" de la capa de valencia:

La existencia de estos tres pares de electrones de “no enlace” les permite formar enlaces covalentes dativos frente a otro átomo que disponga de orbitales de valencia vacantes. Un ejemplo característico es el llamado enlace puente halógeno.

Es importante darse cuenta de que el máximo de covalencia de un átomo viene dado, en realidad, por el número de orbitales de valencia que posee; aunque estén completamente ocupados, porque pueden permitirle actuar como base Lewis, ó aunque están completamente vacíos, ya que le permitirán comportarse como ácido.

c) Empleo de los orbitales d de energía adecuada en la formación del enlace (Hipervalencia):

El modelo de TEV supone que, en determinados compuestos, el halógeno no actúa a través de la configuración electrónica de estado fundamental, sino de un “estado de valencia” resultante de la promoción de uno ó más electrones a orbitales nd vacantes y de energía adecuada. Estos casos de “hipervalencia” sólo se conocen cuando X se ve enfrentado a átomos muy electronegativos (F ú O ).

Dado que el flúor no dispone de otros orbitales de baja energía, aparte de los 2s, 2p, ya que los siguientes, 3s, son de energía demasiado alta, no puede comportarse como “hipervalente”.

La fortaleza del enlace El-X[editar]

Los factores que influyen en la fortaleza del enlace son:

1) El tamaño de los orbitales implicados (cuanto menor es el tamaño de los orbitales más efectivo es el solapamiento).

2) La polaridad del enlace (que, en general, fortalece el enlace).

3) La presencia en estos átomos de pares de electrones de “no enlace” que, en realidad, sí que intervienen en el mismo de diversas maneras:

i) Si El posee también pares electrónicos de no enlace, surgen repulsiones entre los pares de X y El, con lo que el enlace resulta más débil de lo esperado.

ii) Si El dispone de orbitales vacantes de baja energía, el enlace se refuerza por donación de los pares de “no enlace” de X a dichos orbitales de El, adquiriendo el enlace un cierto carácter múltiple.

Reactividad en disolución acuosa[editar]

Viene controlada por sus elevados potenciales de reducción: 1/2X2(g) + e- → X- (aq); Eº.(X2/X-)

Tanto el flúor como el cloro pueden oxidar al agua, incluso en medio ácido (el primero de manera violenta).

El bromo todavía puede oxidar al agua siempre que el pH no sea muy ácido. En cambio el yodo no reacciona ni siquiera en medio alcalino.

Por otro lado, ya que los halógenos poseen estados formales de oxidación positivos y negativos (salvo el fluor) será necesario considerar la posibilidad de que dismuten (o desproporcionen), es decir, que experimenten una reacción redox en la cual el elemento pase, simultáneamente, a un estado de oxidación positivo y negativo.

Estado natural, obtención y aplicaciones[editar]

Ninguno aparece libre en la naturaleza, sino formando compuestos, principalmente sales.

Fluor.

El Fluor se encuentra siempre como anión F-, siendo su principal mena la Fluorita (espato-flúor), CaF2.

Cloro.

El cloro aparece principalmente como NaCl en el agua marina y también en depósitos procedentes de zonas antiguamente ocupadas por el mar.

Obtención del elemento:

Electrólisis de la salmuera, disolución acuosa saturada de NaCl.

a) Método del cátodo de Fe/Ti

b) Método del cátodo de mercurio

Bromo.

El Bromo aparece como bromuro en el agua de mar. El Br2 se obtiene a partir de éste, por reducción con cloro.

Yodo.

El Yodo se encuentra en la naturaleza de dos maneras:

a) como yoduro en el agua salada, en cuyo caso el elemento se obtiene por oxidación con cloro.

b) como yodato

Enlaces[editar]