Halogênios

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HALOGÊNIOS 
 
GRUPO 17 DA TABELA PERIÓDICA 
 
FLÚOR(F), CLORO(Cl), BROMO(Br), IODO(I), ASTATO(At) 
 
Configuração eletrônica ns2 np5 
 
ALGUMAS PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
PROPRIEDADES F Cl Br I 
nº atômico 9 17 35 53 
massa atômica 
(uma) 
19 35,45 79,9 126,9 
ponto de fusão -233 ºC - 102 ºC - 73 ºC 113 ºC 
ponto de ebulição - 187 ºC - 34,6 ºC 58,8 ºC 184,4 ºC 
densidade 1,3 2,49 5,52 4,95 
estado físico gás gás líquido sólido 
cor Amarelo 
pálido 
Amarelo 
esverdeado 
Pardo 
avermelhado 
Violeta 
(gasoso) 
Cinza 
(sólido) 
deslocamento Não é 
deslocado 
pelos 
outros 
É deslocado 
pelo Flúor 
È deslocado 
pelo flúor e 
cloro 
É deslocado 
pelo flúor, 
cloro e 
bromo 
estados de 
oxidação 
-1 -1, +1, +3, 
+4, +5, +7 
-1, +1, +5 -1, +1, +5, +7 
 
 
 
 
CLORO 
 
♦ Não ocorre livre na natureza devido a sua reatividade 
♦ Ocorre na forma combinada como: NaCl, MgCl2, CaCl2, ... 
♦ Na forma de molécula Diatômica → Cl2 (gás cloro) 
♦ Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP– 0 
ºC e 1 atm) é um gás de cor amarelo esverdeado 
♦ O Cl2 torna-se líquido a 6,8 atm e 20 ºC 
 
PREPARAÇÃO DO CLORO (NA FORMA DE Cl2) 
1. Através da oxidação do HCl com agentes oxidantes 
• PbO2 + 4HCl → PbCl2 + H2O + Cl2 
• 16HCl + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 
• K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2 
 
2. Oxidação de cloreto de sódio em meio ácido 
• NaCl + MnO2 + 2H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2 
• 10NaCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Na2SO4 + K2SO4 + 
2MnSO4 + 8H2O + 5Cl2 
 
3. Reação do H2SO4 ou HCl com cloreto de cal ou cloreto 
hipoclorito de cálcio 
• CaCl(ClO) + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2 
• CaCl(ClO) + 2HCl → CaCl2 + H2O + Cl2 
 
PRODUÇÃO INDUSTRIAL DO Cl2 
• Eletrólise de solução de cloreto de sódio (NaCl) ou salmoura 
(natural) (soluções tipicamente 290 g/L, Temperatura aprox. 65ºC) 
ou Eletrólise de NaCl fundido. 
 
• Eletrólise realizada em célula com cátodo de mercúrio ou célula 
com diafragama de asbestos (amianto) 
 
Equação geral da reação: 
 
• 2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2 + H2 
 
Reações parciais 
No ânodo 2Cl-(aq) → Cl2(aq) + 2e- 
 Cl2(aq) → Cl2(g) 
 
No cátodo 2Na+(aq) + Hg + 2e- → 2Na(Hg) (amálgama de sódio) 
 
Reação 1: 2 NaCl(aq) + Hg → Cl2(g) + 2Na(Hg) 
 
 
 
 
 
 
 
Corrente elétrica 
Decomposição da amálgama de sódio 
 
2Na(Hg) → 2Na+ + Hg + 2e- anódica 
 
2H2O + 2e- → 2OH- + H2 catódica 
 
 
Reação 2: 2Na(Hg) + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2(g) + Hg 
 
Somando as duas reações 
 
Reação 1: 2 NaCl(aq) + Hg → Cl2(g) + 2Na(Hg) 
Reação 2: 2Na(Hg) + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2(g) + Hg 
 
Reação Global: 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + H2 
 
 
 
ELETRÓLISE DE CLORETO DE SÓDIO FUNDIDO 
 
NaCl - ponto de fusão 801 ºC (usa-se CaCl2 para baixar o ponto de 
fusão para 580 ºC) 
 
