Post on 09-Nov-2018
Elementos do Grupo 17 - Halogênios
Configuração Eletrônica
F [He] 2s2 2p5
Cl [Ne] 3s2 3p5
Br [Ar] 3d10 4s2 4p5
I [Kr] 4d10 5s2 5p5
At [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
Do Grego: Formador de sal
Configuração Eletrônica Estados Oxidação
F [He] 2s2 2p5 -1, 0
Cl [Ne] 3s2 3p5 3d0 -1,0,+1,+3,+4,+5,+6, +7
Br [Ar] 3d10 4s2 4p54d0 -1,0,+1,+3,+4,+5,+6
I [Kr] 4d10 5s2 5p55d0 -1,0,+1,+3,+5,+7
At [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
ns np nd
Propriedades Atômicas
•Formam ligação iônica quando adquirem um
elétron formando íon X- ou formam ligação
covalente e completam seu octeto.
• O flúor é sempre monovalente negativo
• Os demais elementos do grupo podem possuir
números de oxidação que podem variar entre -1
até +7 (desemparelhamento de elétrons)
Os elementos desse grupo são muito semelhantes:
• possuem sete elétrons no nível mais externo
• eletronegatividade decresce para baixo no grupo
Propriedades Atômicas
Propriedades Gerais • PF e PE aumentam com o aumento do número atômico flúor e cloro gases bromo líquido iodo sólido
• todos formam moléculas diatômicas
• as moléculas X2 são coloridas devido a absorção de luz visível e
conseqüente promoção de elétrons mais externos, que passam para
níveis mais energéticos.
•quanto mais pesado o átomo, menor a quantidade de energia
necessária para promover os elétrons (Br2 e I2: cores região do vermelho
(absorve a luz verde – 490-560 nm) e roxo (absorve luz amarela 560 –
580 nm)) • F2: quase incolor (absorve radiação UV) •Cl2: verde-amarelo.
• A energia de dissociação do F2 é
muito baixa devido a repulsão dos
pares de elétrons não ligantes, o que é
responsável pela sua grande
reatividade.
• Esta repulsão é maior no F pelo seu
tamanho reduzido, o que aumenta a
repulsão entre elétrons por estarem
mais próximos devido à atração
elétron-núcleo
Energia de dissociação das moléculas diatômicas
Entalpias de dissociação das ligações:
- carbono-halogênio
- hidrogênio-halogênio
- halogênio-halogênio
A força da ligação
muda em função do
comprimento de
ligação (que depende
do tamanho dos
átomos envolvidos).
Note a força das
ligações H-F e F-F
C-X
H-X
X-X
Poder oxidante Relacionado com a afinidade eletrônica do elemento (capacidade de receber elétrons = poder oxidante de um elemento)
Todos os halogênios são agentes oxidantes. O poder oxidante decresce do flúor para o iodo.
Reatividade dos halogênios diminui com a aumento do número atômico
Reatividade dos Halogênios Relacionada com a força de ligação X-X e com a eletronegatividade
do elemento
F Cl Br I
O flúor é o mais reativo dos halogênios, reage com todos os
elementos exceto He, Ne e Ar.
Sua grande reatividade é devida:
- a baixa energia da ligação F – F
- ao seu extremo poder oxidante
- ao pequeno tamanho de seus átomo ou íons
- a sua alta eletronegatividade
A alta eletronegatividade leva a formação de ligações fortes com
outros elementos.
