Halogênios

Flúor, Cloro: gases coloridos (amarelo e verde); Bromo: líquido denso, vermelho-escuro; Iodo: sólido sublimável, violeta-escuro.

Halogênios Os halogênios podem ser encontrados na água do mar na forma de haletos (X-). como: Cloreto: como sal-gema em lagos secos (NaCl), silvita (KCl), carnalita (KCl.MgCl2.6H2O).

(N.C. Ca2+ = 8 e N.C. F- = 4)

6 NaOH(aq) + Al2O3 (s) + 12 HF(aq) → 2 Na3AlF6(aq) + 9 H2O(l)

3 Ca2+ + 2 PO43− → Ca3(PO4)2

3 Ca3(PO4)2 + CaF2 → 2 Ca5(PO4)3F

Na3(AlF6) (criolita)

CaF2 (fluorita)

Ca5(PO4)3F (fluoropatita).

Halogênios Flúor (F) é o halogênio mais abundante da crosta terrestre, com uma concentração de

950 ppm. Na água do mar se encontra numa proporção de aproximadamente 1,3 ppm.

Os minerais mais importantes no qual está presente são a fluorita, CaF2, a fluorapatita,

Ca5(PO4)3F e a criolita, Na3AlF6.

Obtém-se pela eletrólise de uma mistura de HF e KF. No processo ocorre

a oxidação dos fluoretos, no anodo:

2F- + 2e- → F2

No catodo descarrega-se o hidrogênio, sendo necessário evitar que os dois gases

obtidos entrem em contato para que não haja o risco de explosão.

O flúor também é um subproduto da produção do alumínio.

Utilizam-se numerosos compostos orgânicos nos quais foram substituídos formalmente átomos de hidrogênio por átomos de flúor. Existem distintas formas de obtê-los, uma das mais importantes é através de reações de substituição de outros halogênios:

CHCl3(l) + 2HF(l) → CHClF2(l) + 2HCl(g)

Halogênios

O politetrafluoroetileno (PTFE) é um polímero denominado teflon, de grande resistência química e baixo coeficiente de atrito.

O ácido fluorídrico é uma solução aquosa de fluoreto de hidrogênio. É um ácido fraco, porém muito mais perigoso que ácidos fortes como o clorídrico.

O flúor forma compostos com outros halogênios apresentando, nestes casos, estado de

oxidação -1, por exemplo, IF7, BrF5, BrF3, e ClF.

SiO2(s) + 4 HF(aq) → SiF4(g) + 2 H2O(l)

SiO2(s) + 6 HF(aq) → H2SiF6 (s) + 2 H2O(l)

CaF2(s) + H2SO4(aq) → 2 HF(aq) + CaSO4(aq)

O ácido HF é utilizado para gravar vidros e para retirar sílica (areia) de aços especiais.

poli(1,1,2,2-tetrafluoroetileno)

Halogênios Os CFCs foram empregados numa ampla variedade de aplicações, por exemplo, como refrigerantes, propelentes, agentes espumantes, isolantes, etc., porém, como contribuem para a destruição da camada de ozônio foram sendo substituídos por outros compostos químicos, como os HCFs. Os HCFCs também são empregados como substitutos dos CFCs, porém também destroem a camada de ozônio a longo prazo.

CFCl3 + UV (Luz) CFCl2 + Cl Cl + O3 ClO + O2 ClO + O Cl + O2

E o processo se repete …

Halogênios

O cloro (do grego χλωρος, que significa "amarelo verdoso" ) foi descoberto

em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele, acreditando que se tratava de um

composto contendo oxigênio. Obteve-o a partir da seguinte reação:

MnO2(s) + 4 HCl(aq) → MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2 H2O(l)

Cloretos Cloretos são sais derivados do ácido clorídrico (HCl). Em sua maioria, são bem cristalizados e facilmente solúveis em água. Algumas exceções são:

Cloreto de chumbo (II) (PbCl2) e cloreto paladioso (PdCl2) – pouco solúveis em água. Cloreto mercuroso (HgCl), cuproso (CuCl), cloreto de prata (AgCl) e cloreto auroso (AuCl) são virtualmente insolúveis.

