Halogen

ChemicalEdit

The halogens show trends in chemical bond energy moving from top to bottom of the periodic table column with fluorine deviating slightly. It follows a trend in having the highest bond energy in compounds with other atoms, but it has very weak bonds within the diatomic F2 molecule. This means that further down group 17 in the periodic table, the reactivity of elements decreases because of the increasing size of the atoms.

Halogens are highly reactive, and as such can be harmful or lethal to biological organisms in sufficient quantities. This high reactivity is due to the high electronegativity of the atoms due to their high effective nuclear charge. Because the halogens have seven valence electrons in their outermost energy level, they can gain an electron by reacting with atoms of other elements to satisfy the octet rule. Fluorine is the most reactive of all elements; it is the only element more electronegative than oxygen, it attacks otherwise-inert materials such as glass, and it forms compounds with the usually inert noble gases. It is a corrosive and highly toxic gas. La réactivité du fluor est telle que, s’il est utilisé ou stocké dans la verrerie de laboratoire, il peut réagir avec le verre en présence de petites quantités d’eau pour former du tétrafluorure de silicium (SiF4). Ainsi, le fluor doit être manipulé avec des substances telles que le téflon (qui est lui-même un composé organofluoré), du verre extrêmement sec ou des métaux tels que le cuivre ou l’acier, qui forment une couche protectrice de fluorure à leur surface.

La grande réactivité du fluor permet certaines des liaisons les plus fortes possibles, notamment avec le carbone. Par exemple, le Téflon est du fluor lié au carbone et est extrêmement résistant aux attaques thermiques et chimiques et a un point de fusion élevé.

MoléculesEdit

Molécules diatomiques d’halogènesEdit

Les halogènes forment des molécules diatomiques homonucléaires (non prouvées pour l’astate).En raison de forces intermoléculaires relativement faibles, le chlore et le fluor font partie du groupe appelé « gaz élémentaires ».

halogen	molecule	structure	model	d(X−X) / pm (gas phase)	d(X−X) / pm (solid phase)
fluorine	F2
chlorine	Cl2
bromine	Br2
iodine	I2

The elements become less reactive and have higher melting points as the atomic number increases. The higher melting points are caused by stronger London dispersion forces resulting from more electrons.

CompoundsEdit

Hydrogen halidesEdit

All of the halogens have been observed to react with hydrogen to form hydrogen halides. Pour le fluor, le chlore et le brome, cette réaction se présente sous la forme de :

H2 + X2 → 2HX

Toutefois, l’iodure d’hydrogène et l’astatide d’hydrogène peuvent se scinder à nouveau en leurs éléments constitutifs.

Les réactions hydrogène-halogène deviennent progressivement moins réactives vers les halogènes les plus lourds. Une réaction fluor-hydrogène est explosive même lorsqu’il fait sombre et froid. Une réaction chlore-hydrogène est également explosive, mais uniquement en présence de lumière et de chaleur. Une réaction brome-hydrogène est encore moins explosive ; elle ne l’est qu’en présence de flammes. L’iode et l’astate ne réagissent que partiellement avec l’hydrogène, formant des équilibres.

Tous les halogènes forment avec l’hydrogène des composés binaires appelés halogénures d’hydrogène : fluorure d’hydrogène (HF), chlorure d’hydrogène (HCl), bromure d’hydrogène (HBr), iodure d’hydrogène (HI) et astatide d’hydrogène (HAt). Tous ces composés forment des acides lorsqu’ils sont mélangés à l’eau. Le fluorure d’hydrogène est le seul halogénure d’hydrogène qui forme des liaisons hydrogène. L’acide chlorhydrique, l’acide bromhydrique, l’acide iodhydrique et l’acide hydrostatique sont tous des acides forts, mais l’acide fluorhydrique est un acide faible.

