GRUPO VIIA - Halogênios

GRUPO VIIA - Halogênios
Flúor, Cloro, Bromo, Iodo, Astato
            1- Estados de oxidação e tipos de ligações
          A maioria dos compostos formados pelos halogênios com metais são iônicos. Contudo, alguns haletos como BeCl2 e AlCl3 são covalentes. Os halogênios apresentam configuração eletrônica terminada em ns2 np5 e existem sob a forma de moléculas diatômicas. Cl, Br e I podem apresentar valências elevadas, com números de oxidação +3, +5 e +7, pois têm orbitais d disponíveis, o que não acontece com o flúor, cuja valência é sempre -1. Nas moléculas Cl2, Br2 e I2 as ligações são mais fortes do que no F2, devido à hibridação de orbitais p e d.
            2- Energia de ionização e afinidade eletrônica
          Os valores para a energia de ionização dos halogênios diminui de cima para baixo, à medida que os elementos aumentam de tamanho. A energia de ionização do flúor é consideravelmente maior que a dos outros elementos do grupo, por causa da repulsão entre seus pares eletrônicos não ligantes em consequência do seu pequeno tamanho. Essa repulsão é, em grande parte, responsável pela grande reatividade do flúor.
          A afinidade eletrônica diminui com o aumento do tamanho do elemento (de cima para baixo). No entanto, do flúor para o cloro ocorre o contrário, ou seja, a afinidade eletrônica do flúor é menor que a do cloro. Isso porque o flúor, devido ao seu pequeno tamanho, tem dificuldade em acomodar o elétron recebido.
          4- Pontos de fusão e Pontos de ebulição
          À medida que aumenta o tamanho do elemento, descendo no grupo, as nuvens eletrônicas tornam-se maiores e mais facilmente polarizáveis. Consequentemente, aumentam as forças intermoleculares de Van der Waals e as moléculas são mais fortemente unidas, aumentando o seu ponto de fusão e de ebulição e diminuindo a sua volatilidade. À temperatura de 25o C o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido (à pressão atmosférica normal o iodo sublima-se).
FLÚOR ( F )

            HISTÓRICO:  O flúor foi descoberto em 1771 por Scheele, mas sua existência só foi confirmada em 1801.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O mineral mais característico do flúor é a fluorita (CaF2), mas ele ainda integra outros minerais como criolita (3 NaF . AlF3) e as apatitas. Além disso está presente, em pequenas quantidades, na água do mar e nos ossos, unhas e dentes dos animais.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O flúor é obtido geralmente pela eletrólise do ácido fluorídrico (HF) dissolvido numa solução concentrada de fluoreto de potássio. O gás obtido é venenoso, de coloração levemente amarelo-esverdeada e cheiro irritante, sendo conservado em cilindros sob pressão. Sua utilização exige cuidado: um jato de flúor sob pressão inflama instantaneamente a matéria orgânica, muitos metais e diversas outras substâncias.
          O flúor é o mais reativo de todos os elementos químicos conhecidos, combinando-se até mesmo com o carbono finamente dividido. Com o hidrogênio forma o ácido fluorídrico, numa reação tão exotérmica que esses dois gases podem ser utilizados como combustível-propulsor para mísseis potentes. O HF quando puro e seco não ataca o vidro, mas o ácido fluorídrico deve ser acondicionado em tubos de plástico, pois consegue corroer o vidro. A afinidade do flúor pelo hidrogênio é tão grande que ele consegue decompor a água para se unir a ele, formando o HF. Possui ainda a propriedade de deslocar o oxigênio dos óxidos, formando fluoretos. O flúor pode substituir também o oxigênio de ácidos, formando fluorácidos, como o H2SiF6, análogo ao oxiácido H2SiO3.
            UTILIZAÇÃO:  O ácido fluorídrico é empregado na fabricação de vidros despolidos e o flúor elementar é adicionado em pequenas quantidades em dentifrícios e na água dos reservatórios urbanos, pois ajudam a prevenir as cáries dentárias. Em certos aparelhos de alta tensão é usado o hexafluoreto de enxofre, sob forte pressão, que serve como isolante. O gás freon (CCl2F2) é empregado nos aparelhos de refrigeração e em aerosóis.
CLORO ( Cl )

