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PROPRIEDADE DOS HALOGÊNIOS 
Melissa de Souza Carvalho 
Universidade Federal de São João Del Rei, Campus Dom Bosco, DCNAT (Departamento 
de Ciências Naturais), Praça Dom Helvécio, 74, Dom Bosco. 
 
 
Abstract: The experiment was consisted obtaining the halogens, hydrogen halides, and 
check some of their physical and chemical properties. It was observed that chlorine, 
bromine and iodine presented an alkaline character, and had features like color yellowish 
green, reddish brown and violet, respectively. Produced were chlorine water and bromine 
water, to test the solubility of the halogens. Iodine was solubled in some organic solvents, 
producing solutions of various colors. 
 
Keywords: halogens, chlorine, iodine, bromine, halides. 
 
Resumo: O experimento consistiu em obter os halogênios, os haletos de hidrogênio, e 
verificar algumas de suas propriedades físicas e químicas. Observou-se que cloro, bromo, 
e iodo apresentaram um caráter alcalino, e tiveram cores características como verde 
amarelado, marrom avermelhado e violeta, respectivamente. Foram produzidas águas de 
cloro e bromo, para teste de solubilidade dos halogênios. O iodo se mostrou solúvel em 
alguns solventes orgânicos, produzindo soluções de várias cores. 
 
Palavras Chaves: halogênios, cloro, iodo, bromo, haletos. 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
O nome “halogênio” vem do grego e significa 
“formador de sal”. Todos os elementos desse grupo 
reagem diretamente com os metais formando sais, e 
também são muito reativos frente a não metais. Todos 
esses elementos possuem sete elétrons no nível 
eletrônico mais externo. A configuração s
2
p
5
 indica que 
eles tem um elétron p a menos que o gás nobre mais 
próximo. Seus compostos com metais são iônicos, 
enquanto que os compostos com os não metais são 
covalentes [1]. 
Entre as propriedades físicas mais notáveis dos 
halogênios estão as suas cores. Na fase vapor, elas 
variam do quase incolor F2, passando pelo amarelo 
esverdeado do Cl2, o vermelho amarronzado do Br2, ao 
púrpura do I2. O deslocamento do máximo da absorção 
para comprimetos de ondas maiores reflete o 
decréscimo da separação HOMO-LUMO quando 
descemos no grupo. Em cada caso, o espectro de 
absorção óptico surge basicamente de transições onde 
um elétron é promovido dos orbitais preechidos σ e π* 
de maior energia para o orbital antiligante σ*. 
A afinidade eletrônica é a medida da tendência dos 
átomos de receber elétrons. Ela é máxima no cloro. A 
oxidação implica na remoção de elétrons, de modo que 
um agente oxidante recebe elétrons. Portanto, os 
halogênios atuam como agentes oxidantes. Os 
potenciais padrão para os haletos indicam que o F2 é um 
agente oxidante muito mais forte do que o Cl2. O 
decréscimo na força oxidante continua do Cl2 para o Br2 
e para o I2 [2]. 
O processo de oxidação envolve a perda de elétrons por 
parte de uma substância, enquanto que a redução 
envolve um ganho de elétrons para a espécie química 
em consideração. Esta perda ou ganha de elétrons 
formalmente indicada pela variação do número de 
oxidação das várias espécies envolvidas na reação 
considerada. Quando numa reação química ocorre 
tranferência de elétrons, a ela dá-se o nome de 
oxidação-redução. Em qualquer reação de oxi-redução, 
o número de elétrons perdidos pela espécie química que 
sofre oxidação deve ser sempre igual ao número de 
elétrons ganhos pela espécie que sofre redução, de 
modo a se manter a neutralidade de carga do meio. A 
relação entre a quantidade de matéria das substâncias 
 