Tous les halogénures d’hydrogène sont des irritants. Le fluorure d’hydrogène et le chlorure d’hydrogène sont très acides. Le fluorure d’hydrogène est utilisé comme produit chimique industriel, et est très toxique, provoquant un œdème pulmonaire et endommageant les cellules. Le chlorure d’hydrogène est également un produit chimique dangereux. L’inhalation de gaz contenant plus de cinquante parties par million de chlorure d’hydrogène peut entraîner la mort chez l’homme. Le bromure d’hydrogène est encore plus toxique et irritant que le chlorure d’hydrogène. L’inhalation de gaz contenant plus de trente parties par million de bromure d’hydrogène peut être mortelle pour l’homme. L’iodure d’hydrogène, comme les autres halogénures d’hydrogène, est toxique.

Halures métalliquesModifier

Tous les halogènes sont connus pour réagir avec le sodium pour former du fluorure de sodium, du chlorure de sodium, du bromure de sodium, de l’iodure de sodium et de l’astatide de sodium. La réaction du sodium chauffé avec les halogènes produit des flammes orange vif. La réaction du sodium avec le chlore se présente sous la forme de :

2Na + Cl2 → 2NaCl

Le fer réagit avec le fluor, le chlore et le brome pour former des halogénures de fer(III). Ces réactions se présentent sous la forme de :

2Fe + 3X2 → 2FeX3

Toutefois, lorsque le fer réagit avec l’iode, il ne forme que de l’iodure de fer(II).

Fe+I2→FeI2

La laine de fer peut réagir rapidement avec le fluor pour former le composé blanc fluorure de fer(III), même à des températures froides. Lorsque le chlore entre en contact avec un fer chauffé, ils réagissent pour former le chlorure de fer (III) noir. Toutefois, si les conditions de réaction sont humides, cette réaction donnera plutôt lieu à un produit brun rougeâtre. Le fer peut également réagir avec le brome pour former du bromure de fer (III). Ce composé est brun rougeâtre dans des conditions sèches. La réaction du fer avec le brome est moins réactive que sa réaction avec le fluor ou le chlore. Un fer chaud peut également réagir avec l’iode, mais il forme de l’iodure de fer(II). Ce composé peut être gris, mais la réaction est toujours contaminée par un excès d’iode, on ne le sait donc pas avec certitude. La réaction du fer avec l’iode est moins vigoureuse que sa réaction avec les halogènes plus légers.

Composés interhalogénésModification

Les composés interhalogènes se présentent sous la forme de XYn où X et Y sont des halogènes et n est égal à un, trois, cinq ou sept. Les composés interhalogénés contiennent au maximum deux halogènes différents. Les grands interhalogènes, tels que ClF3, peuvent être produits par une réaction d’un halogène pur avec un interhalogène plus petit, tel que ClF. Tous les interhalogènes, à l’exception de IF7, peuvent être produits en combinant directement des halogènes purs dans diverses conditions.

Les interhalogènes sont généralement plus réactifs que toutes les molécules d’halogènes diatomiques, à l’exception de F2, car les liaisons interhalogènes sont plus faibles. Cependant, les propriétés chimiques des interhalogènes sont toujours à peu près les mêmes que celles des halogènes diatomiques. De nombreux interhalogènes consistent en un ou plusieurs atomes de fluor liés à un halogène plus lourd. Le chlore peut se lier avec jusqu’à 3 atomes de fluor, le brome peut se lier avec jusqu’à 5 atomes de fluor et l’iode peut se lier avec jusqu’à 7 atomes de fluor. La plupart des composés interhalogénés sont des gaz covalents. Cependant, certains interhalogènes sont des liquides, comme BrF3, et de nombreux interhalogènes contenant de l’iode sont des solides.