Abundância
(mg/kg) (crosta)
F 900
Cl 314
Br 1,6
I 0,3
Ocorrência, Obtenção e Uso dos halogênios
Como são muito reativos, na natureza são encontrados como compostos
Ocorrência, Obtenção e Uso dos halogênios
• Fluorita – CaF2 • Apatita – Ca3(PO4)2(OH, F, Cl)
• Latim - Fluir
• Halita – NaCl • Sodalita – Na4Al3(SiO4)3Cl • Água do mar
• Grego - Esverdeado
15000 mg/kg
Solubilidade
Energia em processos de dissolução: Entalpia de Rede + Entalpia Hidratação
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) 787 + (-784) = +3 KJ.mol-1 endotérmica
KCl (s) K+ (aq) + Cl- (aq) 717 + (-701) = +16 KJ.mol-1 endotérmica
CaF2 (s) Ca+ (aq) + 2 F- (aq) 2709 + (-2623) = +86 KJ.mol-1 endotérmica
O fluoreto (F-) é um ânion
pequeno
seus compostos iônicos tem uma alta entalpia de rede
baixa solubilidade
Br
• Água do mar
• Difuso em outros minerais
I
• Água do mar
• Difuso em salitre (NaIO3 e NaIO4)
• Grego - Fétido
Ocorrência, Obtenção e Uso dos halogênios
• Tempo de meia-vida de 8,1 h
• Estima-se cerca de ± 31g de Astato na Crosta Terrestre
• O Astato ocorre em traços nos minerais Uranita e Torita
(Th, U)SiO4
UO2
Ocorrência, Obtenção e Uso dos halogênios
Esquema de uma célula eletrolítica para produção de flúor a partir de fluoreto de potássio dissolvido em fluoreto de hidrogênio líquido (1:2)
Métodos de Obtenção
CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2HF KF + HF K[HF2] HF + K[HF2] H2 + F2 ELETRÓLISE
fluorita
•O Flúor é usado na separação dos isótopos do urânio (processamento de combustível nuclear).
)(6
235
24
235
24
235
2
235 4
gásFUFFU
OHFUHFOU
Aplicações
)(6
238
24
238
24
238
2
238 4
gásFUFFU
OHFUHFOU
• adicionado à água para prevenir perda dos dentes Ca5(PO4)3OH (s) + 4 H3O+ (aq) 5 Ca2+ (aq) + 3HPO4
2-(aq) + 5 H2O (l)
Tratamento com Flúor forma uma cobertura mais resistente ao ataque:
Ca5(PO4)3OH (s) + F- (aq) Ca5(PO4)3F (s) + OH-(aq)
• usado na produção de compostos orgânicos fluorados (Teflon)
São compostos inertes a oxidação do ar, de ácido nítrico, sulfúrico e outros
agentes oxidantes.
Aplicações
ânodonocátodono
ClNaNaCl seletrólisefund (g)2
0
)()( 22
Eletrólise NaCl fundido
Eletrólise NaCl aquoso
(g)2 (g)2)()(2)( 222 ClHNaOHOHNaCl aqeletróliselaq
Métodos de Obtenção
Em laboratório:
• Oxidação do NaCl a partir do (K2Cr2O7)
• Cl2 é borbulhado na água
Métodos de Obtenção
6Cl- + Cr2O72- + 14H+ 3Cl2 + 2Cr3+ + 7H2O
• O cloro é empregado na fabricação de plásticos, canos, solventes e
pesticidas.
Aplicações
• Usado como alvejante de papel e tecido e para tratamento de água.
É obtido pelo borbulhamento de Cl2 na água do mar (7 toneladas de água do mar fornece 0,5 kg de bromo)
) (2)()()(2 2 2águaemdisperso
BrClBrCl aqaqg
a - O bromo é adsorvido em solução de Na2CO3 formando NaBr e NaBrO3. b – a mistura é acidificada e destilada evaporando o Br2
• O bromo é usado na fabricação de 1,2-dibromoetano para remoção do chumbo na gasolina, produção de AgBr para filme
fotográfico
Métodos de Obtenção
• Ocorre como impureza no salitre do Chile na forma de iodato e de
periodato.
• Ocorre como íon iodeto na água do mar (pode ser obtido de plantas
marinhas que contém grande quantidade de água do mar: 2000 Kg
de plantas fornecem 1 Kg de iodo).
