Halogênios

HALOGÊNIOS

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GRUPO 16

Distribuição eletronica

Estados de oxidação

F [He]2s22p5 -I Cℓ [Ne]3s23p5 -I +I +III +IV +V +VI +VIIBr [Ar]3d104s24p5 -I +I +III +IV +V +VI I [Kr]4d105s25p5 -I +I +III +V +VIIAt [Xe]4f145d106s26

p5

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PROPRIEDADES Todos os elementos do grupo possuem 7 elétrons na

camada de valência. Para um halogênio adquirir estabilidade química, o seu

último nível de energia precisa receber um elétron, transformando-se num íon mononegativo. São altamente oxidantes (decrescente esta propriedade, no grupo, de cima para baixo), por isso reagem espontaneamente com os metais, não-metais, substâncias redutoras e até com os gases nobres.

Seus compostos com METAIS são IÔNICOS E com NÃO-METAIS são COVALENTES

O flúor é o elemento mais reativo conhecido.

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PROPRIEDADES As propriedades dos halogênios variam

regularmente com o seu número atômico. Cada halogênio é o elemento mais

eletronegativo em seu período. A entalpia de ligação do F2 é baixa. Conseqüentemente, o flúor é muito

reativo. O potencial de redução do flúor é muito

alto. A água é oxidada mais facilmente do que o

flúor, logo o F2 não pode ser preparado por eletrólise de uma solução de sal.

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PROPRIEDADES O cloro é o halogênio mais utilizado

industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCℓ):

2NaCℓ(aq) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) + Cℓ2(g). A reação entre o cloro e a água produz ácido

hipocloroso (HCℓO) que desinfeta a água de piscina:

Cℓ2(g) + H2O(l) HCℓ(aq) + HClO(aq). Todos os compostos dos halogênios com

hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.

O NaOCℓ é o ingrediente ativo dos alvejantes. O NaBr é usado em fotografia.

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PROPRIEDADES O Cloro e o Bromo tem tamanhos similares,

logo suas propriedades são mais semelhantes entre si do que com os demais elementos do grupo.

O raio iônico do Cℓ-é 38% maior que o do F-

O raio iônico do Br-é apenas 6,5% maior que o

do Cℓ-. Essa diferença relativamente pequena entre o

Br– e o Cℓ- é resultado da blindagem pouco eficiente da carga nuclear dos 10 elétrons 3d do brometo. A eletronegatividade destes dois elementos é bastante semelhante pela mesma razão.

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DIFERENÇAS ENTRE O FLUOR E OS DEMAIS ELEMENTOS DO GRUPO

O primeiro elemento é menor que os demais, e segura mais firmemente seus elétrons: O FLÚOR é o elemento mais eletronegativo da tabela periódica.

O primeiro elemento do grupo não possui orbitais d de baixa energia que possam ser utilizados na formação de ligações

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DIFERENÇAS ENTRE O FLUOR E OS DEMAIS ELEMENTOS DO GRUPO

O FLUOR é um agente oxidante extremamente forte: Seu poder de oxidação combinado ao seu pequeno tamanho faz com que os elementos aos quais ele está ligado alcancem seus estados de oxidação mais elevados.

IF7(I = +7); PtF6(Pt = +6); BiF5, SF5 (Bi e S = +5)

O FLUOR, menor elemento do grupo, possui um valor de energia de ionização muito maior que o dos demais elementos. Sempre apresenta estado de oxidação –I. Exceção: F2

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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO

Os halogênios não formam íons X+

apesar de apresentarem energias de ionização maiores que o H+(1311kJmol-1).

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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO Como o íon geralmente é encontrado em um

sólido cristalino ou em uma solução iônica as energias reticulares e de hidratação também devem ser consideradas no processo:

Os íons X+ seriam íons grandes com baixas energias reticulares e de hidratação. A energia de ionização teria um valor maior que as outras duas energias inviabilizando a formação do íon positivo.

As afinidades eletrônicas de todos os halogênios são negativas:

Ocorre liberação de energia na formação de X-

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TIPOS DE LIGAÇÃO E ESTADOS DE OXIDAÇÃO

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PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO

Aumentam com o numero atômico.

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ENERGIAS DE LIGAÇÃO NA MOLÉCULA X2

A energia de ligação do F2 é baixa, em função da alta reatividade do elemento.

Sugere-se que seja resultado de uma certa repulsão internuclear, pois os átomos de flúor são pequenos e a distancia entre os átomo de flúor em F2 também é:1,43Å. As intensas repulsões elétron-elétron entre os pares isolados nos dois átomos de flúor enfraqueceriam a ligação.

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PODER OXIDANTE Os halogênios atuam como agentes

oxidantes visto que: Oxidação implica na remoção de elétrons

de modo que o agente oxidante recebe elétrons.

Os halogênios tem uma afinidade eletrônica elevada, ou seja, uma grande tendência em receber elétrons.

