“Año del Centenario de Machu Picchu para el Mundo”

UNIVERSIDADUNIVERSIDAD NACIONALNACIONAL

MAYORMAYOR DEDE SANSAN MARCOSMARCOS

FACULTAD INGENIERIA GEOLOGICA, MINERA, METALURGICAFACULTAD INGENIERIA GEOLOGICA, MINERA, METALURGICA Y GEOGRAFICA.Y GEOGRAFICA.

E.A.P. DE INGENIERIA METALURGICA E.A.P. DE INGENIERIA METALURGICA

PROFESOR : Ing. Jorge Luis Zegarra PumacayoPROFESOR : Ing. Jorge Luis Zegarra Pumacayo

CURSO : Química inorgánicaCURSO : Química inorgánica

ALUMNO : Oscco Quispe, Nelson José. ALUMNO : Oscco Quispe, Nelson José.

CODIGO : 10160070 CODIGO : 10160070

TURNO TURNO : TARDE : TARDE

Ciudad Universitaria, 21 de mayo del 2011Ciudad Universitaria, 21 de mayo del 2011

HALÓGENOSQuímica inorgánica y cualitativa 1

Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elemento forman el grupo 17 (anteriormente grupo VII A) de la tabla periódica: flúor, cloro, bromo, yodo y ástato.

En estado natural se encuentran como moléculas biatómicas químicamente activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mono negativo, X-. Este ión se denomina haluros; las sales que lo contienen se conocen como haluros. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.

Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA.

Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el pseudohalogenuro, pero no el pseudohalógeno correspondiente. Algunos pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato (SCN-), fulminato (CNO-), etcétera.

Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la conservación de alimentos, especialmente en la salazón del pescado.

FLÚOR

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El flúor es el elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es F.

Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F2. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas en contacto con la piel.

Características principales

El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso, el vidrio, metales, agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de vidrio.

En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro, F-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF4]-, o el H2F+.

Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún resto cargado positivamente.

Abundancia y obtención

El flúor es el halógeno más abundante en la corteza terrestre, con una concentración de 950 ppm. En el agua de mar esta se encuentra en una proporción de aproximadamente 1,3 ppm. Los minerales más importantes en los que está presente son la fluorita, CaF2, el fluorapatito, Ca5(PO4)3F y la criolita, Na3AlF6.

El flúor se obtiene mediante electrólisis de una mezcla de HF y KF. Se produce la oxidación de los fluoruros:

2F- - 2e- → F2

Química inorgánica y cualitativa 3

En el cátodo se descarga hidrógeno, por lo que es necesario evitar que entren en contacto estos dos gases para que no haya riesgo de explosión

Aplicaciones

El politetrafluoroetileno (PTFE), también denominado teflón, se obtiene a través de la polimerización de tetrafluoroetileno que a su vez es generado a partir de clorodifluorometano, que se obtiene finalmente a partir de la fluoración del correspondiente derivado halogenado con fluoruro de hidrógeno (HF).

También a partir de HF se obtienen clorofluorocarburos (CFCs), hidroclorofluorocarburos (HCFCs) e hidrofluorocarburos (HFCs).

Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF6, que se emplea en el enriquecimiento en 235U.

El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na3AlF6, la cual se usa en el proceso de obtención de aluminio.

Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones. El fluoruro de sodio, NaF, se emplea como agente fluorante; el difluoruro de amonio, NH4HF2, se emplea en el tratamiento de superficies, anodizado del aluminio, o en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF3, se emplea como catalizador; etc.

Algunos fluoruros se añaden a la pasta de dientes para la prevención de caries. En algunos países se añade fluoruro al agua potable para favorecer la salud dental. Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores. El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas

contribuye al efecto invernadero y está recogido en el Protocolo de Kioto.

Precauciones

El flúor y el HF deben ser manejados con gran cuidado y se debe evitar totalmente cualquier contacto con la piel o con los ojos. El HF anhidro hierve a 19 °C y es capaz de destruir un cadáver, incluyendo sus huesos, sus vapores son muy irritantes y tóxicos, sus descubridores murieron por su acción. Nunca ha de mezclarse con metales alcalinos ni con amoníaco. En presencia de SbF 5, se convierte en un superácido (el HF anhidro). La capacidad de protonación es tan grande que oxida a metales como el cobre y protona al metano etc. Tanto el flúor como los iones fluoruro son altamente tóxicos. El flúor presenta un característico olor acre y es detectable en unas concentraciones tan bajas como 0,02 ppm, por debajo de los límites de exposición recomendados en el trabajo.

