Les halogènes dans le tableau périodique sont situés à gauche des gaz nobles. Ces cinq éléments toxiques non métalliques sont dans le groupe 7 du tableau périodique. Ceux-ci comprennent le fluor, le chlore, le brome, l'iode et l'astatine. Bien que l'astatine soit radioactive et n'ait que des isotopes à courte durée de vie, elle se comporte comme l'iode et est souvent classée comme halogène. Parce que les éléments halogènes ont sept électrons de valence, ils n'ont besoin que d'un électron supplémentaire pour former un octet complet. Cette caractéristique les rend plus réactifs que les autres groupes de non-métaux.
Caractéristiques générales
Les halogènes forment des molécules diatomiques (du type X2, où X désigne un atome d'halogène) - une forme stable de l'existence des halogènes sous forme d'éléments libres. Les liaisons de ces molécules diatomiques sont non polaires, covalentes et simples. Les propriétés chimiques des halogènes leur permettent de se combiner facilement avec la plupart des éléments, de sorte qu'ils ne se produisent jamais non combinés dans la nature. Le fluor est l'halogène le plus actif et l'astate le moins.
Tous les halogènes forment des sels du groupe I avec desPropriétés. Dans ces composés, les halogènes sont présents sous forme d'anions halogénures avec une charge de -1 (par exemple, Cl-, Br-). La terminaison -id indique la présence d'anions halogénures; par exemple Cl- est appelé "chlorure".
De plus, les propriétés chimiques des halogènes leur permettent d'agir comme agents oxydants - pour oxyder les métaux. La plupart des réactions chimiques impliquant des halogènes sont des réactions redox en solution aqueuse. Les halogènes forment des liaisons simples avec le carbone ou l'azote dans les composés organiques où leur état d'oxydation (CO) est -1. Lorsqu'un atome d'halogène est remplacé par un atome d'hydrogène lié de manière covalente dans un composé organique, le préfixe halo- peut être utilisé dans un sens général, ou les préfixes fluoro-, chloro-, brome-, iode- pour des halogènes spécifiques. Les éléments halogènes peuvent être réticulés pour former des molécules diatomiques avec des liaisons simples covalentes polaires.
Le chlore (Cl2) fut le premier halogène découvert en 1774, suivi par l'iode (I2), le brome (Br 2), le fluor (F2) et l'astate (At, découvert en dernier en 1940). Le nom « halogène » vient des racines grecques hal- (« sel ») et -gen (« former »). Ensemble, ces mots signifient "formant du sel", soulignant le fait que les halogènes réagissent avec les métaux pour former des sels. Halite est le nom du sel gemme, un minéral naturel composé de chlorure de sodium (NaCl). Et enfin, les halogènes sont utilisés dans la vie de tous les jours - le fluor se trouve dans le dentifrice, le chlore désinfecte l'eau potable et l'iode favorise la production d'hormones.thyroïde.
Éléments chimiques
Le fluor est un élément de numéro atomique 9, désigné par le symbole F. Le fluor élémentaire a été découvert pour la première fois en 1886 en l'isolant de l'acide fluorhydrique. À l'état libre, le fluor existe sous forme de molécule diatomique (F2) et est l'halogène le plus abondant dans la croûte terrestre. Le fluor est l'élément le plus électronégatif du tableau périodique. A température ambiante, c'est un gaz jaune pâle. Le fluor a également un rayon atomique relativement petit. Son CO est -1, sauf pour l'état diatomique élémentaire, dans lequel son état d'oxydation est zéro. Le fluor est extrêmement réactif et interagit directement avec tous les éléments sauf l'hélium (He), le néon (Ne) et l'argon (Ar). Dans la solution H2O, l'acide fluorhydrique (HF) est un acide faible. Bien que le fluor soit fortement électronégatif, son électronégativité ne détermine pas l'acidité; HF est un acide faible du fait que l'ion fluor est basique (pH> 7). De plus, le fluor produit des oxydants très puissants. Par exemple, le fluor peut réagir avec le gaz inerte xénon pour former un agent oxydant puissant, le difluorure de xénon (XeF2). Le fluor a de nombreuses utilisations.
