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. Fluor is zo reactief dat het, bij gebruik of opslag in laboratoriumglaswerk, in aanwezigheid van kleine hoeveelheden water met glas kan reageren tot siliciumtetrafluoride (SiF4). Fluor moet dus worden behandeld met stoffen zoals teflon (dat zelf een organofluorverbinding is), zeer droog glas, of metalen zoals koper of staal, die een beschermende laag fluoride op hun oppervlak vormen.

De hoge reactiviteit van fluor maakt enkele van de sterkst mogelijke bindingen mogelijk, vooral met koolstof. Teflon bijvoorbeeld is fluor gebonden met koolstof en is extreem bestand tegen thermische en chemische aanvallen en heeft een hoog smeltpunt.

MoleculenEdit

Diatome halogeenmoleculenEdit

De halogenen vormen homonucleaire diatomische moleculen (niet bewezen voor astatine).Vanwege de relatief zwakke intermoleculaire krachten maken chloor en fluor deel uit van de groep die bekend staat als “elementaire gassen”.

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. Voor fluor, chloor en broom heeft deze reactie de vorm van:

H2 + X2 → 2HX

Het waterstofjodide en het waterstofstatide kunnen zich echter weer splitsen in hun samenstellende elementen.

De waterstofhalogeenreacties worden geleidelijk minder reactief naarmate de halogenen zwaarder worden. Een fluor-waterstofreactie is explosief, zelfs als het donker en koud is. Een chloor-waterstofreactie is ook explosief, maar alleen in aanwezigheid van licht en warmte. Een broom-waterstofreactie is nog minder explosief; zij is alleen explosief bij blootstelling aan vlammen. Jood en astatine reageren slechts gedeeltelijk met waterstof en vormen een evenwicht.

Alle halogenen vormen binaire verbindingen met waterstof die bekend staan als de waterstofhalogeniden: waterstoffluoride (HF), waterstofchloride (HCl), waterstofbromide (HBr), waterstofjodide (HI), en waterstofastatide (HAt). Al deze verbindingen vormen zuren bij menging met water. Waterstoffluoride is het enige waterstofhalogenide dat waterstofbruggen vormt. Zoutzuur, broomwaterstofzuur, joodwaterstofzuur en hydroastatisch zuur zijn allemaal sterke zuren, maar fluorwaterstofzuur is een zwak zuur.

Alle waterstofhalogeniden zijn irriterend. Waterstoffluoride en waterstofchloride zijn zeer zuur. Waterstoffluoride wordt gebruikt als industrieel chemisch product en is zeer giftig; het veroorzaakt longoedeem en beschadigt cellen. Waterstofchloride is ook een gevaarlijke chemische stof. Het inademen van gas met meer dan vijftig delen per miljoen waterstofchloride kan bij mensen de dood tot gevolg hebben. Waterstofbromide is nog giftiger en irriterender dan waterstofchloride. Het inademen van gas met meer dan dertig delen per miljoen waterstofbromide kan dodelijk zijn voor mensen. Waterstofjodide is, net als andere waterstofhalogeniden, giftig.

MetaalhalogenidenEdit

Alle halogenen kunnen met natrium reageren tot natriumfluoride, natriumchloride, natriumbromide, natriumjodide en natriumstatide. Bij de reactie van verhit natrium met halogenen ontstaan fel-oranje vlammen. De reactie van natrium met chloor heeft de vorm van:

2Na + Cl2 → 2NaCl

Iron reageert met fluor, chloor en broom tot ijzer(III)-halogeniden. Deze reacties hebben de vorm van:

2Fe + 3X2 → 2FeX3

Als ijzer echter met jood reageert, vormt het alleen ijzer(II)jodide.

Fe+I2→FeI2

Ijzer kan snel met fluor reageren om de witte verbinding ijzer(III)fluoride te vormen, zelfs bij koude temperaturen. Wanneer chloor in contact komt met een verhit ijzer, reageren ze en vormen het zwarte ijzer(III)chloride. Als de reactievoorwaarden echter vochtig zijn, zal deze reactie in plaats daarvan een roodbruin product opleveren. IJzer kan ook met broom reageren tot ijzer(III)bromide. Deze verbinding is roodbruin in droge omstandigheden. De reactie van ijzer met broom is minder reactief dan de reactie met fluor of chloor. Een heet ijzer kan ook reageren met jodium, maar het vormt ijzer(II) jodide. Deze verbinding kan grijs zijn, maar de reactie is altijd vervuild met een overmaat jodium, dus dat is niet met zekerheid bekend. De reactie van ijzer met jood is minder heftig dan de reactie met de lichtere halogenen.

InterhalogeenverbindingenEdit

Interhalogeenverbindingen hebben de vorm XYn, waarbij X en Y halogenen zijn en n één, drie, vijf of zeven is. Interhalogeenverbindingen bevatten ten hoogste twee verschillende halogenen. Grote interhalogenen, zoals ClF3 kunnen worden geproduceerd door een reactie van een zuiver halogeen met een kleiner interhalogeen zoals ClF. Alle interhalogenen behalve IF7 kunnen worden geproduceerd door zuivere halogenen onder verschillende omstandigheden rechtstreeks te combineren.