CLORO

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El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado

puro forma dicloro: un gas tóxico amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas (Cl2) unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y tóxico. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.

Características principales

En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos elementos y compuestos químicos, por esta razón se encuentra formando parte de cloruros (especialmente en forma de cloruro de sodio), cloritos y cloratos , en las minas de sal y disuelto en el agua de mar.

Abundancia

El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos formando principalmente sales iónicas; como es el caso del cloruro sódico y cálcico; también con la mayoría de metales; desde el cloruro de hafnio hasta el cloruro de plata. Podría decirse que el cloro combina de forma natural bastante bien con la mayoría de elementos, quitando los de su grupo, halógenos y gases nobles, aunque en las últimas décadas de manera sintética forma parte de los mismos en compuestos conocidos como son los fluorocloruros y cloruros de xenón. Finalmente cabe destacar que la gran mayoría de estos compuestos suelen encontrarse con impurezas formando parte de minerales como la carnalita, KMgCl3·6H2O.

Obtención El cloro comercial se obtiene por electrólisis en el proceso de preparación de los álcalis y se expende en forma líquida,

no es puro; y por lo tanto, ha de purificarse. Si se trata el dióxido de manganeso hidratado con ácido clorhídrico concentrado se produce un gas exento en gran parte de impurezas tales como el oxígeno gas (O2(g)) y óxidos de cloro.

4HCl + MnO2xH2O → MnCl2 + (x+2)H2O + Cl2

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Aplicaciones y usos

El cloro es un químico importante para la purificación del agua (como en plantas de tratamiento de agua), en desinfectantes, y en la lejía. El cloro en agua es más de tres veces más efectivo como agente desinfectante contra Escherichia coli que una concentración equivalente de bromo, y más de seis veces más efectiva que una concentración equivalente de yodo.[3]

El cloro suele ser usado en la forma de ácido hipocloroso para eliminar bacterias y otros microbios en los suministros de agua potable y piscinas públicas. En la mayoría de piscinas privadas, el cloro en sí no se usa, sino hipoclorito de sodio, formado a partir de cloro e hidróxido de sodio, o tabletas sólidas de isocianuratos clorados. Incluso los pequeños suministros de agua son clorados rutinariamente ahora.[4] (Ver también cloración)

El cloro elemental es un oxidante. Interviene en reacciones de sustitución, donde desplaza a los halógenos menores de sus sales. Por ejemplo, el gas de cloro burbujeado a través de una solución de aniones bromuro o yoduro los oxida a bromo y yodo, respectivamente.

El cloro es usado extensivamente en química orgánica y química inorgánica como un agente oxidante, y en reacciones de sustitución, porque frecuentemente el cloro imparte propiedades deseadas a un compuesto orgánico, debido a su electronegatividad.

Los compuestos de cloro son usados como intermediarios en la producción de un gran número de productos industriales importantes que no contienen cloro. Algunos ejemplos son: policarbonatos, poliuretanos, siliconas, politetrafluoroetileno, carboximetilcelulosa y óxido de propileno.

El gas cloro, también conocido como Umbreon, fue usado como un arma en la I Guerra Mundial por Tampico el 22 de abril de 1915, en la Segunda Batalla de Ypres. Como lo describieron los soldados, tenía un olor distintivo de una mezcla entre pimienta y piña. También tenía gusto metálico y pungía el fondo de la garganta y el pecho. El cloro puede reaccionar con el agua en la mucosa de los pulmones para formar ácido clorhídrico, un irritante que puede ser letal. El daño hecho por el gas de cloro puede ser evitado por una máscara de gas, u otros métodos de filtración, que hacen que la posibilidad total de morir por gas cloro sea mucho menor que por otras armas químicas. Fue diseñado por un científico alemán posteriormente laureado con un Premio Nóbel, Fritz Haber del Kaiser-Wilhelm-Institute en Berlín, en colaboración con el conglomerado químico alemán IG Farben, quienes desarrollaron métodos para descargar el gas cloro contra una trinchera enemiga.

BROMO

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El bromo o bromino (también llamado antaño fuego líquido) es un elemento químico de número atómico 35 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII) de la tabla periódica de los elementos.

Su símbolo es Br.

El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y denso. Su reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo. En estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores irritan los ojos y la garganta.

