OS HALOGÉNIOS - Trabalho elaborado e organizado por Vieira Miguel Manuel

No presente trabalho vamos falar sobre os halogénios, Nunca estão livres na natureza. Mas são abundantes, seus compostos. E absolutamente indispensáveis ao homem moderno. Tomam parte na produção de refrigeradores, na indústria química e farmacêutica, na metalurgia, tecelagem, fabricação de papel e filmes fotográficos, no tratamento da água e até no metabolismo do corpo humano.

2. OS HALOGÉNIOS

Designam-se por halogéneos os elementos pertencentes à tabela periódica que se situam no grupo 17, junto ao grupo dos gases nobres.

Recebem a denominação genérica de halogênios (do grego, os que geram sais), mas cada qual tem um nome e seu símbolo. São eles: o flúor (F), o cloro (CI), o bromo (Br) e o iodo (I).

Recentemente, um, novo elemento se incorporou ao grupo: o ástato ou astatine (At), obtido artificialmente, por bombardeio de bismuto com partículas alfa. Constituem o grupo VIIA da Tabela Periódica de Elementos, pois possuem as mesmas propriedades químicas. São todos elementos não-metais e combinam-se com outros elementos muito facilmente. Por isso, não são encontrados em liberdade na natureza. O mais abundante é o cloro, seguido pelo bromo e o iodo.

A preparação dos halogênios, isto é, a sua extração dos compostos que formam, pode ser feita por vários métodos, sendo o mais comum a eletrólise. Todos eles têm odor penetrante e desagradável e atacam as mucosas do nariz e da garganta. Como regra geral, os halogênios formam sais com os me- tais, e dão origem a ácidos quando combinados com hidrogênio.

Mesmo sendo quimicamente semelhantes, os halogênios são bastante diferentes entre si. Apresentam-se em estado sólido (iodo), líquido (bromo) ou gasoso (flúor e cloro). Apesar de sua natureza extremamente venenosa, os halogênios participam dos processos vitais do mundo animal. Em proporções mínimas (1:1.000.000), o flúor tem efeitos benéficos para os dentes. No organismo humano, associado com o fósforo e o cálcio, é um dos formadores dos ossos e dos dentes. O cérebro humano tem aproximadamente 3 miligramas desse elemento.

A dieta humana exige cloro, que é ingerido sob a forma de cloreto de sódio (sal de cozinha). Esse cloro entra na composição do ácido clorídrico, que intervém no processo da digestão.

O iodo é muito conhecido como antisséptico. Também ele é necessário ao organismo, participando do funcionamento da glândula tiroide. Quando não recebe iodo suficiente, a glândula se intumesce, causando o aparecimento da doença chamada bócio ou papeira.

2.1 FLÚOR

· Símbolo: F

· Cor: amarelo-claro

· Ponto de fusão: - 223ºC

· Ponto de ebulição: -188°C

Gás leve, de cheiro sufocante, muito reativo e tóxico. Combina-se diretamente com muitos outros elementos, mesmo a baixa temperatura. Foi isolado por Moissan, em 1886, que lhe deu o nome em virtude da fusibilidade de um de seus compostos, que se funde a pontos bem mais baixos que outras rochas.

2.1.1 Onde Se Encontra

O flúor é encontrado no espatoflúor (CaF₂), na criolita (Na₃AIF₆). Por ser a substância mais reativa que se conhece, o flúor pode ser encontrado em combinação com praticamente todos os outros elementos. A criolita, que é um fluoreto de alumínio e sódio, pode ser elaborada sinteticamente e constitui matéria-prima na produção de alumínio por via eletrolítica.

2.1.2 Para Que Serve

Apesar de ser muito venenoso, tanto o gás isoladamente ou as substâncias que o contém são cada vez mais usados. Entre seus compostos inofensivos se encontra o gás freon (CCI₂F₂), usado na refrigeração. Muitos tipos de plásticos contêm flúor. Em proporção de uma parte para 1 milhão, misturado à água potável, é benéfico aos dentes. Mas, se a proporção chegar a três por 1 milhão, os dentes se tornam escuros. Compostos desse elemento são usados como inseticida e para conservar madeiras. Os fluoretos, tanto de sódio quanto de lítio, são usados na solda de alumínio.