A oxidação do I- com gás cloro produz iodo
elementar:
) (2)()()(2 2 2águaemdisperso
IClICl aqaqg
• Empregado como anti-séptico de ação oxidante moderada • É adicionado ao sal de cozinha para evitar o bócio
Métodos de Obtenção
Não ocorre na natureza Existem 20 isótopos todos radioativos
N 2At Bi 1
0
211
85
4
2
209
83
2 I- + 4 H+ + MnO2 Mn2+ + I2 + 2 H2O
NaI + MnO2
Adição de H2SO4; produz I2.
Preparação do iodo no laboratório:
Haletos de Hidrogênio (HX) • Todos os halogênios reagem com hidrogênio formando haletos
• A reatividade entre halogênios e hidrogênio diminui com o
aumento do número atômico.
• O HF e HCl são preparados por reação dos sais com ácido sulfúrico
)(4)()(42)(2
)(4)()(42)(2
2
2
saqls
saqls
CaSOHClSOHCaCl
CaSOHFSOHCaF
Principais Compostos
• O HBr é obtido pelas reações a seguir:
)()(43)(2)(3
3(s)2(g))(4
)()(43)()(43
HBr 3H 3
PBr 4 Br 6 P
HBr 3 3
gaqls
s
aqssaq
POHOPBr
PONaNaBrPOH
• O HI pode ser obtido de forma semelhante adicionando-se água a uma mistura de fósforo e iodo.
ou
Haletos de Hidrogênio (HX)
Para produção de HBr e HI não pode ser utilizado H2SO4, pois ele provoca a oxidação dos produtos
• HCl, HI e HBr são gases
• HF é liquido com ponto de ebulição de 19 C. Esse ponto de
ebulição elevado é devido a presença de ligações de hidrogênio no
HF
• no estado gasoso todos os hidretos são covalentes
• quando dissolvidos em água o HCl, HI e HBr dissociam-se
comportando-se como ácidos fortes:
IouBrClXXOHOHHX aqaqlg ,)()()()( 32
HF HCl HBr HI
• força dos ácidos
Haletos de Hidrogênio (HX)
Por que o HF não é o mais forte ?
.)(.)(.)()(desidrat.Hácida Força hidrationizdissoc HAEEH
HX (hidrat) H+ (hidrat) + X-
(hidrat) Força dos ácidos
Logo, o HF é o ácido mais fraco
STHG
(Todos os valores estão em kJ/mol)
Força dos ácidos
.)(.)(.)()(desidrat.Hácida Força hidrationizdissoc HAEEH
• Flúor e oxigênio forma-se fluoretos de oxigênio e não óxidos de
flúor (flúor = ânion e oxigênio = cátion) devido a maior
eletronegatividade do flúor
•Quase todos são instáveis e explodem quando submetidos a
choques ou a luz
•A estabilidade decresce na seguinte ordem: I > Cl > Br
•Óxidos nos quais o halogênio possui número de oxidação mais altos
são mais estáveis
•As ligações são sempre covalentes devido as pequenas diferenças
entre as eletronegatividades dos halogênios e do oxigênio.
Óxidos de Halogênio
Principais Compostos
OF2 – Não é um óxido • é um gás incolor • já foi usado na propulsão de foguetes • é um agente oxidante forte que reage violentamente com metais, S, P e halogênios formando fluoretos e óxidos
)(22(aq)2(aq)(aq)2(g) HNaF 2NaOH 2F 2 sOFO Obtenção:
Cl2O e Br2O Cl2O – é um gás Br2O – é um líquido
Obtenção: )(2)(2300)()(2
)(2)(2300)()(2
. 2Br 2
. 2 2
lsCsg
gsCsg
OBrHgOHgBrHgO
OClHgOHgClHgOCl
o
o
Ambos são coloridos e explodem na
presença de agentes redutores
Cloro, bromo e iodo formam oxiácidos do tipo:
Oxiácidos de Halogênio
Principais Compostos
Quanto mais átomos de oxigênio, maior é a tendência dos elétrons da ligação OH serem atraídos para longe da mesma e mais fraca será essa ligação
Ácidos hipohalosos (HOX) •Todos são fracos somente existindo em solução aquosa.
