Halogênios

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).
6 NaOH + Al2O3 + 12 HF → 2 Na3AlF6 + 9 H2O
Na3(AlF6) (criolita)
(N.C. Ca2+ = 8 e N.C. F- = 4)
CaF2 (fluorita)
3 Ca2+ + 2 PO43− → Ca3(PO4)2
Ca5(PO4)3F (fluoropatita).
3 Ca3(PO4)2 + CaF2 → 2 Ca5(PO4)3F
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 efluente 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 + 2HF → CHClF2 + 2HCl
Halogênios
O flúor forma compostos com outros halogênios apresentando, nestes casos, estado de
oxidação -1, por exemplo, IF7,
BrF5, BrF3, e ClF.
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.
CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4
O ácido HF é utilizado para gravar vidros e para retirar sílica (areia) de aços especiais.
SiO2 + 4 HF → SiF4(g) + 2 H2O
SiO2 + 6 HF → H2SiF6 (s) + 2 H2O
O politetrafluoroetileno (PTFE) é um polímero denominado teflon, de grande
resistência química e baixo coeficiente de atrito.
poli(1,1,2,2-tetrafluoroetileno)
Halogênios
O flúor forma compostos com outros halogênios apresentando, nestes casos, estado de
oxidação -1, por exemplo, IF7,
BrF5, BrF3, e ClF.
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
Cl + O3 ==> ClO + O2
ClO + O ==> Cl + O2
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 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
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.
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Em regra geral, os sais 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 + H2O
BiOCl + 2 HCl
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
2 Ag° + Cl2
Deixando um resíduo de prata finamente dividido e, por causa disso, com uma coloração
escura.
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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.
Os hipocloritos, 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 + Cl2
NaCl + NaOCl + H2O
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Cloritos
São sais correspondentes do ácido cloroso (HClO2), e podem ser obtidos reagindose uma base com dióxido de cloro (ClO2), formando uma mistura de cloritos e
cloratos, conforme a reação:
2 KOH + 2 ClO2
KClO2 + KClO3 + H2O
Mas, também podem ser obtidos reagindo-se peróxido de sódio (Na2O2) com dióxido
de cloro, conforme a reação abaixo:
Na2O2 + 2 ClO2
2 NaClO2 + O2
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
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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- + Cl2 → Br2 + 2ClApós 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 + NaOH → NaBr + H2O
O bromo em solução aquosa pode desproporcionar, ou seja, formar íons de bromo com
diferentes estados de oxidação:
Br2 + OH- → Br- + BrO- + H2O
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)
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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.
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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 cancer da
Tiróide, graças ao seu decaimento com produção de partícula beta.
O iodeto de prata, AgI, é usado para criação de chuvas artificiais.
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Estrutura do iodo sólido
É um sólido cinza-escuro, com um brilho semimetálico. Sublima a 184 oC, dando vapor
violeta.
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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− + Cl2 → I2 + 2 Cl−
Ou dióxido de manganês em solução ácida (preparação no laboratório):
2 I− + 4 H+ + MnO2 → I2 + 2 H2O + Mn2+
2KI + MnO2 + 3H2SO4 → 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O + I2