2 
reduzidas e oxidada é fixada pelo balanceamento da 
reação [3]. 
Os halogênios são tão reativos que não existem livres 
na natureza. No laboratório, com exceção do flúor, eles 
podem ser preparados pela oxidação química dos íons 
haletos [4]. 
Os haletos de hidrogênio são gases incolores, que se 
deixam liquefazer com bastante facilidade. Eles são 
essencialmente covalente. A reatividade frente ao 
hidrogênio decresce de cima para baixo dentro do 
grupo. Hidrogênio e flúor reagem violentamente. A 
reação com cloro é lenta no escuro, mas, rápida à luz e 
explosiva quando exposta à radiação solar. As reações 
com bromo e iodo são bem mais lentas e menos 
favorecidas termodinamicamente. Os íons haletos, 
tratados com ácido forte e não volátil, liberam os 
haletos de hidrogênio [5]. 
Este experimento teve como objetivo obter alguns 
halogênios e seus compostos, verificando algumas de 
suas propriedades físicas e químicas. 
2 EXPERIMENTAL 
2.1 Oxidação de haletos 
Colocou-se pequenas amostras de cloreto de potássio, 
brometo de potássio e iodeto de potássio sólidos em 
tubos de ensaio separados e identificados. Adicionou-se 
a cada um deles pequena quantidade de dióxido de 
manganês sólido. Misturou-se bem e, em seguida, 
adicionou-se ácido sulfúrico concentrado e aqueceu. Os 
gases liberados foram testados utilizando papel 
indicador universal e solução de amido. 
2.2 Obtenção dos haletos de 
hidrogênio 
Colocou-se pequenas amostras de cloreto de potássio, 
brometo de potássio e iodeto de potássio sólidos em 
tubos de ensaio separados e identificados. Adicionou-
se, a cada um deles, gotas de ácido sulfúrico 
concentrado. Os gases liberados foram testados 
utilizando papel indicador universal. 
2.3 Preparação da água de bromo 
Montou-se a aparelhagem ilustrada na Figura 1, na 
capela. Utilizou-se rolha de borracha e assegurou-se 
que o tubo B alcançou o fundo do coletor C 
mergulhado no béquer D que continha água fria. 
 
Figura 1. Esquema do sistema montado. 
Pesou-se, em uma balança semi-analítica (AL500C 
MARTE), 0,501 g de brometo de sódio e 1,009 g de 
dióxido de manganês e misturou-se bem. Introduziu-se 
essa mistura no tubo de ensaio A. Adicionou-se 1,0 mL 
de ácido sulfúrico ao tubo A que continha a mistura 
preparada. Após fechar o tubo conforme a ilustração, 
aqueceu-se suavemente até que o bromo formado 
dissolveu-se na água contida no tubo coletor C. 
2.4 Solubilidade 
Colocou-se 1,0 mL de água de bromo em um tubo de 
ensaio e adicionou-se 5 gotas de tetracloreto de 
carbono. Obeservou-se a formação de duas camadas 
líquidas e as cores antes e depois da mistura. 
Colocou-se, em um tubo de ensaio que continha água 
de bromo, um cristal de iodo. Fechou-se o tubo com 
uma rolha e agitou-se. Após observação, adicionou-se 
pequena quantidade de uma solução concentrada de 
iodeto de potássio. Fechou-se e agitou-se novamente. 
Dividiu-se essa solução (obtida no experimento 
anterior) em duas porções. Adicionou-se um volume 
igual de éter dietílico e a agitou. Na segunda porção, 
adicionou-se igual volume de tetracloreto de carbono e 
agitou-se. 
2.5 Preparação da água de cloro 
Montou-se a aparelhagem ilustrada na Figura 2, na 
capela. 
 
Figura 2. Esquema do sistema para produção de cloro. 
Utilizou-se rolha de borracha e conexão C de tubo de 
látex. Assegurou-se que o tubo de descarga D alcançou 
o fundo do tubo coletor E preenchido com água até 2/3 
de sua capacidade e mergulhado no béquer F contendo 
água fria. Pesou-se, em uma balança semi-analítica (AL 
500C MARTE), 2,005 g de permanganato de potássio 
sólido e colocou-o no kitassato gerador. Colocou-se, no 
funil de separação, 15,0 mL de ácido clorídrico 
concentrado e deixou-o gotejar lentamente sobre o 
permanganato controlando a velocidade de 
borbulhamento do cloro no tubo coletor E. Depois de 
20 minutos de borbulhamento interrompeu-se a adição 
de ácido e esperou alguns minutos até que cessou-se o 
borbulhamento do cloro. Manteve-se o tubo E fechado 
com rolha de borracha. 
 