Halogênios Em regra geral, os sais de cloro não se decompõem pelo calor (os cloretos de ouro e platina

são as únicas exceções) e são relativamente estáveis em presença de água, embora alguns,

tais como os cloretos de antimônio e bismuto e dos elementos conhecidos como semi-metais,

possam fornecer oxicloretos com a água. Por exemplo:

BiCl2(aq) + H2O(l) BiOCl(aq) + 2 HCl(aq)

O cloreto de prata decompõe-se (como todos os sais de prata) por meio de fotólise (onde o

agente é a luz), por meio da seguinte reação:

2 AgCl(s) 2 Ag°(s) + Cl2(g)

Deixando um resíduo de prata finamente dividido e, por causa disso, com uma coloração

escura.

Halogênios Hipocloritos Hipocloritos são sais provenientes do ácido hipocloroso (HClO) e são mais importantes que o próprio ácido correspondente, devido à dificuldade de se obter o ácido ao contrário de seus sais. O hipoclorito de sódio, devido à sua ação oxidante e desinfectante (e baixo preço), tem largo uso tanto domiciliar quanto industrial. O cloro que se compra em mercados é uma solução de hipoclorito de sódio. Quando o percentual de cloro livre nesta mistura é de cerca de 2%, então temos a chamada água sanitária, também chamada de água de lavadeira em outras cidades. Obtém-se hipoclorito de sódio através de eletrólise de cloreto de sódio (NaCl). Ao se produzir hidróxido de sódio e gás cloro, faz-se os dois reagirem entre si, conforme as reações abaixo:

Reação do hidróxido de sódio com o gás cloro:

2 NaOH(aq) + Cl2(g) NaCl(aq) + NaOCl(aq) + H2O(l)

Halogênios

Cloritos

São sais correspondentes do ácido cloroso (HClO2), e podem ser obtidos reagindo-

se uma base com dióxido de cloro (ClO2), formando uma mistura de cloritos e

cloratos, conforme a reação:

2 KOH(aq) + 2 ClO2(aq) KClO2(aq) + KClO3(aq) + H2O(l)

Mas, também podem ser obtidos reagindo-se peróxido de sódio (Na2O2) com dióxido

de cloro, conforme a reação abaixo:

Na2O2(aq) + 2 ClO2(aq) 2 NaClO2(aq) + O2(g)

Os cloritos são facilmente decompostos. Os cloritos solúveis, assim como os

hipocloritos, são agentes oxidantes, descoram matérias corantes, mas ainda não se

obteve ácido cloroso puro, mas alguns cientistas europeus já conseguiram atingir

um nível próximo

Halogênios

Bromo: A maior parte do bromo é encontrado no mar na forma de brometo, Br-, numa

concentração de aproximadamente 65 µg/g.

O bromo molecular, Br2 se obtém a partir das salmouras, mediante a oxidação do brometo

com cloro:

2Br- (aq) + Cl2(aq) → Br2(l) + 2Cl- (aq)

Após obtido é necessário utilizar a destilação para separá-lo do Cl2.

O bromo pode apresentar diferentes estados de oxidação. Os mais comuns são +1, -1, +3 e +5.

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O estado de oxidação +1 é pouco estável em solução aquosa originando íons com estados de oxidação -1 e +5. Por exemplo, o ion hipobromito, BrO-. O estado de oxidação +3 é pouco estável em solução aquosa originando íons com estados de oxidação +1 e +5. Por exemplo, o ion bromito, BrO2

-, ou o ácido bromoso, HBrO2. O estado de oxidação +5 é termodinamicamente estável em solução aquosa. Por exemplo, o íon bromato, BrO3

-. O íon perbromato, BrO4

-, com um estado de oxidação +7, se reduz com relativa facilidade e é preparado por oxidação a partir de estados de oxidação inferiores. O bromo também forma compostos com outros halogênios (inter-halógenos). Por exemplo, BrF5, BrF3, IBr, e outros. Existem muitos compostos nos quais o bromo apresenta estado de oxidação -1, chamados de brometos. Estados de oxidação +4 e +6, ocorrem nos óxidos BrO2 e BrO3, respectivamente.