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ASTATO O astato (do grego "astatos", que

significa "instável") é um elemento químico de símbolo At e de número atômico igual a 85, com massa atômica de 210 u. Em temperatura ambiente, encontra-se no estado sólido. Foram encontradas apenas 25g de Astato na natureza. É o elemento mais raro do mundo. Não é conhecida nenhuma aplicação prática deste elemento. Foi sintetizado pela primeira vez em 1940 na Universidade da Califórnia, EUA, bombardeando o bismuto com partículas alfa.

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CARACTERÍSTICAS PRINCIPAIS

Comporta-se quimicamente como os demais halogênios. O astato tem caráter mais metálico que o iodo.

É o elemento mais pesado entre todos os halogênios, e apresenta cinco estados de oxidação: +7. +5, +3, +1 e -1. Forma compostos com outros halogênios, tais como AtCl e AtI.

A quantidade total de astato na crosta terrestre é estimada em menos de 28 gramas. É encontrado em minerais de urânio e tório, porém em quantidades muito pequenas. É resultante do lento decaimento do urânio e do tório, por pertencer a série radioativa destes elementos. É produzido pelo bombardeamento do bismuto com partículas alfa de alta energia.

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CLORO Do grego chlorós (esverdeado), é

um elemento químico de símbolo Cℓ, número atômico 17, e massa atômica 35,5 u, encontrado em temperatura ambiente no estado gasoso. Extremamente tóxico e de odor irritante.

No estado puro (Cℓ2) e em condições normais de temperatura e pressão, é um gás de coloração amarelo esverdeada, sendo duas vezes e meia mais pesado que o ar. É abundante na natureza e é um elemento químico essencial para muitas formas de vida.

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CLORO Usado principalmente na purificação de águas,

no branqueamento durante a produção de papel e na preparação de diversos compostos clorados. Também é usado como oxidante, branqueador e desinfetante. É gasoso e muito tóxico (neurotóxico), foi usado como gás de guerra na Primeira e na Segunda Guerra Mundial.

Clorofluorcarbonos (CFC's) contribuem para a destruição da camada de ozônio.

Hexaclorobenzeno (HCB), o toxafeno: são empregados como pesticida.

Difenilos policlorados: Criam problemas ambientais devido a sua toxicidade como os pesticidas citados, e as dioxinas.

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FLÚOR F2 é um gás de coloração amarelo-

pálido. É o mais eletronegativo  e reativo de todos os elementos. Em sua forma ionizada (F–) é extremamente perigoso, podendo ocasionar graves queimaduras químicas se em contato com tecidos vivos.

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

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FLUOR Em ausência de luz e baixas temperaturas reage explosivamente

com o hidrogênio. Jatos de flúor no estado gasoso atacam o vidro, metais, água e outras substâncias, que reagem formando uma chama brilhante. O flúor sempre se encontra combinado na natureza e tem afinidade por muitos elementos, especialmente o silício, não podendo ser guardado em recipientes de vidro.

Em solução aquosa de seus sais, o flúor apresenta-se normalmente na forma de íons fluoretos, (F–). O flúor é um elemento químico essencial para o ser humano. Apesar disso, nenhuma doença jamais foi ligada a uma deficiência de fluoreto.

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

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IODO 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. Apresenta certas características metálicas. A falta de iodo causa retardamento nas proclatinas.

É pouco solúvel em água, porém dissolve-se facilmente em clorofórmio (CHCℓ3) Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1, +3, +5, +7

É um oligoelemento, empregado principalmente na medicina, fotografia e como corante.

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IODO 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 iodeto de potássio (KI) em álcool, em água ou numa mistura de ambos, que tem propriedades antissépticas. É empregada como desinfetante da pele ou para a limpeza de ferimentos. Também pode ser usada para a desinfetar 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.

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BROMO O bromo, a temperatura ambiente,

encontra-se no estado líquido. É vermelho, volátil e denso. Sua reatividade é intermediária entre a do cloro e a do iodo. No estado líquido é perigoso para o tecido humano e seus vapores irritam os olhos e a garganta. Evapora facilmente a temperaturas e pressões padrões formando um vapor avermelhado que apresenta um forte e desagradável odor

É um não metal empregado na fabricação de uma ampla variedade de compostos, usados na indústria e na agricultura.

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BROMO O bromo é empregado na fabricação de

produtos de pulverização, agentes não inflamáveis, produtos para a purificação de águas, corantes, brometos empregados em fotografia (brometo de prata, AgBr), desinfetantes, inseticidas e outros.

A maior parte do bromo é encontrado no mar na forma de brometo, Br-, numa concentração de aproximadamente 65 µg/g.

Mundialmente são produzidos aproximadamente 500 milhões de kg por ano (2001). Os Estados Unidos e Israel são os principais produtores.

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REFERÊNCIAS

Lee, J.D.- Química Inorgânica- 4ª Edição- Editora Edgar Blucher Ltda- 1996,-São Paulo - Brasil.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química:Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Bookman: Porto Alegre, 2006.