3 
2.6 Deslocamento de halogênios 
Em um tubo de ensaio, colocou-se 2,0 mL de uma 
solução 0,1 mol L
-1
 de brometo de potássio. Adicionou-
se 1,0 mL de tetracloreto de carbono e 1,0 mL de água 
de cloro. Observou-se as duas cores. Fechou-se com 
uma rolha e agitou-se. Ao ocorrer à separação das 
camadas, observou-seas suas cores. 
Colocou-se 2,0 mL de uma solução 0,1 mol L
-1
 de 
iodeto de potássio em um tubo de ensaio. Adicionou-se 
1,0 mL de tetracloreto de carbono e 1,0 mL de água de 
cloro. Observou-se as cores das duas camadas. Fechou-
se com uma rolha e agitou-se. Após a separação das 
duas camadas, observou-se as suas cores. 
Em um tubo de ensaio, colocou-se 2,0 mL de uma 
solução 0,1 mol L
-1
 de iodeto de potássio. Adicionou-se 
1,0 mL de tetracloreto de carbono e 1,0 mL de água de 
bromo. Observou-se as cores das camadas. Fechou-se 
com uma rolha e agitou-se. Após a separação das 
camadas, observou-se as suas cores. 
2.7 Reações de oxidação-redução 
Preparou-se três tubos de ensaio com solução diluída de 
sulfato de cobre (II). Adicionou-se pequenas porções 
das três soluções dos haletos de potássio em cada um 
dos tubos preparados (uma solução de haleto para cada 
tubo). Ao tubo ao qual foi adicionado a solução de 
iodeto de potássio, adicionou-se gota a gota, solução de 
tiossulfato de sódio até descorar. 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Na oxidação de haletos, os mesmos foram obtidos no 
estado gasoso, por meio das seguintes reações. 
MnO2 + 2H2SO4 + 2Cl
- → Mn2+ + Cl2↑ + 2 SO4
2- + 2H2O (1) 
2KBr + MnO2 + 2H2SO4 → Br2↑ + 2K
+ + Mn2++ 2SO4
2- + 2H2O (2) 
2I- + MnO2 + 2H2SO4 → I2↑ + Mn
2+ + 2SO4
2- + 2H2O (3) 
Em todas as reações houve despreendimento de gás, 
com odor sufocante. O cloro (1) foi identificado pela 
cor verde amarelado, o bromo (2) pela cor marrom 
avermelhada e o iodo (3) pela cor violeta. 
Para reconhecimento dos gases formados realizaram-se 
testes utilizando papel indicador universal e solução de 
amido. O papel indicador universal tornou-se rosa (pH 
em torno de 1) na presença dos gases cloro e bromo, 
confirmado o caráter alcalino dos haletos. E a solução 
de amido tornou-se violeta na presença do gás iodo. 
As reações entre ácido sulfúrico concentrado e os 
haletos sólidos, resultaram na obtenção dos haletos de 
hidrogênio, como mostrado a seguir. 
Cl- + H2SO4 → HCl↑ + HSO4
- (4) 
KBr + H2SO4 → HBr↑ HSO4
- + K+ (5) 
I- + H2SO4 → HI↑ + HSO4
- (6) 
Em todas as reações também houve despreendimento 
de gás com odor sufocante. E nos testes realizados 
foram obtidos resultados semelhantes aos encontados 
na obtenção dos haletos. 
Na obtenção da água de bromo observou-se uma 
coloração amarelo amarronzado. A reação ocorrida 
pode ser observada abaixo. 
2NaBr + MnO2 + 3H2SO4 → MnSO4 + Br2 + 2H2O + 2NaHSO4 (7) 
Na realização do teste de solubilidade, a água de bromo 
se mostrou insolúvel no tetracloreto de carbono. Ao 
adicionar o reagente orgânico, obteve-se duas fases, e 
não houve mudança de coloração de ambos os 
componentes. A fase debaixo permaneceu amarelo, e a 
de cima, incolor. 
Ao adicionar um cristal de iodo na água, obteve-se uma 
solução de coloração amarelo claro. Essa solução 
adquiriu uma coloração mais forte depois de adicionado 
iodeto de potássio. Isso, porque o iodo elementar, I2, é 
um sólido pouco solúvel em água, e sua solubilidade se 
torna incrivelmente maior em solução de iodeto de 
potássio, devido à formação do íon I3 (8). 
Adicionando-se éter dietílico à metade dessa solução 
final, observou-se a formação de duas fases: em cima, 
amarelo claro, e embaixo, amarelo mais forte. 
Adicionando-se tetracloreto de carbono à outra metade 
da solução final, também obteve-se duas fases: a de 
cima, amarelo claro, e a debaixo, vermelha. 
I2(s)+I(aq)→I3(aq) (8) 
Ao obter-se a água de cloro (9) observou-se uma 
coloração amarelo pálido. 
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O (9) 
Ao adicionar brometo de potássio na água de cloro, 
houve a liberação de bromo livre. Acrescentando-se 
tetracloreto de carbono, o bromo dissolveu-se no 
solvente, e, após um período de repouso, formou-se 
uma solução marrom avermelhada abaixo da camada 
aquosa incolor. 
A adição de água de cloro à solução de iodeto liberou 
iodo, que coloriu a solução de marrom. Adicionando 
tetracloreto de carbono, houve formação de uma 
solução violeta que se separou debaixo da camada 
aquosa. 
Quando adicionado água de bromo à solução de iodeto 
de potássio, liberou-se iodo que coloriu de amarelo a 
solução. Depois de adicionado tetracloreto de carbono, 
formou-se uma solução amarelo claro que se separou 
debaixo da camada aquosa. 
As reações de óxido-redução entre o sulfato de cobre e 
os haletos de potássio estão descritas abaixo. 
4I- + 2Cu2+ → 2CuI + I2 (10) 
4Br- + 2Cu2+ → 2CuBr2 + Br2 (11) 
4Cl- + 2Cu2+ → 2CuCl2 + Cl2 (12) 
Em todas as reações formou-se um precipitado marrom 
constituído pela mistura dos produtos, mostrando a 
 
