1. Descreva como os halogênios são obtidos a partir de seus haletos de ocorrência natural, e justifique as formas de obtenção em termos dos potenciais-padrão. Escreva as equações químicas balanceadas e as condições apropriadas, em cada caso.

Passo 1

Beleza, o enunciado pede para a gente mostrar como cada halogênio (F₂, Cl₂, Br₂ e I₂) é obtido a partir dos seus haletos naturais (F⁻, Cl⁻, Br⁻ e I⁻), justificando por que aquele método funciona com base nos potenciais-padrão de redução. Então, o conteúdo é redox (potenciais-padrão) e eletrólise ou oxidação por agente mais forte. A gente vai precisar:
  • Valores de E°(X₂/X⁻) para cada halogênio.
  • Equações de oxidação balanceadas.
  • Condições (eletrólise ígnea, eletrólise aquosa, uso de Cl₂ como agente oxidante, etc.).

Passo 2

Antes de mais nada, anota aí os potenciais-padrão de redução (todos dados como X₂ + 2e⁻ → 2X⁻):
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻; E° = +2,87 V
Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻; E° = +1,36 V
Br₂ + 2e⁻ → 2Br⁻; E° = +1,07 V
I₂ + 2e⁻ → 2I⁻; E° = +0,54 V
Quanto maior E°, mais forte é o oxidante (mais fácil vai reduzir). Pra oxidar um haleto X⁻ a X₂, o agente oxidante precisa ter E° maior que E°(X₂/X⁻) ou a gente precisa ligar no + da fonte pra forçar a reação (eletrólise).

Passo 3

O F₂ tem o E° mais alto (+2,87 V), então não existe outro oxidante prático para tirar F⁻ de salmoura: a gente faz eletrólise ígnea (fundida) de HF ou KF·HF.
Equação de oxidação no ânodo (fundido):
2,F^- ;longrightarrow; F2;(g) ;+; 2,e^-
Condições:
• Salmoura fundida (sem água) de HF/KF a ~70–120 °C.
• Eletrodos inertes (grafite).
• Tensão aplicada ≥ 2,87 V (na prática ~5–6 V pra compensar resistências).

Passo 4

O Cl₂ tem E° = +1,36 V, então dá pra oxidar Cl⁻ de água salgada por eletrólise aquosa (processo cloro-álcali) ou quimicamente pelo processo Deacon (oxidar HCl com O₂ e catalisador).
  1. Eletrólise aquosa concentrada de NaCl (salina):
Ânodo: 2,Cl^- ;longrightarrow; Cl2;(g) + 2,e^-
Cátodo: 2,H2O + 2,e^- ;longrightarrow; H2;(g) + 2,OH^-
Condições: salmoura ~300–320 g/L, membrana ou diafragma, 3–4 V.
  1. Processo Deacon (industrial complementar):
4,HCl + O2 xrightarrowCuCl2,;400!-!450^circ C 2,Cl2 + 2,H2O
Aqui o O₂ (E° O₂/H₂O = +1,23 V) oxida HCl porque +1,23 V > +1,36 V? Na verdade requer catalisador e alta temperatura, mas funciona.

Passo 5

Como E°(Br₂/Br⁻) = +1,07 V, dá pra usar Cl₂ (E° +1,36 V) para oxidar Br⁻ em salmouras de lagoas salgadas:
Cl2 + 2,Br^- ;longrightarrow; Br2;(l) + 2,Cl^-
Condições:
• Salmoura contendo Br⁻ (~2–3 g/L).
• Adiciona Cl₂ gasoso.
• O Br₂ líquido se separa por densidade e depois é purificado.

Passo 6

E°(I₂/I⁻) = +0,54 V, bem menor, então também se usa Cl₂ ou até permanganato em meio ácido:
  1. Com Cl₂:
Cl2 + 2,I^- ;longrightarrow; I2;(s) + 2,Cl^-
2) Ou permanganato em H₂SO₄:
2,MnO4^- + 10,I^- + 16,H^+ ;longrightarrow; 5,I2 + 2,Mn^2+ + 8,H2O
Condições:
• Salmouras com I⁻ (~0,05–0,1 g/L).
• Adicionar lentamente cloro ou KMnO₄ em ácido.
• I₂ precipita e depois é sublimado e purificado.

Resposta

A partir dos potenciais-padrão vemos que F₂ só sai por eletrólise ígnea (E° = +2,87 V); Cl₂ sai por eletrólise aquosa de NaCl ou processo Deacon (E° = +1,36 V); Br₂ e I₂, com potenciais mais baixos (+1,07 V e +0,54 V), podem ser gerados oxidando seus íons com Cl₂ (ou KMnO₄ no caso do iodo), seguindo as reações balanceadas acima.

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