Reacciones y Compuestos de los halógenos
El flúor es el elemento más reactivo en la tabla periódica, formando compuestos con todos los demás elementos excepto el helio, el neón y el argón. Las reacciones del flúor con la mayoría de los otros elementos varían de vigorosas a explosivas; solo el O2, el N2 y el Kr reaccionan lentamente. Hay tres razones para la alta reactividad del flúor:
- Debido a que el flúor es tan electronegativo, es capaz de eliminar o al menos compartir los electrones de valencia de prácticamente cualquier otro elemento.
- Debido a su pequeño tamaño, el flúor tiende a formar enlaces muy fuertes con otros elementos, lo que hace que sus compuestos sean termodinámicamente estables.
- El enlace F-F es débil debido a la repulsión entre pares solitarios de electrones en átomos adyacentes, reduciendo las barreras termodinámicas y cinéticas a la reacción.
Con elementos altamente electropositivos, el flúor forma compuestos iónicos que contienen el ion F de capa cerrada. En contraste, con elementos menos electropositivos (o con metales en estados de oxidación muy altos), el flúor forma compuestos covalentes que contienen átomos F terminales, como SF6. Debido a su alta electronegatividad y configuración electrónica de valencia 2s22p5, el flúor normalmente participa en un solo enlace de par de electrones. Solo un ácido de Lewis muy fuerte, como el AlF3, puede compartir un par solitario de electrones con un ion fluoruro, formando AlF63−.
La resistencia oxidativa disminuye en el grupo 17.
Los halógenos (X2) reaccionan con metales (M) de acuerdo con la ecuación general
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Para elementos que exhiben múltiples estados de oxidación, el flúor tiende a producir el estado de oxidación más alto posible y el yodo el más bajo. Por ejemplo, el vanadio reacciona con los halógenos para dar VF5, VCl4, VBr4 y VI3.
Los haluros metálicos en el estado de oxidación +1 o +2, como CaF2, son típicamente haluros iónicos, que tienen altos puntos de fusión y a menudo son solubles en agua. A medida que aumenta el estado de oxidación del metal, también lo hace el carácter covalente del haluro debido a la polarización del enlace M–X. Con su alta electronegatividad, el fluoruro es el menos polarizable, y el yoduro, con la electronegatividad más baja, es el más polarizable de los halógenos. Los haluros de pequeños iones metálicos trivalentes como Al3+ tienden a ser relativamente covalentes. Por ejemplo, AlBr3 es un sólido volátil que contiene moléculas de Al2Br6 con puente de bromuro. En contraste, los haluros de metales trivalentes más grandes, como los lantánidos, son esencialmente iónicos. Por ejemplo, el tribromuro de indio (InBr3) y el tribromuro de lantánido (LnBr3) son sólidos de alto punto de fusión que son bastante solubles en agua.
A medida que aumenta el estado de oxidación del metal, el carácter covalente de los haluros metálicos correspondientes también aumenta debido a la polarización del enlace M–X.
Todos los halógenos reaccionan vigorosamente con hidrógeno para dar los haluros de hidrógeno (HX). Debido a que el enlace H–F en HF es altamente polarizado (Hδ+–Fδ−), el HF líquido tiene extensos enlaces de hidrógeno, lo que le da un punto de ebullición inusualmente alto y una alta constante dieléctrica. Como resultado, el HF líquido es un disolvente polar que es similar en algunos aspectos al agua y al amoníaco líquido; después de una reacción, los productos se pueden recuperar simplemente evaporando el disolvente de HF. (Sin embargo, el fluoruro de hidrógeno debe manejarse con extrema precaución, ya que el contacto de la IC con la piel causa quemaduras extraordinariamente dolorosas que tardan en curarse. Debido a que el fluoruro tiene una alta afinidad por el silicio, el ácido fluorhídrico acuoso se utiliza para grabar vidrio, disolviendo SiO2 para dar soluciones del ion SiF62 estable.
Vidrio grabado con fluoruro de hidrógeno.© Thinkstock
A excepción del flúor, todos los halógenos reaccionan con el agua en una reacción de desproporción, donde X es Cl, Br o I:
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Los oxoácidos más estables son los ácidos perhalicos, que contienen los halógenos en su estado de oxidación más alto (+7). Las resistencias ácidas de los oxoácidos de los halógenos aumentan con el aumento del estado de oxidación, mientras que su estabilidad y resistencia ácida disminuyen en el grupo. Por lo tanto, el ácido perclórico (HOClO3, generalmente escrito como HClO4) es un ácido más potente y un oxidante más fuerte que el ácido perbrómico. Aunque todos los oxoácidos son oxidantes fuertes, algunos, como el HClO4, reaccionan bastante lentamente a bajas temperaturas. En consecuencia, las mezclas de oxoácidos halógenos u oxoaniones con compuestos orgánicos son potencialmente explosivas si se calientan o incluso se agitan mecánicamente para iniciar la reacción. Debido al peligro de explosiones, nunca se debe permitir que los oxoácidos y oxoaniones de los halógenos entren en contacto con compuestos orgánicos.