Le chlore est un élément de numéro atomique 17 et de symbole chimique Cl. Découvert en 1774 en l'isolant de l'acide chlorhydrique. Dans son état élémentaire, il forme une molécule diatomique Cl2. Le chlore a plusieurs CO: -1, +1, 3, 5 et7. À température ambiante, c'est un gaz vert clair. Étant donné que la liaison qui se forme entre deux atomes de chlore est faible, la molécule Cl2 a une très grande capacité à pénétrer dans les composés. Le chlore réagit avec les métaux pour former des sels appelés chlorures. Les ions chlore sont les ions les plus couramment trouvés dans l'eau de mer. Le chlore a également deux isotopes: 35Cl et 37Cl. Le chlorure de sodium est le plus courant de tous les chlorures.
Le brome est un élément chimique de numéro atomique 35 et de symbole Br. Il a été découvert pour la première fois en 1826. Sous sa forme élémentaire, le brome est une molécule diatomique Br2. A température ambiante, c'est un liquide brun rougeâtre. Son CO est -1, +1, 3, 4 et 5. Le brome est plus actif que l'iode, mais moins actif que le chlore. De plus, le brome a deux isotopes: 79Br et 81Br. Le brome se présente sous forme de sels de bromure dissous dans l'eau de mer. Ces dernières années, la production de bromure dans le monde a considérablement augmenté en raison de sa disponibilité et de sa longue durée de vie. Comme les autres halogènes, le brome est un agent oxydant et hautement toxique.
L'iode est un élément chimique avec le numéro atomique 53 et le symbole I. L'iode a des états d'oxydation: -1, +1, +5 et +7. Existe sous forme de molécule diatomique, I2. A température ambiante, c'est un solide violet. L'iode a un isotope stable, 127I. Découverte pour la première fois en 1811avec des algues et de l'acide sulfurique. Actuellement, les ions iode peuvent être isolés dans l'eau de mer. Bien que l'iode ne soit pas très soluble dans l'eau, sa solubilité peut être augmentée en utilisant des iodures séparés. L'iode joue un rôle important dans l'organisme en participant à la production d'hormones thyroïdiennes.
L'astatine est un élément radioactif de numéro atomique 85 et de symbole At. Ses états d'oxydation possibles sont -1, +1, 3, 5 et 7. Le seul halogène qui n'est pas une molécule diatomique. Dans des conditions normales, c'est un solide métallique noir. L'astatine est un élément très rare, si peu connu à son sujet. De plus, l'astatine a une demi-vie très courte, pas plus de quelques heures. Reçu en 1940 à la suite de synthèse. On pense que l'astatine est similaire à l'iode. Possède des propriétés métalliques.
Le tableau ci-dessous montre la structure des atomes d'halogène, la structure de la couche externe d'électrons.
| Halogène | Configuration électronique |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Chlore | 3s2 3p5 |
| Brome | 3d10 4s2 4p5 |
| Iode | 4d10 5s2 5p5 |
| Astate | 4f14 5d106s2 6p5 |
La structure similaire de la couche externe d'électrons détermine que les propriétés physiques et chimiques des halogènes sont similaires. Cependant, lors de la comparaison de ces éléments, des différences sont également observées.
Propriétés périodiques dans le groupe halogène
Les propriétés physiques des halogènes simples changent avec l'augmentation du nombre d'éléments. Pour une meilleure compréhension et plus de clarté, nous vous proposons plusieurs tableaux.
