Cloro (Cl) Gás venenoso amarelo-esverdeado, possuindo um odor desagradável e sufocante Se encontra combinado em cloretos como os minerais NaCl e KCl É.

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1 Cloro (Cl) Gás venenoso amarelo-esverdeado, possuindo um odor desagradável e sufocante Se encontra combinado em cloretos como os minerais NaCl e KCl É um germicida poderoso usado em todo mundo na purificação da água Também é utilizado como alvejante

2 Cloro (Cl) O gás cloro é uma molécula diatômica (Cl2).
O cloro é produzido industrialmente em grandes quantidades, por dois métodos principais: Pela eletrólise de soluções aquosas de NaCl 2 NaCl + 2H2O NaOH + Cl2 + H2 Na eletrólise do NaCl fundido 2 NaCl Na + Cl2

3 Cloro (Cl) Cloretos: compostos em que o cloro apresenta o estado de oxidação -1. eles podem ser iônicos, como NaCl e CaCl2, e covalentes, que são cloretos não-metálicos, como HCl, CCl4 e SCl2. Óxidos de Cloro: O cloro forma uma série de óxidos, todos instáveis e potencialmente explosivos: Cl2O, Cl2O3, Cl2O5 ,Cl2O7 e ClO2.

4 Cloro (Cl) Oxoácidos: O cloro forma uma série de oxoácidos, como mostrado na tabela abaixo: Ácido Fórmula Estado de Oxidação Hipocloroso HClO +1 Cloroso HClO2 +3 Clórico HClO3 +5 Perclórico HClO4 +7

5 Bromo (Br) Elemento não metálico, que no estado livre é um líquido, corrosivo, de cor marrom-avermelhada, facilmente volátil em temperatura ambiente. A maior parte do bromo é obtido a partir da água do mar e de lagos salgados na forma de brometo (Br-) O Bromo molecular (Br2), se obtém a partir das salmoras, mediante a oxidação do brometo com cloro: Cl Br Cl- + Br2

6 Bromo (Br) Estados Positivos de Oxidação do Bromo: o bromo forma diversos óxidos, dos quais o Br2O e o BrO2. Forma também oxoácidos como: HBrO (ácido hipobromoso) HBrO3 (ácido brômico) HBrO4 (ácido perbrômico)

7 Bromo (Br) Aplicações:
O bromo é empregado na obtenção de compostos orgânicos, tais como brometo de metila, brometo de etila e dibromocloropropano. Esses compostos são utilizados como pesticidas na agricultura. Na fabricação de compostos utilizados na indústria fotográfica como o AgBr Na fabricação de produtos farmacêuticos

8 Iodo (I) O nome provém do grego e significa “violeta”.
O iodo ocorre na natureza como íon iodeto (I-) nos oceanos, especialmente em alguns organismos marinhos, que o concentram. O iodo sublima em condições normais, formando um gás de coloração violeta e odor irritante. Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1, +3, +5 e +7

9 Iodo (I) Obtenção: O elemento livre é preparado na indústria pela redução do IO3- a I-. IO SO H2O I HSO H+ O iodeto obtido reage com o restante do iodato: IO I H I H2O

10 Iodo (I) Aplicação: O iodeto de potássio (KI) é adicionado ao sal comum para prevenir o surgimento do bócio. As soluções de iodo em etanol (tintura de iodo) são empregadas como antissépticas

11 Tipos de ligação e estado de oxidação dos halogênios
A maioria dos compostos formados pelos halogênios com os metais são iônicos. Todos os halogênios são muito eletronegativos. Quando reagem com metais, a diferença de eletronegatividade entre eles é grande. Ligações iônicas quando dois átomos de halogênio formam uma molécula, eles o fazem por meio de uma ligação covalente.

12 Tipos de ligação e estado de oxidação dos halogênios
A maior parte dos compostos de halogênios com não-metais também são covalentes. O flúor é sempre univalente e sempre tem número de oxidação (-1). No caso do Cl, Br, e I, uma covalência igual a 1 é o caso mais comum. O estado de oxidação pode ser (-1) ou (+1), dependendo de qual dos átomos da molécula tem maior eletronegatividade. Cl, Br, e I podem ter valências mais elevadas, quando seus números de oxidação são +3, +5 e +7