            HISTÓRICO:  O cloro foi descoberto em 1774 por Scheele, e confirmado em 1810 por Davy.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Assim como o flúor, o cloro também não é encontrado livre na natureza, mas sob a forma de diversos minerais, especialmente o NaCl, presente na água do mar, a silvita (KCl) e a carnalita (KCl . MgCl2 . 6 H2O).
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Muitas propriedades do cloro assemelham-se às do flúor. O cloro gasoso pode ser obtido pela eletrólise de uma solução de ácido clorídrico (HCl) ou de cloreto de sódio. O cloro é um gás amarelo-esverdeado, muito denso, que passa facilmente ao estado líquido. É também bastante venenoso e de cheiro forte. O cloro dissolvido em água é capaz de atacar o ouro, formando o cloreto correspondente, e pode decompor a água. Os oxiácidos do cloro são muito importantes:
HClO - ácido hipocloroso
HClO2 - ácido cloroso
HClO3 - ácido clórico
HClO4 - ácido perclórico
             UTILIZAÇÃO:  O gás freon (CCl2F2) é empregado nos aparelhos de refrigeração e em aerosóis e o cloro gasoso é usado como desinfetante e descorante. O composto de cloro mais importante é, sem dúvida, o ácido clorídrico, obtido pela síntese direta dos elementos em presença de luz. Sua solução é conhecida comercialmente como "ácido muriático", muito usado para limpar e branquear pedras nas casas. O clorato de sódio (NaClO3) é usado como agente exterminador de ervas daninhas, enquanto o de potássio encontra aplicação como oxidante na fabricação de fósforos. O hipoclorito de sódio (NaClO) é usado como branqueador na indústria do papel e como desinfetante, devido à sua propriedade de liberar cloro gasoso quando em solução aquosa.
BROMO ( Br )

            HISTÓRICO:  O bromo foi descoberto em 1826 pelo químico francês Ballard.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O bromo é o único elemento não-metálico que, nas condições usuais, apresenta-se no estado líquido. Muito denso e pouco viscoso, de cor vermelho-escuro, evapora com muita facilidade à temperatura ambiente, produzindo vapores com a mesma coloração e também muito densos. Possui odor semelhante ao do cloro e é irritante para os olhos e a garganta. O bromo tem facilidade para se dissolver em solventes orgânicos, o que permite extraí-lo de soluções aquosas.
          UTILIZAÇÃO:  Tecnicamente, o principal emprego do bromo é na indústria fotográfica, como brometo de prata (AgBr), substância usada como reveladora, por sua propriedade de escurecer as emulsões fotográficas. O KBr é usado no tratamento de epilepsia e como anti-convulsivo. Além disso, o bromo é usado em várias sínteses orgânicas e o brometo de vinila é usado como antidetonante na gasolina.
IODO ( I )

            HISTÓRICO:  O iodo foi descoberto em 1811 por um produtor de sal-gema, chamado Courtois.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O iodo encontra-se em quantidades muito pequenas na natureza, sendo encontrado principalmente na água do mar. Está presente também na tireoxina, hormônio produzido na glândula tireóide humana, e a ausência desse elemento causa o bócio ("papo inchado"). Para remediar essa falta é obrigatório a adição de iodo no sal de cozinha.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O iodo, à temperatura de 25o C, apresenta-se como um sólido na forma de cristais escuros, dispostos em lâminas quase negras e dotadas de um brilho metálico. Muito volátil, forma vapores irritantes de coloração azul-violeta, muito bonita. O iodo sublima-se com grande facilidade e é o menos reativo de todos os elementos do grupo VIIA.
            O iodo é muito solúvel em solventes orgânicos e pouco solúvel em água. No entanto, a mínima quantidade de 0,015% de iodo em água, a 22o C, já é o suficiente para produzir uma coloração amarelada. O iodo pode formar, em soluções de certos solventes orgânicos, íons positivos e negativos:  I2    I+ + I-. Isso é possível porque o iodo é um átomo muito grande e de baixa energia de ionização. Também por ser grande, o iodo é facilmente substituído quando combinado com radicais orgânicos. Sua nuvem eletrônica é muito grande e facilmente polarizável, podendo ser retirado para a entrada de outros grupos na molécula (veja aqui um exemplo).
            UTILIZAÇÃO:  A tintura de iodo (solução de iodo em álcool) é usada como medicamento externo, por suas propriedades bactericidas. O iodo é usado para revelar a presença de amido nas substâncias orgânicas ou nos tecidos biológicos: o iodo colore o amido de azul-escuro.
ASTATO ( At )

            HISTÓRICO:  O astato (ou astatínio) foi descoberto em 1940. Sua detecção foi registrada no caderno de notas (acima) pelo físico americano D. R. Coroson, Mackenzie e Segrè.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O astato 211 (o mais estável de seus isótopos) é obtido pelo bombardeamento de átomos de bismuto 209 com núcleos de hélio. É radioativo e seu período de meia-vida atinge um máximo de 8 horas e meia.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Pouco se sabe sobre esse elemento, mas parece assemelhar-se bastante ao iodo.