Halogênios

Cloro (Cl)
Gás venenoso amarelo-esverdeado, possuindo um
odor desagradável e sufocante
Se encontra combinado em cloretos como os
minerais NaCl e KCl
É um germicida poderoso usado em todo mundo na
purificação da água
Também é utilizado como alvejante
Cloro (Cl)
O gás cloro é uma molécula diatômica (Cl2).
O cloro é produzido industrialmente em grandes
quantidades, por dois métodos principais:
 Pela eletrólise de soluções aquosas de NaCl
2 NaCl + 2H2O
2 NaOH + Cl2 + H2
 Na eletrólise do NaCl fundido
2 NaCl
2 Na + Cl2
Cloro (Cl)
 Cloretos: compostos em que o cloro apresenta o
estado de oxidação -1. eles podem ser iônicos, como
NaCl e CaCl2, e covalentes, que são cloretos nãometálicos, como HCl, CCl4 e SCl2.
 Óxidos de Cloro: O cloro forma uma série de
óxidos, todos instáveis e potencialmente explosivos:
Cl2O, Cl2O3, Cl2O5 ,Cl2O7 e ClO2.
Cloro (Cl)
 Oxoácidos: O cloro forma uma série
oxoácidos, como mostrado na tabela abaixo:
Ácido
Fórmula
Estado de
Oxidação
Hipocloroso
HClO
+1
Cloroso
HClO2
+3
Clórico
HClO3
+5
Perclórico
HClO4
+7
de
Bromo (Br)
Elemento não metálico, que no estado livre é um
líquido, corrosivo, de cor marrom-avermelhada,
facilmente volátil em temperatura ambiente.
A maior parte do bromo é obtido a partir da água do
mar e de lagos salgados na forma de brometo (Br-)
O Bromo molecular (Br2), se obtém a partir das
salmoras, mediante a oxidação do brometo com
cloro:
Cl2 + 2 Br-
2 Cl- + Br2
Bromo (Br)
Estados Positivos de Oxidação do Bromo: o
bromo forma diversos óxidos, dos quais o Br2O e o
BrO2. Forma também oxoácidos como:
HBrO (ácido hipobromoso)
HBrO3 (ácido brômico)
HBrO4 (ácido perbrômico)
Bromo (Br)
Aplicações:
 O bromo é empregado na obtenção de compostos
orgânicos, tais como brometo de metila, brometo de
etila e dibromocloropropano. Esses compostos são
utilizados como pesticidas na agricultura.
 Na fabricação de compostos utilizados na indústria
fotográfica como o AgBr
 Na fabricação de produtos farmacêuticos
Iodo (I)
O nome provém do grego e significa “violeta”.
O iodo ocorre na natureza como íon iodeto (I-) nos
oceanos, especialmente em alguns organismos
marinhos, que o concentram.
O iodo sublima em condições normais, formando um
gás de coloração violeta e odor irritante.
Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1,
+3, +5 e +7
Iodo (I)
Obtenção:
 O elemento livre é preparado na indústria pela
redução do IO3- a I-.
IO3- + 3 SO2 + 3 H2O
I- + 3 HSO4- + 3 H+
O iodeto obtido reage com o restante do iodato:
IO3- + 5 I- + 6H+
3 I2 + 3 H2O
Iodo (I)
Aplicação:
 O iodeto de potássio (KI) é adicionado ao sal
comum para prevenir o surgimento do bócio.
 As soluções de iodo em etanol (tintura de iodo) são
empregadas como antissépticas
Tipos de ligação e estado de
oxidação dos halogênios
 A maioria dos compostos formados
halogênios com os metais são iônicos.
pelos
 Todos os halogênios são muito eletronegativos.
Quando reagem com metais, a diferença de
eletronegatividade entre eles é grande.
Ligações iônicas
 quando dois átomos de halogênio formam uma
molécula, eles o fazem por meio de uma ligação
covalente.
Tipos de ligação e estado de
oxidação dos halogênios
 A maior parte dos compostos de halogênios com
não-metais também são covalentes.
 O flúor é sempre univalente e sempre tem número
de oxidação (-1).
 No caso do Cl, Br, e I, uma covalência igual a 1 é o
caso mais comum. O estado de oxidação pode ser (1) ou (+1), dependendo de qual dos átomos da
molécula tem maior eletronegatividade.
 Cl, Br, e I podem ter valências mais elevadas,
quando seus números de oxidação são +3, +5 e +7