Reação global: 2NaCl → 2Na + Cl2 
 
 
ESQUEMAS DAS CÉLULAS ELETROLÍTICAS 
 
 
MERCÚRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DIAFRAGMA 
 
 
 
 
 
 
Cresce o uso de células com membranas porosas de Nafion 
(copolímero de tetrafluoretileno e éter perfluorosulfoniletoxi 
reforçado com uma malha de Teflon) 
 
 
 
 
PROPRIEDADES QUÍMICAS 
 
1. Reage com a maioria dos elementos metálicos, formando 
cloretos metálicos 
• Fe + Cl2 � FeCl2 
• Na + Cl2 � 2NaCl 
• Ca + Cl2 � CaCl2 
• 2Al + 3Cl2 � 2AlCl3 
2. Com não metais 
• H2 + Cl2 + Luz � 2HCl 
• H2 + Cl2 Sem luz � X 
 
 3. Com H2O 
• Cl2 + H2O � HCl + HClO (água de cloro) 
 
4. Com solução alcalina 
 
• 3Cl2 + 6NaOH 70oC 5NaCl + NaClO3 + 3H2O 
 
• Cl2 + 2NaOH frio NaCl + NaClO + H2O 
 
• Cl2 + Na2CO3 frio NaCl + NaClO + 3CO2 
 
• 3Cl2 + 8NH4OH 6NH4Cl + 8H2O + N2 
 
5. Com Halogênios 
 
• 2NaBr + Cl2 � 2NaCl + Br2 
• 2KI + Cl2 → 2KCl + I2 
 
 
 
III- APLICAÇÕES 
• alvejante de tecidos, madeira, polpa de papel 
• bactericida e esterilizante de água potável e piscinas 
• Obtenção do PVC , CCl4 , CHCl3, HCl 
• Hipoclorito de sódio NaOCl 
• hormônios vegetais de crescimento (ácido 2,4 diclorofenoxi-
acético e ácido 2,4,6 triclorofenoxiacético) e são usados como 
herbicidas seletivos. 
• Dicloroetileno CH2ClCH2Cl (aditivo usado na gasolina – 
absorver o chumbo do tetra etil chumbo(PbEt4) 
• Cloreto de vinila CH2=CH2Cl 
 
 
 
 
FLÚOR 
 
 
1 ESTADO NATURAL • Não é encontrado livre na natureza. 
 • Ocorre na forma de CaF2 (fluorita), AlF3NaF 
(criolita) 3Ca3(PO4)2.CaF2 (flúor-apatita). 
 
2 OBTENÇÃO – Atualmente se obtém flúor fazendo-se a eletrólise 
do floureto ácido de potássio (KHF2) fundido, a 25oC, em aparelho de 
cobre, com eletrodos de grafite, obtendo-se flúor no ânodo e 
hidrogênio no cátodo. 
 
2KHF2 →→→→ 2K+ + 2HF2- 
 
ânodo 2HF2- - 2e →→→→ H2F2 + F2 
 
Cátodo 2K+ + 2e. → 2Ko 
 2K + H2F2 → 2KF + H2 
 
3 PROPRIEDADES – Gás amarelo pálido, cheiro característico que 
se assemelha ao cloro e ozônio. 
Ponto de fusão: - 223oC 
Ponto de ebulição: -187oC 
d= 1,3 g/ml 
 
3.1 Reação com o F2 
H2 + F2 → H2F2 
 
Reage a frio e com incandescência com: 
 
• 2Na + F2 → 2NaF 
• Ca + F2 → CaF2 
• Mg + F2 → MgF2 
Com Al, Ni e Ag há necessidade de aquecê-los para iniciar a reação 
 Com H2O : F2 + H2O → H2F2 + 1/202 
 Com HCl : F2 + 2HCl → H2F2 + Cl2 
 
Obs: se o flúor não apresentar traços de ácido fluorídrico, não ataca o 
vidro. 
 