Halogênios Pode-se obter facilmente compostos orgânicos bromados, mediante a bromação com bromo

molecular em presença de luz, por reações de adição ou substituição. O composto orgânico

brometo de metila, CH3Br, é empregado como praguicida, porém afeta a camada de ozônio.

Tem-se determinado que os átomos de bromo são mais eficazes que os de cloro nos

mecanismos de destruição da camada de ozônio, entretanto os átomos de bromo existem

em menor quantidade.

O brometo de hidrogênio, HBr, é obtido a partir da reação direta do bromo com o hidrogênio

molecular ou como subproduto de processos de bromação de compostos orgânicos. A partir

deste, pode-se obter diversos brometos, por exemplo:

HBr(aq) + NaOH(aq) → NaBr(aq) + H2O(l)

O bromo em solução aquosa pode desproporcionar, ou seja, formar íons de bromo com

diferentes estados de oxidação:

Br2(l) + OH- (aq) → Br-(aq) + BrO-(aq) + H2O(l) Porém a reação não transcorre em meio ácido.

NaBr (s) + H2SO4 (aq) → HBr (aq) + NaHSO4 (aq)

2 HBr (aq) + H2SO4 (aq) → Br2 (g) + SO2 (g) + 2 H2O (l)

Halogênios

O iodo é um sólido negro e lustroso, com leve brilho metálico, que sublima em condições

normais formando um gás de coloração violeta e odor irritante. Igual aos demais halogênios forma um grande número de compostos com outros elementos, porém é o menos reativo do grupo, e apresenta certas características metálicas. É pouco solúvel em água, porém dissolve-se facilmente em substâncias orgânicas, como etanol, clorofórmio, CHCl3, em tetracloreto de carbono, CCl4, ou em dissulfeto de carbono, CS2, produzindo soluções de coloração violeta. Em dissolução, na presença de amido dá uma coloração azul. Sua solubilidade em água aumenta se adicionarmos iodeto devido a formação do triodeto, I3

-. Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1, +3, +5, +7.

Halogênios O iodeto de potássio, KI, é adicionado ao sal comum, NaCl (mistura denominada de sal iodado), para prevenir o surgimento do bócio endêmico, doença causada pelo déficit de iodo na dieta alimentar. A tintura de iodo é uma solução de iodo e KI em álcool, em água ou numa mistura de ambos (por exemplo, 2 gramas de iodo e 2,4 gramas de KI em 100 mL de etanol), que tem propriedades anti-sépticas. É empregada como desinfetante da pele ou para a limpeza de ferimentos. Também pode ser usada para a desinfectar a água. Os compostos de iodo são importantes no campo da química orgânica e são muito úteis na medicina; iodetos, assim como a tiroxina, que contém iodo, são utilizados em medicina interna. O iodeto de potássio, KI, é empregado em fotografia. Se utiliza iodo em lâmpadas de filamento de tungstênio (wolfrâmio) para aumentar a sua vida útil. O tri-iodeto de nitrogênio, NI3, é um explosivo de impacto, demasiadamente instável para a comercialização, porém pode-se facilmente prepará-lo de forma caseira. Os isótopos radioativos Iodo-123 e Iodo-131 são utilizados em medicina nuclear, para estudar a Glândula Tiróide. O Iodo-131 é usado também na terapia de alguns tipos de câncer da Tiróide, graças ao seu decaimento com produção de partícula beta. O iodeto de prata, AgI, é usado para criação de chuvas artificiais.

Halogênios

Estrutura da célula unitária do iodo sólido

É um sólido cinza-escuro, com um brilho semimetálico. Sublima a 184 oC, produzindo vapores violeta.

Halogênios O íon iodeto é facilmente reduzido. O processo mais comum é a

interconversão de I- e I2. Iodo molecular pode ser preparado por oxidação dos

iodetos por cloreto:

2 I− (aq) + Cl2(aq) → I2(s) + 2 Cl−(aq)

Ou dióxido de manganês em solução ácida (preparação no laboratório):

2 I− (aq) + 4 H+(aq) + MnO2(s) → I2(s) + 2 H2O(l) + Mn2+(aq)

No laboratório, a síntese do iodo também poder feita pela reação:

2KI(s) + MnO2(s) + 3H2SO4(aq) 2KHSO4 (aq) + MnSO4(aq) +

2H2O (l)+ I2(s)