Laura Cordero Limón laura_cord88@hotmail Inmaculada García Romero la_rubyg@hotmail - PowerPoint PPT Presentation

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  1. Laura Cordero Limón • laura_cord88@hotmail.com • Inmaculada García Romero • la_rubyg@hotmail.com • Mª Dolores Limón García • mdlimgar@upo.es • Aarón Gallardo Sánchez • nolaquen_sombradelsol@hotmail.com

  2. ESTUDIO GENERAL DE LOS ELEMENTOS. NO METALES II • Propiedades generales (físicas y químicas). • Gases nobles • Halógenos Realizado por: Laura Cordero Limón Inmaculada García Romero Mª Dolores Limón García Aarón Gallardo Sánchez

  3. 1. NO METALES

  4. 1.1 Situación de no metales en tabla periódica Los no metales son más electronegativos que los metales. La electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de cualquier periodo y de abajo hacia arriba en cualquier grupo de la tabla periódica. Con excepción del hidrógeno, los no metales se concentran en la parte superior derecha de la citada tabla.

  5. 1.2 Propiedades generales Propiedades físicas Suelen tener poco peso específico, en relación con el que poseen los metales. No son dúctiles ni maleables. Carecen de brillo metálico, excepto algunos (p.e.: arsénico). Son malos conductores del calor y de la electricidad. Poseen bajo punto de fusión. A temperatura ambiente, pueden ser sólidos, líquidos ó gases.

  6. Propiedades generales Propiedades químicas Pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. Los compuestos que se forman por la combinación entre metales y no metales tienden a ser iónicos, formando un catión metálico y un anión no metálico. Tienen la tendencia a adquirir electrones y presentar una electroafinidad notablemente elevada. Sus óxidos tienen características ácidas. Forman fácilmente compuestos con el hidrógeno: Halógenos: F, Cl, Br, I. Anfígenos:O, S. Nitrogenoideos :N, P, As. Carbonoideos: C, Si. Forman aniones en solución acuosa.

  7. 2. GASES NOBLES • 2.1 Propiedades. • 2.2 Usos. • 2.3 Compuestos. Rn

  8. 2.1 Propiedades • Capa cerrada • Muy poco reactivos • Atracciones entre átomosdébiles • Monoatómicos • Incoloros, inodoros e insípidos • Puntos de fusión y ebullición muy bajos • Existencia: atmósfera estrellas, materiales radiactivos, fuentes de gas natural

  9. 2.2 Usos • Mantener ambientes seguros y constantes

  10. 2.3 Compuestos • Xe,Kr,Ar,Ne • Condiciones • Gas noble fácilmente ionizable • Átomos muy electronegativos (F, O) • Características • Agentes oxidantes potentes • L.Pauling,N.Bartlett XeF4 XeO4 XeF2

  11. 3. Los Halógenos 3.1 Elementos que pertenecen a este grupo. 3.2 Propiedades. 3.3 Obtención y aplicaciones de los halógenos. 3.4 Reactividad.

  12. 3.1 Elementos que pertenecen a este grupo • Halógenos: en griego, “formadores de sales”. • Los Halógenos se encuentran situados en el grupo 17 de la tabla periódica. • Los elementos incluidos dentro de este grupo son: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I) y astato (At). HALÓGENOS

  13. 3.2 Propiedades • Existen como moléculas diatómicas que contienen enlaces covalentes sencillos: X2(X = símbolo genérico de un halógeno). • Son moléculas diatómicas no polares por lo que presentan puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Estos aumentan desde el flúor hasta el yodo, F  I. • La reactividad química aumenta en sentido opuesto, siendo el más reactivo el flúor y el menos reactivo el yodo, I  F. • La electronegatividad es alta en todos ellos y aumenta desde el yodo al flúor, I  F. • Todos tienen 7 electrones en su capa más externa(7 electrones de valencia). • El estado de oxidación que muestran en la mayoría de sus compuestos es -1 y, excepto para el flúor, también suelen presentar +1, +3, +5 y +7.

  14. Propiedades

  15. 3.3 Obtención y aplicaciones • Flúor (F).Existe en grandes cantidades en el mineral fluoroespato o fluorita, CaF2 y es de este mineral de donde se obtiene principalmente. • Se usa como agente fluorante, en refrigerantes, insecticidas, lubricantes, en plásticos (como el teflón). • Presenta el siguiente aspecto: gas amarillo pálido

  16. Obtención y aplicaciones • Cloro (Cl).Existe en abundancia en NaCl, KCl, MgCl2 y CaCl2 en el agua salada y en lechos salinos. • Se prepara comercialmente por electrolisis de NaCl, presente en el agua del mar. • Presenta el siguiente aspecto: gas amarillo verdoso