2.1.3 Precauções

O flúor deve ser manuseado com grande cuidado, devendo-se evitar totalmente qualquer contato com a pele ou com os olhos. Também não podem ser armazenados em recipientes de vidro pois corroem.

Tanto o flúor como os íons fluoretos são altamente tóxicos. O flúor apresenta um odor acre característico, sendo detectável em concentrações tão baixas como 0,02 ppm, abaixo dos limites de exposição recomendados.

O flúor é mais tóxico que o chumbo, cuja quantidade na água potável não deve superar 0,4 partes por milhão (ppm). O nível do flúor na água potável costuma ser de 1,5 ppm.

Na Sicília foi achada uma relação entre as regiões de alta concentração de flúor na água com a ocorrência graves doenças dentárias.

A Food and Drug Administration (FDA) considera que o flúor é um medicamento não aprovado, para o qual não existem provas de inocuidade e de efetividade.

2.2 CLORO

· Símbolo: Cl

· Ponto de fusão: -101,5°C

· Cor: amarelo-esverdeado

· Ponto de ebulição: - 33,9°C

É um gás mais pesado que o ar sufocante, venenoso e muito reativo. Foi obtido por Karl Wilhelm Scheele, em 1774, e considerado um composto. Humphry Davy o identificou como um elemento novo, em 1810, e o denominou cloro, devido à sua côr esverdeada (do grego, cloros = verde).

2.2.1 Onde Se Encontra

O cloro é o mais abundante dos halogênios. É encontrado na forma de íons CI- na água do mar (2%); nas jazidas de rochas salinas do mineral halita (NaCI); nas jazidas de cloreto de potássio (KCI). bicloreto de magnésio (MgCI₂) e bicloreto de cálcio (CaCI₂) ; nos sucos gástricos do corpo humano, na forma de ácido clorídrico (HCI) , numa proporção de 0,05%.

2.2.2 Para Que Serve

O cloro é empregado em grandes quantidades para alvejar polpa de madeira na indústria de papel, para alvejar algodão e fibras de linho na indústria têxtil, na preparação de tintas e plásticos, na fabricação de solventes e de borracha sintética. O cloro é ainda muito usado nos sistemas de abastecimento de água potável das cidades, devido às suas qualidades bactericidas. O ácido clorídrico, misturado com ácido nítrico, na proporção de um para três, resulta na água-régia, única substância capaz de atacar o ouro e a platina.

2.2.3 Precauções

O cloro provoca irritação no sistema respiratório, especialmente em crianças. No estado gasoso irrita as mucosas e no estado líquido queima a pele. Pode ser detectado no ar pelo seu odor a partir de 3,5 ppm, sendo mortal a partir de 1.000 ppm. Foi usado como arma química a partir da Primeira Guerra Mundial. Uma exposição aguda a altas concentrações de cloro (porém não letais) pode provocar edema pulmonar, ou líquido nos pulmões. Uma exposição crônica abaixo do nível letal debilita os pulmões aumentando a suceptibilidade a outras enfermidades pulmonares. Em muitos países é fixado o limite de exposição no trabalho em 0,5 ppm (média de 6 horas diárias, 40 horas semanais).

2.3 BROMO

· Símbolo: Br

· Cor: vermelho-escuro

· Ponto de fusão: -7ºC

· Ponto de ebulição: + 58°C

Mantêm-se líquido em temperatura ambiente e, como os demais, tem odor irritante. Foi descoberto por Antoine Balard, em 1826, que o chamou de bromo devido ao seu mau odor (do grego, bromos = mau cheiro).

2.3.1 Onde Se Encontra

Esse elemento existe na água do mar, em forma de íons Br, na proporção de 0,008%. Como brometo de sódio (NaBr) aparece em jazidas; em muitas águas minerais surge associado ao sódio, potássio ou magnésio, ocorrendo também em minas de sal-gema.

2.3.2 Para Que Serve

Usado na indústria petroquímica, farmacêutica e fotográfica. Muitos corantes, tintas e medicamentos contêm bromo. Alguns de seus compostos são usados como tranquilizantes. É ainda empregado como desinfetante e agente oxidante. Outro ramo que o utiliza em largas quantidades é a metalurgia.