Abundancia y obtención

La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br-. En el mar presenta una concentración de unos 65 µg/g.

El bromo molecular, Br2 se obtiene a partir de las salmueras, mediante la oxidación del bromuro con cloro, una vez obtenido éste:

2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl-

Es necesario emplear un proceso de destilación para separarlo del Cl2.

Aproximadamente se producen en el mundo 500 millones de kilogramos de bromo por año (2001). Estados Unidos e Israel son los principales productores. Las aguas del Mar Muerto y las minas de Stassfurt son ricas en bromuro de potasio.

Precauciones

En las sustancias hay una toxicidad intrínseca, debida a un átomo, iones o complejos particulares ejemplo el FCH2-COO(-1) (ión fluoracetato ) o el ión Cianuro CN(-1) y otra toxicidad debida a su reactividad. El flúor y todos sus compuestos son tóxicos,( el flúor por su reactividad y toxicidad) y el arsénico (por su toxicidad), en el caso del bromo (se parece más al cloro) su toxicidad, se debe a su reactividad (ésta menor que la del cloro), siendo sus iones

negativos bromuro y cloruro poco tóxicos. El cloruro forma parte de la sal y de la sangre y es muy poco tóxico. El bromuro es más tóxico que el cloruro, pero no es particularmente tóxico.

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Sin embargo, el bromo elemental es altamente tóxico y a partir pequeñas trazas (10 ppm), tanto por vía dérmica como inhalado, puede causar problemas inmediatos de salud o en dosis mayores la muerte. Es muy irritante tanto para los ojos como para la garganta; en contacto con la piel produce quemaduras dolorosas. Su manejo impropio supone un serio riesgo para la salud, requiriendo unas máximas precauciones de seguridad.

Aplicaciones

El bromo molecular se emplea en la fabricación de una amplia variedad de compuestos de bromo usados en la industria y en la agricultura. Tradicionalmente, la mayor aplicación del bromo ha sido para la producción de 1,2-dibromoetileno, que se empleaba como aditivo en las gasolinas que tenían como antidetonante tetraetilo de plomo.

El bromo se emplea en la fabricación de productos de fumigación, agentes antiinflamables, productos para la purificación de aguas, colorantes, bromuros empleados en fotografía (por ejemplo el bromuro de plata, AgBr), desinfectantes, insecticidas, etcétera.

Una moderna aplicación en USA es la batería Bromo/Cinc que se emplea para grandes cantidades de corriente.

También se obtiene a partir de él el bromuro de hidrógeno:Ácido bromhídrico

Br2 + H2 → 2HBr

Toxicidad de compuestos

En todos los compuestos halogenados hay un peligro relacionado con su toxicidad. Según la normativa de la Unión Europea a partir de enero del 2007 se empezó a prohibir los retardantes de llama polibromados por sus efectos negativos para la salud y el medio ambiente, hecho que suele suceder con los derivados halogenados orgánicos, cabe recordar que como el bromuro de metilo ha sido prohibido por sus efectos sobre el ozono y su peligrosidad medio ambiental, en general los organohalogenados son muy nocivos para la salud y el medio ambiente.

YODO

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El yodo es un elemento químico de número atómico 53 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es I (del griego ιώδης "violeta").

Este elemento puede encontrarse en forma molecular como yodo diatómico.

Es un oligoelemento y se emplea principalmente en medicina, fotografía y como colorante. Químicamente, el yodo es el halógeno menos reactivo y electronegativo.

Como con todos los otros halógenos (miembros del Grupo VII en la tabla periódica), el yodo forma moléculas diatómicas y por ello forma el diyodo de fórmula molecular I2.

Características principales

Al igual que el resto de halógenos forma un gran número de compuestos con otros elementos, pero es el menos reactivo del grupo y tiene ciertas características metálicas. Puede presentar variados estados de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7. También es reactivo con el mercurio y el azufre.

Abundancia y obtención

El yodo es el halógeno menos abundante, presentándose en la corteza terrestre con una concentración de 0,14 ppm, mientras que en el agua de mar su abundancia es de 0,052 ppm.

El yodo se obtiene a partir de los yoduros, I-, presentes en el agua de mar y en algas, o en forma de yodatos, IO3

- a partir de los nitratos del salitre (separándolos previamente de éstos). El primer método para la separación del yodo del salitre fue descubierto por el chileno don Pedro Gamboni, en su oficina salitrera Sebastopol, ubicada en la Región de Tarapacá.

