Grupo 17, Los Halogenos

Los elementos del grupo 17: Los Halógenos.

Cada descubrimiento de un halógeno nuevo representó un avance importante de nuestro conocimiento de la química. Por ejemplo, a finales del siglo XVIII los químicos creían que todos los ácidos contenían oxígeno. Según este razonamiento, el ácido clorhídrico (conocido entonces como ácido muriático) tenía que contener oxígeno. Cuando en 1774 Scheele preparó un nuevo gas verde ácido muriático desflogisticado- a partir de ácido clorhídrico, Lavoisier y casi todos los demás químicos argumentaron que la sustancia (cloro gaseoso) era simplemente un nuevo compuesto, que contenía más oxígeno que el ácido muriático mismo. Este error persistió hasta 1810, cuando Davy demostró que el gas era realmente un elemento nuevo, el cloro, y al hacerlo invalidó la definición de ácido.

El descubrimiento del yodo se realizó en el campo de la química de los productos naturales, un área de investigación de gran importancia en la actualidad. Se había sabido desde quizá varios miles de años antes que la ingestión de esponjas quemadas era un tratamiento eficaz para el bocio. Los médicos de ese entonces querían saber qué componente de la esponja era el que curaba, sobre todo porque la ingestión de la esponja entera podía causar también fuertes calambres estomacales. En 1819 el químico francés J. F. Coindet demostró que el ingrediente benéfico era el yodo, y que el yoduro de potasio producía los mismos beneficios, pero sin los efectos colaterales. Todavía hoy consumimos "sal yodatada" para prevenir el bocio.

El bromo fue el siguiente halógeno en ser descubierto, y la importancia de este descubrimiento radica en el hecho de que con ello se demostró que tres elementos cloro, bromo y yodo tienen propiedades similares. Era el primer indicio de que existen patrones en las propiedades de los elementos. La propuesta del químico alemán Dobereiner, entre 1817 y 1829, de grupos de tres elementos, o "tríadas", fue uno de los primeros pasos hacia el descubrimiento de la periodicidad de los elementos químicos.

El flúor resultó ser el más elusivo. En el siglo XIX se hicieron muchos intentos por obtener este elemento tan reactivo a partir de sus compuestos. El fluoruro de hidrógeno, una sustancia extremadamente venenosa, se usó muchas veces como materia prima. Al menos dos químicos murieron por inhalar los vapores, y muchos más padecieron dolores el resto de su vida por el daño a sus pulmones.

El químico francés Henri Moissan, ayudado en el laboratorio por su esposa, Léonie Lugan, en 1886 ideó un aparato electrolítico para la síntesis del flúor. Moissan, quien recibió el premio Nobel por su descubrimiento del flúor, murió de forma prematura, por envenenamiento con fluoruro de hidrógeno.

Tendencias grupales

En condiciones normales (TPAE), el flúor es un gas incoloro (aunque en muchos textos se dice incorrectamente que es de color verde claro); el cloro es un gas de color verde pálido; el bromo es un líquido aceitoso de color café-rojizo; y el yodo es un sólido negro de aspecto metálico. El bromo es el único elemento no metálico que es líquido a la temperatura ambiental. Las presiones de vapor del bromo y el yodo son muy altas. Por ello, se observa vapor de bromo tóxico, de color café-rojizo, cuando se abre un recipiente que contiene bromo; y se producen vapores tóxicos de color violeta cuando los cristales de yodo son calentados suavemente. Aunque el yodo tiene aspecto metálico, se comporta como un no metal típico en casi toda su química.

Igual como lo que hicimos antes, no consideraremos la química del miembro radiactivo del grupo, en este caso el astato. Todos los isótopos del astato tienen vidas medias muy cortas; por ello, emiten radiación de alta intensidad. No obstante, se ha demostrado que la química de este elemento sigue las tendencias que se observan en los demás miembros de este grupo. El astato se forma como producto poco común de la desintegración de isótopos del uranio. Es probable que el astato sea el elemento menos abundante en la Tierra; se estima que el kilómetro superior de toda la corteza terrestre no contiene más de 44 mg de astato. A pesar de esto, uno de los pioneros de la radioquímica que ha caído en el olvido, la científica austriaca Berta Karlik y su discípula Trudy Beinert, lograron demostrar la existencia de este elemento en la naturaleza.

Comportamiento peculiar del flúor

Como se señaló antes para el nitrógeno y el oxígeno, los miembros del periodo 2 deben gran parte de su singularidad a sus limitaciones de enlace. Sin embargo, el flúor tiene algunas características adicionales únicas.

Debilidad del enlace flúor-flúor

Las energías de enlace de los halógenos, del cloro al yodo, muestran una disminución sistemática, pero la energía de enlace del flúor no sigue ese patrón. Para encajar en la tendencia, esperaríamos que la energía del enlace flúorflúor fuera de 300 kJomol- 1 en lugar del valor real de 155 kJomol- • Aunque se han sugerido varias razones, la mayoría de los químicos piensa que la debilidad del enlace flúor-flúor es un resultado de las repulsiones entre los electrones no enlazados de los dos átomos de la molécula. Esto explica en parte la elevada reactividad del flúor gaseoso.

Limitaciones del enlace

Al igual que los otros elementos del periodo 2, el flúor está limitado a un octeto de electrones en sus compuestos covalentes. Por ello, el flúor casi siempre forma un solo enlace covalente, una de las pocas excepciones es el ion H2F+.

Alta electronegatividad del flúor

Con su electronegatividad tan alta, el átomo de flúor forma los puentes de hidrógeno más fuertes de todos los elementos. Además de su importante efecto sobre los puntos de fusión y de ebullición del fluoruro de hidrógeno, los puentes de hidrógeno dan pie a la formación de un anión poliatómico muy estable: HF2 - .

Naturaleza iónica de muchos fluoruros

Los metales en estados de oxidación "normales" forman fluoruros que a menudo son iónicos, mientras que sus compuestos equivalentes con cloro, bromo y yodo son covalentes. Esta diferencia se debe a la baja polarizabilidad del pequeño ion fluoruro. Por ejemplo, el fluoruro de aluminio tiene un comportamiento iónico, mientras que los otros halogenuros de aluminio exhiben un comportamiento covalente apreciable.

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