Interhalogenen zijn typisch reactiever dan alle diatomische halogeenmoleculen behalve F2 omdat interhalogeenbindingen zwakker zijn. De chemische eigenschappen van interhalogenen zijn echter nog steeds ruwweg dezelfde als die van diatomeeënhalogenen. Veel interhalogenen bestaan uit één of meer fluoratomen die zich binden aan een zwaarder halogeen. Chloor kan zich binden met maximaal 3 fluoratomen, broom kan zich binden met maximaal 5 fluoratomen, en jodium kan zich binden met maximaal 7 fluoratomen. De meeste interhalogeenverbindingen zijn covalente gassen. Sommige interhalogenen zijn echter vloeistoffen, zoals BrF3, en veel jodiumhoudende interhalogenen zijn vaste stoffen.

OrganohalogeenverbindingenEdit

Veel synthetische organische verbindingen, zoals plastic polymeren, en een paar natuurlijke, bevatten halogeenatomen; deze staan bekend als gehalogeneerde verbindingen of organische halogeniden. Chloor is veruit de meest voorkomende van de halogenen in zeewater, en de enige die de mens in relatief grote hoeveelheden (als chloride-ionen) nodig heeft. Chloride-ionen spelen bijvoorbeeld een sleutelrol in de hersenfunctie doordat zij de werking van de remmende transmitter GABA bemiddelen, en worden door het lichaam ook gebruikt om maagzuur te produceren. Jodium is in sporenhoeveelheden nodig voor de productie van schildklierhormonen zoals thyroxine. Organohalogenen worden ook gesynthetiseerd via de nucleofiele onttrekkingsreactie.

PolyhalogeenverbindingenEdit

Polyhalogeenverbindingen zijn industrieel ontstane verbindingen die gesubstitueerd zijn met meerdere halogenen. Vele daarvan zijn zeer toxisch en bioaccumuleren in de mens, en hebben een zeer breed toepassingsgebied. Zij omvatten PCB’s, PBDE’s, en perfluorverbindingen (PFK’s), evenals talrijke andere verbindingen.

ReactiesEdit

Reacties met waterEdit

Fluor reageert heftig met water waarbij zuurstof (O2) en waterstoffluoride (HF) ontstaan:

2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(aq)

Chloor heeft een maximale oplosbaarheid van ca. 7,1 g Cl2 per kg water bij omgevingstemperatuur (21 °C). Opgelost chloor reageert tot zoutzuur (HCl) en onderchlorig zuur, een oplossing die kan worden gebruikt als ontsmettingsmiddel of bleekmiddel:

Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)

Broom heeft een oplosbaarheid van 3..41 g per 100 g water, maar het reageert langzaam tot waterstofbromide (HBr) en onderbromig zuur (HBrO):

Br2(g) + H2O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)

Jood daarentegen is slechts minimaal oplosbaar in water (0,03 g/100 g water bij 20 °C) en reageert er niet mee. Jood vormt echter wel een waterige oplossing in aanwezigheid van een jodide-ion, bijvoorbeeld door toevoeging van kaliumjodide (KI), omdat dan het tri-jodide-ion wordt gevormd.

Fysische en atomaireEdit

De tabel hieronder is een samenvatting van de belangrijkste fysische en atomaire eigenschappen van de halogenen. Gegevens gemarkeerd met een vraagteken zijn ofwel onzeker of zijn schattingen die gedeeltelijk gebaseerd zijn op periodieke trends in plaats van waarnemingen.

IsotopenEdit

Fluor heeft één stabiele en natuurlijk voorkomende isotoop, fluor-19. Er zijn echter sporen in de natuur van de radioactieve isotoop fluor-23, die ontstaat via clusterverval van protactinium-231. In totaal zijn er achttien isotopen van fluor ontdekt, met atoommassa’s variërend van 14 tot 31. Chloor heeft twee stabiele en natuurlijk voorkomende isotopen, chloor-35 en chloor-37. Er zijn echter sporen in de natuur van de isotoop chloor-36, die ontstaat door spallatie van argon-36. Er zijn in totaal 24 isotopen van chloor ontdekt, met atoommassa’s die variëren van 28 tot 51.

Er zijn twee stabiele en in de natuur voorkomende isotopen van broom, broom-79 en broom-81. In totaal zijn er 33 isotopen van broom ontdekt, met atoommassa’s variërend van 66 tot 98. Er is één stabiele en natuurlijk voorkomende isotoop van jodium, jodium-127. Er zijn echter sporen in de natuur van de radioactieve isotoop jodium-129, die voorkomt via spallatie en door het radioactieve verval van uranium in ertsen. Verscheidene andere radioactieve isotopen van jodium zijn ook op natuurlijke wijze ontstaan door het verval van uranium. Er zijn in totaal 38 isotopen van jodium ontdekt, met atoommassa’s variërend van 108 tot 145.

Er zijn geen stabiele isotopen van astatine. Wel zijn er vier natuurlijk voorkomende radioactieve isotopen van astatine, die ontstaan door radioactief verval van uranium, neptunium en plutonium. Deze isotopen zijn astatine-215, astatine-217, astatine-218, en astatine-219. Er zijn in totaal 31 isotopen van astatine ontdekt, met atoommassa’s variërend van 191 tot 227.

Tennessine heeft slechts twee bekende synthetische radio-isotopen, tennessine-293 en tennessine-294.