4 
oxidação dos haletos. No entanto, o iodo foi eliminado 
ao adicionar tiossulfato de sódio, e um precipitado 
branco de iodeto de cobre pôde ser observado. 
I2 + 2S2O3
2- → 2I- + S4O6
2- (13) 
4 CONCLUSÕES 
Os métodos empregados, se mostraram eficaz para 
síntese dos halogênios e haletos de hidrogênio. Os 
testes realizados evidenciaram algumas de suas 
propriedades físicas e químicas, como o caráter 
alcalino, o poder de agente oxidante, além de confirmar 
suas colorações características, como: a cor verde 
amarelado para o cloro, marrom avermelhado para o 
bromo, e violeta para o iodo. 
A utilização das águas de cloro e bromo puderam 
confirmar a solubilidade dos halogênios em solventes 
orgânicos como o tetracloreto de carbono, e o éter 
dietílico. O iodo, particularmente, se dissolveu nos 
solventes, produzindo soluções de várias cores. Essas 
cores são consequência das diferentes interações entre 
as moleculas I2 e o solvente. 
5 REFERÊNCIAS 
 
1 – LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa, 
5ª ed., São Paulo: Edgard Blucher, 1999. 
2 - SHRIVER, D. F., ATKINS, P. W., OVERTON, T. 
L., ROURKE, J. P., WELLER, M. T., ARMSTRONG, 
F. A. Química Inorgânica, 4ª ed., São Paulo: 
Bookman, 2006. 
3 - BACCAN, N., ANDRADE, J. C., GODINHO, O. E. 
S., BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa 
Elementar, 3ª ed., São Paulo: Editora Edgard Blucher 
LTDA, 2001. 
4 - HAROLDO, L. C. B. Química Inorgânica uma 
introdução, 3ª ed., Belo Horizonte: SEGRAC, 1995. 
5 – VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa, 5ª 
ed., São Paulo: Mestre Jou, 1981.