Composés organohalogénésModifier

De nombreux composés organiques synthétiques tels que les polymères plastiques, et quelques composés naturels, contiennent des atomes d’halogène ; on les appelle des composés halogénés ou des halogénures organiques. Le chlore est de loin le plus abondant des halogènes dans l’eau de mer, et le seul dont l’homme a besoin en quantités relativement importantes (sous forme d’ions chlorure). Par exemple, les ions chlorure jouent un rôle clé dans le fonctionnement du cerveau en médiant l’action du transmetteur inhibiteur GABA et sont également utilisés par l’organisme pour produire l’acide gastrique. L’iode est nécessaire à l’état de traces pour la production d’hormones thyroïdiennes telles que la thyroxine. Les organohalogènes sont également synthétisés par la réaction d’abstraction nucléophile.

Composés polyhalogénésEdit

Les composés polyhalogénés sont des composés créés industriellement et substitués par plusieurs halogènes. Beaucoup d’entre eux sont très toxiques et bioaccumulables chez l’homme, et ont un champ d’application très large. Ils comprennent les PCB, les PBDE et les composés perfluorés (PFC), ainsi que de nombreux autres composés.

RéactionsEdit

Réactions avec l’eauEdit

Le fluor réagit vigoureusement avec l’eau pour produire de l’oxygène (O2) et du fluorure d’hydrogène (HF) :

2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(aq)

Le chlore a une solubilité maximale d’environ 7,1 g de Cl2 par kg d’eau à température ambiante (21 °C). Le chlore dissous réagit pour former de l’acide chlorhydrique (HCl) et de l’acide hypochloreux, une solution qui peut être utilisée comme désinfectant ou agent de blanchiment :

Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)

Le brome a une solubilité de 3.41 g pour 100 g d’eau, mais il réagit lentement pour former du bromure d’hydrogène (HBr) et de l’acide hypobromeux (HBrO) :

Br2(g) + H2O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)

L’iode, en revanche, est très peu soluble dans l’eau (0,03 g/100 g d’eau à 20 °C) et ne réagit pas avec elle. Cependant, l’iode formera une solution aqueuse en présence de l’ion iodure, par exemple par addition d’iodure de potassium (KI), car l’ion triiodure est formé.

Physique et atomiqueEdit

Le tableau ci-dessous est un résumé des principales propriétés physiques et atomiques des halogènes. Les données marquées de points d’interrogation sont soit incertaines, soit des estimations partiellement basées sur des tendances périodiques plutôt que sur des observations.

IsotopesEdit

Le fluor possède un isotope stable et naturel, le fluor-19. Cependant, on trouve dans la nature des traces de l’isotope radioactif fluor-23, qui se produit par désintégration en grappe du protactinium-231. Au total, dix-huit isotopes du fluor ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 14 à 31. Le chlore possède deux isotopes stables et naturels, le chlore-35 et le chlore-37. Toutefois, on trouve dans la nature des traces de l’isotope chlore-36, qui se forme par spallation de l’argon-36. Un total de 24 isotopes du chlore a été découvert, avec des masses atomiques allant de 28 à 51.

Il existe deux isotopes stables et naturels du brome, le brome-79 et le brome-81. Un total de 33 isotopes du brome a été découvert, avec des masses atomiques allant de 66 à 98. Il existe un isotope stable et naturel de l’iode, l’iode-127. Cependant, on trouve dans la nature des traces de l’isotope radioactif iode-129, qui provient de la spallation et de la désintégration radioactive de l’uranium dans les minerais. Plusieurs autres isotopes radioactifs de l’iode ont également été créés naturellement par la désintégration de l’uranium. Au total, 38 isotopes de l’iode ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 108 à 145.

Il n’existe pas d’isotopes stables de l’astate. Cependant, il existe quatre isotopes radioactifs naturels de l’astate produits par la désintégration radioactive de l’uranium, du neptunium et du plutonium. Ces isotopes sont l’astate-215, l’astate-217, l’astate-218 et l’astate-219. Au total, 31 isotopes de l’astate ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 191 à 227.

L’astate n’a que deux radio-isotopes synthétiques connus, la ténnessine-293 et la ténnessine-294.