2.3.3 Precauções

O bromo é altamente tóxico e em pequenas quantidades (10 ppm), tanto por via dérmica como inalado, pode causar problemas imediatos de saúde ou morte. É muito irritante tanto para os olhos como para a garganta; em contato com a pele ocasiona inflamações dolorosas. Seu manuseio impróprio pode supor um sério risco a saúde, requerendo máxima precaução de segurança quando do seu manejo.

2.4 IODO

· Símbolo: I

· Cor : cinzento-escuro

· Ponto de fusão: + 113ºC

· Ponto de ebulição: + 184°C

Apresenta-se geralmente no estado sólido em lamínulas de aspecto brilhante. Foi descoberto por Bernardo Curtois, em 1811, extraído de algas marinhas. Se aquecermos ligeiramente cristais de iodo, dá-se o fenômeno da sublimação, isto é, o elemento passa diretamente do estado sólido ao gasoso, transformando-se em gás de bela cor violeta.

2.4.1 Onde Se Encontra

Existe na água do mar, em pequena proporção, nos depósitos de salitre, nas algas marinhas, em animais marinhos e em mananciais minerais.

2.4.2 Para Que Serve

É empregado como antisséptico. Muitos dos seus compostos são usados na indústria farmacêutica.

2.4.3 Precauções

É necessário ser cuidadoso quando se maneja o iodo, pois em contato direto com a pele pode causar lesões. O vapor de iodo é muito irritante para os olhos e as mucosas. No caso do Iodo radioativo, deve-se adotar uma metodologia extremamente rígida, incorporando métodos de descarte e de segurança.

2.5 ÁSTATO

O ástato (também ástato ou astatínio) é um elemento químico de símbolo At e de número atómico igual a 85 (85 protões e 85 eletrões), com massa atómica de aproximadamente [210] u. É encontrado no Grupo 17 ou VIIA da classificação periódica dos elementos. À temperatura ambiente, o ástato encontra-se no estado sólido. Há atualmente cerca de 31g de astato na Terra, sendo assim o elemento mais raro de que se tem notícia.

Foi sintetizado pela primeira vez em 1940 por Dale R. Corson, Kenneth Ross MacKenzie, e Emilio Gino Segrè.

2.5.1 Características principais

Este elemento altamente radioativo comporta-se quimicamente como os demais halogênios, especialmente como o iodo. O ástato tem caráter mais metálico que o iodo. Pesquisadores do Laboratório Nacional de Brookhaven identificaram as reações e as medidas elementares que envolvem o ástato. A maioria das características do ástato são conhecidos através dos seus isótopos sintéticos.

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.

2.5.2 Para que Serve

O ástato tem importância somente no campo teórico e não tem nenhuma no campo prático. Atualmente, não é conhecida nenhuma aplicação prática deste elemento.

2.5.3 Precauções

Por ser altamente radioativo deve ser manuseado, apenas, nas investigações científicas e em condições especiais. A quantidade de ástato na natureza é tão pequena que não oferece risco a saúde humana. Entretanto, quando injetado em animais, por ser um halogênio instala-se na glândula tiroide do mesmo modo que o iodo. Há indicações que seja altamente cancerígeno.

2.6 CONCLUSÃO

Com este trabalho concluímos que os halogéneos se situam no 17º grupo da tabela periódica. Também vimos que os halogéneos se transformam facilmente em iões mononegativos.

De facto os halogénios são de grande importância no estudo da Química assim como na vida humana. Sendo eles formadores de sais possibilitam ainda no fabrico de plásticos e outros detergentes naturais.

3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

AVALEIRO, Maria, BELEZA, Maria, Viver melhor na Terra, 1ªedição, ASA. 2009

COTTON, F. A. G. Wilkinson, Quimica Inorganica, 1ª. Ed. São Paulo. 1978

BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química - Ciência Central. Rio de Janeiro: LTC, 1997.

LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.

Fluoride in Drinking Water: A Scientific Review of EPA's Standards (2006)