•Podem ser preparados pela adição do gás de halogênio a água:
Quando reagem com NaOH formam os hipohalitos: NaClO, NaBrO, NaIO
(aq)(aq)(l)22(g) HXHOX XOH
• Os hipocloritos são usados como alvejantes e como desinfetantes pois são capazes de oxidar matérias orgânicas:
2 HClO (aq) 2 H+ (aq) + 2 Cl- (aq) + O2 (g)
• O hipoclorito de sódio é usados em piscinas:
NaClO (aq) + Cl- (aq) + H2O (l) 2 OH- (aq) Na ++ Cl2 (g)
• O hipoclorito de sódio é obtido industrialmente pela eletrólise de uma solução esfriada de NaCl, sob vigorosa agitação
2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e
Cl2 (g) + 2OH- (aq) + ClO-
(aq) + Cl- (aq) + H2O No ânodo
Ácidos hálicos (HXO3)
HClO3 e HBrO3 – somente existem em solução
HIO3 – existe na forma sólida
• Quando neutralizados formam cloratos, bromatos e iodatos
• Os cloratos liberam O2 quando aquecidos, e são usados como
fonte de oxigênio em fogos de artifício
2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
• usados na preparação do dióxido de cloro ClO2, que é usado para
branquear papel, já que oxida os pigmentos presentes sem degradar
as fibras da madeira.
2 NaClO3 (s) + SO2 (g) + H2SO4 (l) 2 NaHSO4 (aq) + 2 ClO2 (g)
Ácidos perhálicos (HXO4)
• Existem ácidos perclórico, perbrômico e periódico.
• O ácido perclórico (HClO4) explode na presença de uma pequena
quantidade de material orgânico.
• São agentes oxidantes muito fortes (estado de oxidação do Cl é +7)
•O perclorato de amônio é empregado em um combustível sólido
usado na propulsão de foguetes. A mistura é composta por alumínio
em pó (combustível), perclorato de amônio (oxidante) e óxido de
ferro(III), que é empregado como catalisador. Uma das reações que
pode ser formada na combustão é:
3 NH4ClO4 (s) + 3 Al (s) Al2O3 (s) + AlCl3 (s) + 6 H2O (l) + 3 NO (g)
Fe2O3
Os halogênio formam compostos entre eles
mesmos, conhecidos como interhalogênios.
Compostos de Halogênios
• são preparados pela reação direta entre os halogênios
• possuem propriedades físicas intermediárias aos halogênios que os formam.
• fluoretos de halogênio, quanto mais pesado o halogênio, menor a energia de
dissociação entre os átomos e mais reativo o composto
Principais Compostos
Íons haletos podem reagir com moléculas de halogênio formando íons poli-
haletos.
São estabilizados por cátions grandes.
São compostos tipicamente iônicos: cristalinos, solúveis em água, conduzem
eletricidade quando em solução.
Se decompõem quando aquecidos.
•Iodo: pouco solúvel em água (0,34 g.L-1), mas a solubilidade é aumentada
na presença de íons iodeto em solução:
Formação de poli-haleto: I2 + I- I3-
• Bromo: Br3- é muito menos estável do que I3
-.
• Poucos compostos estáveis contendo Cl3- e nenhum F3
- é conhecido.
Poli-Haletos Principais Compostos
Bibliografia
• Atkins, P., Jones, L., Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3
ed., Porto Alegre: Bookman, 2006.
•Shriver, D. F., Atkins, P., Química Inorgânica, Ed Artmed, 2003 .
• Lee, J. D., Química Inorgânica Não Tão Concisa. Edgard Blucher Ltda, 3’ ed., São Paulo, 1980