Les points de fusion et d'ébullition du groupe augmentent à mesure que la taille de la molécule augmente (F <Cl
Tableau 1. Halogènes. Propriétés physiques: points de fusion et d'ébullition
| Halogène | T de fusion (˚C) | Point d'ébullition (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Chlore | -101 | -35 |
| Brome | -7.2 | 58.8 |
| Iode | 114 | 184 |
| Astate | 302 | 337 |
Le rayon atomique augmente
La taille du noyau augmente (F < Cl < Br < I < At), à mesure que le nombre de protons et de neutrons augmente. De plus, de plus en plus de niveaux d'énergie sont ajoutés à chaque période. Il en résulte une orbitale plus grande, et donc une augmentation du rayon de l'atome.
Tableau 2. Halogènes. Propriétés physiques: rayons atomiques
| Halogène | Rayon covalent (pm) | Rayon ionique (X-) (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Chlore | 99 | 181 |
| Brome | 114 | 196 |
| Iode | 133 | 220 |
| Astate | 150 |
L'énergie d'ionisation diminue
Si les électrons de valence externe ne sont pas proches du noyau, il ne faudra pas beaucoup d'énergie pour les en retirer. Ainsi, l'énergie nécessaire pour pousser l'électron externe n'est pas aussi élevée au bas du groupe d'éléments, car il y a plus de niveaux d'énergie. De plus, l'énergie d'ionisation élevée fait que l'élément présente des qualités non métalliques. L'iode et l'astatine présentent des propriétés métalliques car l'énergie d'ionisation est réduite (At < I < Br < Cl < F).
Tableau 3. Halogènes. Propriétés physiques: énergie d'ionisation
| Halogène | Énergie d'ionisation (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| chlore | 1251 |
| brome | 1140 |
| iode | 1008 |
| astate | 890±40 |
L'électronégativité diminue
Le nombre d'électrons de valence dans un atome augmente avec l'augmentation des niveaux d'énergie à des niveaux progressivement inférieurs. Les électrons s'éloignent progressivement du noyau; Ainsi, le noyau et les électrons ne sont pas attirés l'un vers l'autre. Une augmentation du blindage est observée. Par conséquent, l'électronégativité diminue avec l'augmentation de la période (At < I < Br < Cl < F).
Tableau 4. Halogènes. Propriétés physiques: électronégativité
| Halogène | Électronégativité |
| fluor | 4.0 |
| chlore | 3.0 |
| brome | 2.8 |
| iode | 2.5 |
| astate | 2.2 |
L'affinité électronique diminue
À mesure que la taille d'un atome augmente avec la période, l'affinité électronique a tendance à diminuer (B < I < Br < F < Cl). Une exception est le fluor, dont l'affinité est inférieure à celle du chlore. Cela peut s'expliquer par la plus petite taille du fluor par rapport au chlore.
Tableau 5. Affinité électronique des halogènes
| Halogène | Affinité électronique (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| chlore | -349.0 |
| brome | -324.6 |
| iode | -295.2 |
| astate | -270.1 |
La réactivité des éléments diminue
La réactivité des halogènes diminue avec l'augmentation de la période (At <I
Chimie inorganique. Hydrogène + halogènes
Un halogénure se forme lorsqu'un halogène réagit avec un autre élément moins électronégatif pour former un composé binaire. L'hydrogène réagit avec les halogènes pour former des halogénures HX:
- fluorure d'hydrogène HF;
- chlorure d'hydrogène HCl;
- bromure d'hydrogène HBr;
- hydroiode HI.
Les halogénures d'hydrogène se dissolvent facilement dans l'eau pour former des acides halohydriques (fluorhydrique, chlorhydrique, bromhydrique, iodhydrique). Les propriétés de ces acides sont données ci-dessous.
Les acides sont formés par la réaction suivante: HX (aq) + H2O (l) → å- (aq) + H 3O+ (aq).
Tous les halogénures d'hydrogène forment des acides forts sauf HF.
L'acidité des acides halohydriques augmente: HF <HCl <HBr <HI.
L'acide fluorhydrique peut graver le verre et certains fluorures inorganiques pendant longtemps.