Tanto la fuerza ácida como el poder oxidante de los oxoácidos halógenos disminuyen en el grupo.
Los halógenos reaccionan entre sí para producir compuestos interhalógenos, como ICl3, BrF5 e IF7. En todos los casos, el halógeno más pesado, que tiene la electronegatividad más baja, es el átomo central. El estado de oxidación máximo y el número de halógenos terminales aumentan suavemente a medida que disminuye la energía de ionización del halógeno central y aumenta la electronegatividad del halógeno terminal. Por lo tanto, dependiendo de las condiciones, el yodo reacciona con los otros halógenos para formar IFn (n = 1-7), ICl o ICl3, o IBr, mientras que el bromo reacciona con el flúor para formar solo BrF, BrF3 y BrF5, pero no BrF7. Los compuestos interhalogenados se encuentran entre los ácidos de Lewis más potentes conocidos, con una fuerte tendencia a reaccionar con iones de haluro para dar complejos con números de coordinación más altos, como el ion IF8:
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Todos los elementos del grupo 17 forman compuestos en estados de oxidación impares (-1, +1, +3, +5, +7). Los compuestos interhalogenados también son oxidantes potentes y agentes fluorantes fuertes; el contacto con materiales orgánicos o agua puede provocar una explosión.
Todos los elementos del grupo 17 forman compuestos en estados de oxidación impares (-1, +1, +3, +5, +7), pero la importancia de los estados de oxidación más altos generalmente disminuye en el grupo.
Ejemplo \(\pageIndex{1}\)
Para cada reacción, explique por qué se forman los productos dados.
- ClF3(g) + Cl2(g) → 3ClF(g)
- 2KI(s) + 3H2SO4(aq) → I2(aq) + SO2(g) + 2KHSO4(aq) + 2H2O(l)
- Pb(s) + 2BrF3(l) → PbF4(s) + 2BrF(g)
Dado: ecuaciones químicas equilibradas
Pedido: por qué los productos dados forman
Estrategia:
Clasificar el tipo de reacción. Usando tendencias periódicas en propiedades atómicas, termodinámica y cinética, explique por qué se forman los productos de reacción observados.
Solución:
- Cuando los reactivos tienen el mismo elemento en dos estados de oxidación diferentes, esperamos que el producto tenga ese elemento en un estado de oxidación intermedio. Tenemos Cl3+ y Cl0 como reactivos, por lo que un posible producto tendría Cl en el estado de oxidación +1 o +2. De nuestra discusión, sabemos que +1 es mucho más probable. En este caso, el Cl2 se comporta como un reductor en lugar de un oxidante.
- A primera vista, esto parece ser una reacción ácido–base simple, en la que el ácido sulfúrico transfiere un protón a I− para formar HI. Recuerde, sin embargo, que I− puede oxidarse a I2. El ácido sulfúrico contiene azufre en su estado de oxidación más alto (+6), por lo que es un buen oxidante. En este caso, predomina la reacción redox.
- Esta es la reacción de un elemento metálico con un oxidante fuerte. En consecuencia, se producirá una reacción redox. La única pregunta es si el plomo se oxida a Pb(II) o Pb(IV). Debido a que el BrF3 es un oxidante poderoso y el flúor es capaz de estabilizar los estados de oxidación altos de otros elementos, es probable que el PbF4 sea el producto. Los dos productos de reducción posibles para BrF3 son BrF y Br2. El producto real probablemente dependerá de la proporción de reactivos utilizados. Con un exceso de BrF3, esperamos el producto más oxidado (BrF). Con proporciones más bajas de oxidante a plomo, probablemente obtendríamos Br2 como producto.
Ejercicio \ (\pageIndex{1}\)
Predecir los productos de cada reacción y escribir una ecuación química equilibrada para cada reacción.
- CaCl2(s) + H3PO4(l) →
- GeO2(s) + HF(aq) →
- Fe2O3(s) + HCl(g) \(\xrightarrow{\Delta}\)
- NaClO2(aq) + Cl2(g) →
Answer
- CaCl2(s) + H3PO4(l) → 2HCl(g) + Ca(HPO4)(soln)
- GeO2(s) + 6HF(aq) → GeF62−(aq) + 2H2O(l) + 2H+(aq)
- Fe2O3(s) + 6HCl(g) \(\xrightarrow{\Delta}\) 2FeCl3(s) + 3H2O(g)
- 2NaClO2(aq) + Cl2(g) → 2ClO2(g) + 2NaCl(aq)