4 USOS 
• Na preparação do gás freon. (CCl2F2) 
• Na produção de fluoretos. 
• Na odontologia. (NaF) 1 ppm 
• No tratamento de água como preventivo das cáries. 
• Na produção do teflon. (-CF2-CF2 -)n 
 
 
 
 
BROMO (Br2 ) 
 
1 OCORRÊNCIA 
É encontrado sob a forma de brometos alcalinos e de 
magnésio nas águas dos mares e nas minas de 
salgema. 
 
2 PREPARAÇÃO 
a) Laboratório 
• NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2 
• 2NaBr + MnO2 + 2H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O + Br2 
 
b) Na Indústria 
• Deslocamento do brometo de magnésio, pela ação de cloro: 
 MgBr2 + Cl2 MgCl2 + Br2 
• O bromo é removido com o auxilio de um fluxo de ar, pois é 
muito volátil, e borbulhado numa solução de carbonato de sódio. 
Finalmente a solução é acidificada é destilada para se obter o 
bromo puro. 
3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 
5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 5 HBr + HBrO3 + 3 Na2SO4 
5HBr + HBrO3 → 3Br2 + 3H2O 
 
3 PROPRIEDADES QUÍMICAS 
 
Semelhantes às do cloro, porém, menos ativo (eletronegatividade) 
 
• 2K + Br2 → 2KBr 
• Br2 + H2 → 2HBr 
• Br2 + H2O → HBr + HBrO (água do Bromo) 
• H2S + Br2 → 2HBr + S 
 
4 PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
- Líquido vermelho escuro 
- d = 2,95 g/cm3 
- Tóxico 
- Composto apolar 
5 APLICAÇÕES 
 
• Cerca de 20% é empregado na obtenção de derivados orgânicos, 
tais como brometo de metila, etila e dibromocloropropano, 
usados na agricultura como pesticidas. 
 
• O 1,2 dibrometano é adicionado à gasolina para remover o 
chumbo, adicionado na forma de tetra etil chumbo para aumentar 
o índice de octanas. 
 
• Na obtenção de brometo de prata (filme fotográfico) 
 
 2AgBr →Luz→ Ag + Br2 
• tris-dibromopropilfosfato, usado para tornar os tecidos “resistentes” 
à chama. (anti-chama) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IODO (I2) 
 
1 OCORRÊNCIA 
 
- Na forma de Iodato de Sódio (NaIO3), ocorre em misturas com o 
salitre do Chile (NaNO3) 
-
 Na forma de iodetos alcalinos, nos vegetais e animais
 
 
2 PREPARAÇÃO 
 
• Laboratório: 2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2 
• 2NaI + MnO2 + H2SO4 → Na2SO4 + 2MnSO4 + 2H2O + I2↑ 
 
O I2 é separado por sublimação 
 
 
 
 
 
Indústria: Chile o maior produtor do mundo, prepara-se o I2 a partir 
da água-mãe de cristalização. 
 
• 2NaIO3 + 5NaHSO3 → 3NaHSO4 + 2NaSO4 + 4H2O + I2 
 
KI MnO2
H2SO4
I2 ( g)
• ou a partir de Iodetos I- + Cl2 → 2Cl- + I2 
 
I- (salmora) AgI Ag + FeI2 
 
 
FeI2 FeCl2 + I2 
 
3 PROPRIEDADES QUÍMICAS 
 
• Hg + I2 → HgI2 verde. 
• H2 + I2 1000oC 2HI 
• I2 + 2NaOH → NaI + NaIO + H2O 
• 3I2 + 2NaOH → NaI + NaIO + H2O 
• 3I2 + 6NaOH → 5NaI + NaIO3 + 3H2O 
• 2KClO3 + I2 → 2KIO3 + Cl2 
• Na3AsO3 + I2 + H2O → Na3AsO4 + 2HI 
• Na2SO3 + I2 + H2O → Na2SO4 + 2HI 
• I2 é pouco solúvel em H2O porém solúvel em KI I2 + KI → KI3 
 
4 APLICAÇÕES 
 
- Como antisséptico: Tintura de iodo é uma solução aquosa de iodo 
em KI (“lugol”) ou uma solução de alcóolica de iodo; 
- Obtenção de iodofórmio (CHI3) – antisséptico 
AgNO3 Fe 
HNO3 
Cl2 
- Obtenção de AgI – utilizado na obtenção de filmes 
- Na alimentação (adicionado ao sal de cozinha)