Il peut sembler contre-intuitif que HF est l'acide halohydrique le plus faible, car le fluor a le plus hautélectronégativité. Cependant, la liaison H-F est très forte, ce qui donne un acide très faible. Une liaison forte est déterminée par une courte longueur de liaison et une énergie de dissociation élevée. De tous les halogénures d'hydrogène, HF a la longueur de liaison la plus courte et la plus grande énergie de dissociation de liaison.
Oxoacides halogènes
Les oxoacides halogènes sont des acides contenant des atomes d'hydrogène, d'oxygène et d'halogène. Leur acidité peut être déterminée par analyse de structure. Les oxoacides halogènes sont répertoriés ci-dessous:
- Acide hypochloreux HOCl.
- Acide chlorique HClO2.
- Acide chlorique HClO3.
- Acide perchlorique HClO4.
- Acide hypochloreux HOBr.
- Acide bromomique HBrO3.
- Acide bromoïque HBrO4.
- Hyiodic acid HOI.
- Acide iodonique HIO3.
- Acide méthaiodique HIO4, H5IO6.
Dans chacun de ces acides, un proton est lié à un atome d'oxygène, il est donc inutile de comparer les longueurs de liaison des protons ici. L'électronégativité joue ici un rôle prédominant. L'activité acide augmente avec le nombre d'atomes d'oxygène liés à l'atome central.
Apparence et état de la matière
Les principales propriétés physiques des halogènes peuvent être résumées dans le tableau suivant.
| État de la matière (à température ambiante) | Halogène | Apparence |
| dur | iode | violet |
| astate | noir | |
| liquide | brome | rouge-marron |
| gazeux | fluor | bronzage pâle |
| chlore | vert pâle |
Explication de l'apparence
La couleur des halogènes est le résultat de l'absorption de la lumière visible par les molécules, ce qui provoque l'excitation des électrons. Le fluor absorbe la lumière violette et apparaît donc jaune clair. L'iode, quant à lui, absorbe la lumière jaune et apparaît violet (le jaune et le violet sont des couleurs complémentaires). La couleur des halogènes s'assombrit à mesure que la période augmente.
Dans des récipients fermés, le brome liquide et l'iode solide sont en équilibre avec leurs vapeurs, qui peuvent être observées sous forme de gaz coloré.
Bien que la couleur de l'astatine soit inconnue, on suppose qu'elle doit être plus foncée que l'iode (c'est-à-dire noire) conformément au schéma observé.
Maintenant, si on vous demande: "Caractériser les propriétés physiques des halogènes", vous aurez quelque chose à dire.
L'état d'oxydation des halogènes dans les composés
L'état d'oxydation est souvent utilisé à la place de "valence halogène". En règle générale, l'état d'oxydation est -1. Mais si un halogène est lié à de l'oxygène ou à un autre halogène, il peut prendre d'autres états:Le CO oxygène -2 est prioritaire. Dans le cas de deux atomes d'halogène différents liés ensemble, l'atome le plus électronégatif prévaut et prend CO -1.
Par exemple, dans le chlorure d'iode (ICl), le chlore contient du CO -1 et de l'iode +1. Le chlore est plus électronégatif que l'iode, donc son CO est de -1.
Dans l'acide bromique (HBrO4) l'oxygène a CO -8 (-2 x 4 atomes=-8). L'hydrogène a un état d'oxydation global de +1. L'addition de ces valeurs donne CO -7. Comme le CO final du composé doit être nul, le CO du brome est de +7.
La troisième exception à la règle est l'état d'oxydation de l'halogène sous forme élémentaire (X2), où son CO est nul.
| Halogène | CO dans les composés |
| fluor | -1 |
| chlore | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brome | -1, +1, +3, +4, +5 |
| iode | -1, +1, +5, +7 |
| astate | -1, +1, +3, +5, +7 |
Pourquoi le SD du fluor est-il toujours -1 ?