  17. Obtención y aplicaciones • Bromo (Br).Existe principalmente como NaBr, KBr, MgBr2 y CaBr2 en el agua del mar, salmueras subterráneas y lechos salinos. • Se usa en la producción de bromuro de plata, AgBr, para lentes sensibles a la luz y películas fotográficas. • Presenta el siguiente aspecto: líquido rojo oscuro

  18. Obtención y aplicaciones • Yodo (I).Puede obtenerse de algas o mariscos desecados o de las impurezas de NaIO3 (Salitre). • Está contenido en la hormona reguladora del crecimiento tiroxina y la sal de mesa “yodurada” contiene un 0,02 % de KI. • También se usa como antiséptico y germicida en forma de tintura de yodo, una disolución en alcohol. • Presenta el siguiente aspecto: sólido cristalino negro-violeta

  19. Obtención y aplicaciones • Astato (At). Es el halógeno más pesado. Es un elemento producido artificialmente del que sólo se conocen isótopos radiactivos de vida corta. • Es muy poco usado, aplicaciones no considerables. • Posee apariencia metálica.

  20. Los halógenos libres reaccionan con la mayoría de metales y no metales para formar muchos compuestos iónicos y covalentes. Ejemplo: Todos los metales del grupo IA reaccionan con todos los halógenos para formar compuestos binariosiónicos simples. Forman compuestos como haluros metálicos y no metálicos, óxidos y oxoácidos de halógenos. 3.4 REACTIVIDAD

  21. Actúan como agentes oxidantes en la mayoría de sus reacciones. F2(g) + 2X_(ac) 2 F_(ac) + X2 0 t -1 t’>t La capacidad oxidante de los X2 disminuye al bajar en el grupo. La capacidad reductora del X_aumenta al bajar en el grupo.

  22. Reacciones de F2 son las mas vigorosas, que oxida a la otra especie a sus estados de oxidación más altos posibles. El yodo habitualmente no oxida a las sustancias a altos estados de oxidación.

  23. 3.4.1 Reacciones de los halógenos libres

  24. También conocidos como ácidos halhídricos. X2 + H2 2 HX Reacción con F2 para producir HF es explosiva y muy peligrosa. Reacciones con Cl2 y Br2 fotoquímicas. Reacción con I2 muy lenta, incluso a altas temperaturas e iluminación. Todos los haluros de hidrógeno reaccionan con H2O para producir ácidos halhídricos. H2O + HX  H3O+ + X_ 3.4.2 Haluros de hidrógeno

  25. 3.4.3 Haluros de halógenos También conocidos como compuestos interhalógenos. • Los halógenos reaccionan exotermicamente con otros para formar varios compuestos interhalógenos, de formula general XYn (n=3, 5, 7). • Los miembros grandes (X) usan los orbitales d para expandir sus capas de valencia. • Átomo central con la menor electronegatividad y un estado de oxidación positivo. • Poderosos agentes fluorantes. • Reacciones con agua prácticamente explosiva, produciéndose HF y un oxiácido cuyo halógeno central tiene l mismo estado de oxidación. 3H2O(l) + BrF5 5HF(g) + HBrO3(ac) +5 +5

  26. 3.4.4 Óxidos y oxoácidos de halógenos • Los halógenos forman varios óxidos que son agentes oxidantes poderosos y ácidos en agua. • En todos los oxiácidos el H está enlazado a un O. • Las disoluciones concentradas de estos ácidos son agentes oxidantes fuertes. • El poder oxidante disminuye al aumentar el número de átomos de oxígeno. 0 -1 +1 X2 + H2O  HX + HOX (X=Cl, Br, I) ác. Halhídrico ác. hipohaloso

  27. Las fuerzas relativasde los oxiacidos de los halógenos dependen de dos factores: La EN del halógeno y el estado de oxidación del halógeno. • El único oxoácido de flúor que se ha preparado es HOF (ácido hiposulfuroso). Es muy inestable. • Formación de sales hipohalito: halógeno + base diluida fría X2 + 2NaOH  NaX + NaOX +H2O (X=Cl, Br, I) haluro sódico hipohalito sódico

  28. Los hipohalitos se utilizan como agentes blanqueantes o desinfectante: Ej: Cl2 reacciona con H2 para formar HCl y HOCl. El ácido hipocloroso se descompone luego en HCl y radicales O (agentes oxidantes muy fuertes) que matan a las bacterias. • Los ác. Fluoroso y yodoso aparentemente no existen.

  29. BIBLIOGRAFÍA • Petrucci and Hardwood. “Química General”, Octava Edición, Prentice Hall. 2003 • K.W. Whitten y col., “Química General”, Quinta Edición, McGraw-Hill, 1998 • R. Chang, “Química”, Sexta Edición, McGraw-Hill, 1999 • Silberberg, “Química”, McGraw-Hill, 2002 • M. Paraira, “Introducción a la formulación y nomenclatura química inorgánica-orgánica” Vicens-Vives, 1995 • Diversas webs de internet.