En el caso de partir de yodatos, una parte de estos se reducen a yoduros, y los yoduros obtenidos se hacen reaccionar con el resto de yodatos, obteniéndose yodo:

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IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O

Cuando se parte de yoduros, estos se oxidan con cloro y el yodo obtenido se separa mediante filtración. Se puede purificar reduciéndolo y haciéndolo oxidarse con cloro.

2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-

El yodo se puede preparar de forma ultra pura haciendo reaccionar yoduro de potasio, KI, con sulfato de cobre, CuSO4.

Deficiencia de yodo

En áreas donde hay poco yodo en la dieta (alejados del mar) la deficiencia de yodo puede causar hipotiroidismo, cuyos síntomas incluyen fatiga extrema, bocio, retardo mental, depresión, ganancia de peso, disminución del metabolismo basal y disminución de la temperatura basal (hipotermia). En mujeres embarazadas puede producir abortos y deformidades fetales, así como retardo mental posterior en los niños.[5] Existen dos enfermedades causadas por la deficiencia de yodo severa, estas son el cretinismo y el bocio.

Cretinismo: condición asociada a la deficiencia de yodo. Existen dos tipos de cretinismo: Cretinismo neurológico, en el que se observa retardo mental, retardo del crecimiento corporal, rigidez muscular, convulsiones y sordomudez. Cretinismo Mixedema toso: (puede observarse en zonas africanas), se caracteriza por enanismo, poco desarrollo mental, mixedema y estrabismo.

Bocio: La ausencia o disminución de hormonas tiroideas en la sangre, conduce a una elevación en los niveles de TSH, la cual estimula anormalmente a la tiroides, causando aumento en la proliferación celular y vascularización lo que resulta en agrandamiento de la glándula o hipertrofia llamada Bocio.

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Precauciones

El yodo es corrosivo, es necesario tener cuidado cuando se maneja yodo pues el contacto directo con la piel puede causar lesiones. El vapor de yodo es muy irritante para los ojos. Al mínimo contacto dar unas dosis de colirio al ojo/s. También es peligroso para las membranas mucosas. La concentración de yodo en el aire[6] no debe exceder 1 mg/m³. Cuando es mezclado con amoníaco, puede formar triyoduro de nitrógeno el cual es extremadamente sensible y capaz de explotar inesperadamente.

ASTATO

El astato o ástato es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es At y su número atómico es 85. Este elemento radiactivo, el más pesado de los halógenos, se produce a partir de la degradación de uranio y torio.

Características

El comportamiento químico de este elemento altamente radiactivo es muy similar al de otros halógenos, especialmente el yodo. Se piensa que el astato es más metálico que el yodo. Investigadores del Laboratorio Nacional de Brookhaven han realizado experimentos en los que se han identificado y medido reacciones elementales que involucran al ástato.

El astato, seguido del francio, es el elemento más raro de la naturaleza, con una cantidad total sobre la superficie terrestre menor a 25 gramos en el mismo instante de tiempo; es decir, menos que una

cucharada pequeña.

Obtención

El astato se obtiene bombardeando bismuto con partículas alfa, obteniendo isótopos 209At y 210At, con un periodo de semidesintegración relativamente alto.

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Efectos del Ástato sobre la salud

La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor de 30 gramos y solo unos pocos microgramos han sido producidos artificialmente. Esto, junto con su corta vida, no deja ninguna razón para considerar los efectos del ástato en la salud humana. El ástato se estudia en unos pocos laboratorios de investigación donde su alta radioactividad requiere precauciones y técnicas de manipulación especiales. El ástato es un halógeno y posiblemente se acumule en la glándula tiroides como el yodo. Desde un punto de vista químico, se puede especular que su toxicidad será idéntica a la del yodo.

Bibliografía

http://es.wikipedia.org/wiki/Hal%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Fl%C3%BAor

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloro

http://es.wikipedia.org/wiki/Bromo

http://es.wikipedia.org/wiki/Yodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Astato

http://www.lenntech.es/periodica/elementos/at.htm

http://www.enbuenasmanos.com/articulos/muestra.asp?art=1629

http://www.lenntech.es/periodica/elementos/i.htm

http://www.lenntech.es/periodica/elementos/cl.htm

http://www.lenntech.es/periodica/elementos/br.htm

http://www.lenntech.es/periodica/elementos/f.htm

http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/halogenos

Química inorgánica y cualitativa 12