L'électronégativité augmente avec la période. Par conséquent, le fluor a l'électronégativité la plus élevée de tous les éléments, comme en témoigne sa position dans le tableau périodique. Sa configuration électronique est 1s2 2s2 2p5. Si le fluor gagne un électron de plus, les orbitales p les plus externes sont complètement remplies et constituent un octet complet. Parce que le fluor ahaute électronégativité, il peut facilement prendre un électron à un atome voisin. Le fluor dans ce cas est isoélectronique au gaz inerte (avec huit électrons de valence), toutes ses orbitales externes sont remplies. Dans cet état, le fluor est beaucoup plus stable.
Production et utilisation d'halogènes
Dans la nature, les halogènes sont à l'état d'anions, les halogènes libres sont donc obtenus par oxydation par électrolyse ou à l'aide d'agents oxydants. Par exemple, le chlore est produit par l'hydrolyse d'une solution saline. L'utilisation des halogènes et de leurs composés est variée.
- Fluor. Bien que le fluor soit hautement réactif, il est utilisé dans de nombreuses applications industrielles. Par exemple, c'est un composant clé du polytétrafluoroéthylène (téflon) et de certains autres polymères fluorés. Les chlorofluorocarbures sont des produits chimiques organiques qui étaient auparavant utilisés comme réfrigérants et propulseurs dans les aérosols. Leur utilisation a cessé en raison de leur impact possible sur l'environnement. Ils ont été remplacés par des hydrochlorofluorocarbures. Le fluorure est ajouté au dentifrice (SnF2) et à l'eau potable (NaF) pour prévenir la carie dentaire. Cet halogène se trouve dans l'argile utilisée pour fabriquer certains types de céramiques (LiF), utilisées dans le nucléaire (UF6), pour produire l'antibiotique fluoroquinolone, l'aluminium (Na 3 AlF6), pour l'isolation haute tension (SF6).
- Le chlore a également trouvé une variété d'utilisations. Il est utilisé pour désinfecter l'eau potable et les piscines. Hypochlorite de sodium (NaClO)est le composant principal des agents de blanchiment. L'acide chlorhydrique est largement utilisé dans l'industrie et les laboratoires. Le chlore est présent dans le chlorure de polyvinyle (PVC) et d'autres polymères utilisés pour isoler les fils, les tuyaux et les appareils électroniques. De plus, le chlore s'est avéré utile dans l'industrie pharmaceutique. Les médicaments contenant du chlore sont utilisés pour traiter les infections, les allergies et le diabète. La forme neutre du chlorhydrate est un composant de nombreux médicaments. Le chlore est également utilisé pour stériliser le matériel hospitalier et désinfecter. Dans l'agriculture, le chlore est un ingrédient de nombreux pesticides commerciaux: le DDT (dichlorodiphényltrichloroéthane) était utilisé comme insecticide agricole, mais son utilisation a été abandonnée.
- Le brome, en raison de son incombustibilité, est utilisé pour supprimer la combustion. On le trouve également dans le bromure de méthyle, un pesticide utilisé pour préserver les cultures et supprimer les bactéries. Cependant, l'utilisation excessive de bromure de méthyle a été supprimée en raison de son effet sur la couche d'ozone. Le brome est utilisé dans la production d'essence, de films photographiques, d'extincteurs, de médicaments pour le traitement de la pneumonie et de la maladie d'Alzheimer.
- L'iode joue un rôle important dans le bon fonctionnement de la glande thyroïde. Si le corps ne reçoit pas suffisamment d'iode, la glande thyroïde grossit. Pour prévenir le goitre, cet halogène est ajouté au sel de table. L'iode est également utilisé comme antiseptique. L'iode se trouve dans les solutions utilisées pournettoyage des plaies ouvertes, ainsi que dans les sprays désinfectants. De plus, l'iodure d'argent est essentiel en photographie.
- L'astate est un halogène radioactif et de terres rares, il n'est donc encore utilisé nulle part. Cependant, on pense que cet élément peut aider l'iode dans la régulation des hormones thyroïdiennes.
