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. Fluors reaktivitet är sådan att om det används eller förvaras i laboratorieglas kan det reagera med glas i närvaro av små mängder vatten och bilda kiseltetrafluorid (SiF4). Därför måste fluor hanteras med ämnen som teflon (som i sig självt är en organofluorförening), extremt torrt glas eller metaller som koppar eller stål, som bildar ett skyddande skikt av fluorid på sin yta.

Fluorets höga reaktivitet möjliggör några av de starkaste möjliga bindningarna, särskilt till kol. Teflon är till exempel fluorbundet med kol och är extremt motståndskraftigt mot termiska och kemiska angrepp och har en hög smältpunkt.

MolekylerEdit

Diatomära halogenmolekylerEdit

Halogenerna bildar homonukleära diatomära molekyler (inte bevisat för astatin) På grund av relativt svaga intermolekylära krafter utgör klor och fluor en del av den grupp som kallas ”elementära gaser”.

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. För fluor, klor och brom är denna reaktion i form av:

H2 + X2 → 2HX

Hursomhelst kan vätejodid och väteastatid spjälkas tillbaka till sina beståndsdelar.

Vätehalogenreaktionerna blir gradvis mindre reaktiva mot de tyngre halogenerna. En fluor-vätgasreaktion är explosiv även när det är mörkt och kallt. En klor-väte-reaktion är också explosiv, men endast i närvaro av ljus och värme. En bromhydrogenreaktion är ännu mindre explosiv; den är explosiv endast när den utsätts för flammor. Jod och astatin reagerar endast delvis med väte och bildar jämvikter.

Alla halogener bildar binära föreningar med väte som kallas vätehalogenider: vätefluorid (HF), väteklorid (HCl), vätebromid (HBr), vätejodid (HI) och väteastatid (HAt). Alla dessa föreningar bildar syror när de blandas med vatten. Vätefluorid är den enda vätehalogenid som bildar vätebindningar. Saltsyra, bromväte, jodvätesyra och asteroidsyra är alla starka syror, men fluorvätesyra är en svag syra.

Alla vätehalogenider är irriterande. Vätefluorid och väteklorid är starkt sura. Vätefluorid används som en industrikemikalie och är mycket giftigt och orsakar lungödem och skadar celler. Väteklorid är också en farlig kemikalie. Att andas in gas med mer än femtio delar per miljon av väteklorid kan orsaka dödsfall hos människor. Vätebromid är ännu giftigare och mer irriterande än väteklorid. Att andas in gas med mer än trettio delar per miljon vätebromid kan vara dödligt för människor. Vätejodid är liksom andra vätehalogenider giftigt.

MetallhalogeniderRedigera

Alla halogener är kända för att reagera med natrium och bilda natriumfluorid, natriumklorid, natriumbromid, natriumjodid och natriumastatid. Upphettad natriums reaktion med halogener ger ljusorange flammor. Natriums reaktion med klor sker i form av:

2Na + Cl2 → 2NaCl

Järn reagerar med fluor, klor och brom för att bilda järn(III)-halogenider. Dessa reaktioner sker i form av:

2Fe + 3X2 → 2FeX3

När järn reagerar med jod bildas dock endast järn(II)jodid.

Fe+I2→FeI2

Järnull kan reagera snabbt med fluor och bilda den vita föreningen järn(III)fluorid även i kalla temperaturer. När klor kommer i kontakt med ett upphettat järn reagerar de och bildar den svarta järn(III)kloriden. Om reaktionsförhållandena är fuktiga kommer denna reaktion dock i stället att resultera i en rödbrun produkt. Järn kan också reagera med brom och bilda järn(III)bromid. Denna förening är rödbrun under torra förhållanden. Järnets reaktion med brom är mindre reaktiv än dess reaktion med fluor eller klor. Ett hett järn kan också reagera med jod, men det bildar järn(II)jodid. Denna förening kan vara grå, men reaktionen är alltid förorenad med överskott av jod, så det vet man inte säkert. Järnets reaktion med jod är mindre kraftig än dess reaktion med de lättare halogenerna.

InterhalogenföreningarRedigera

Interhalogenföreningar har formen XYn där X och Y är halogener och n är ett, tre, fem eller sju. Interhalogenföreningar innehåller högst två olika halogener. Stora interhalogener, t.ex. ClF3, kan framställas genom en reaktion av en ren halogen med en mindre interhalogen, t.ex. ClF. Alla interhalogener utom IF7 kan framställas genom direkt kombination av rena halogener under olika förhållanden.

Interhalogener är vanligtvis mer reaktiva än alla diatomära halogenmolekyler utom F2 eftersom interhalogenbindningarna är svagare. De kemiska egenskaperna hos interhalogener är dock fortfarande ungefär desamma som hos diatomära halogener. Många interhalogener består av en eller flera fluoratomer som är bundna till en tyngre halogen. Klor kan binda upp till tre fluoratomer, brom kan binda upp till fem fluoratomer och jod kan binda upp till sju fluoratomer. De flesta interhalogenföreningar är kovalenta gaser. Vissa interhalogener är dock vätskor, till exempel BrF3, och många jodhaltiga interhalogener är fasta ämnen.

OrganohalogenföreningarRedigera

Många syntetiska organiska föreningar, till exempel plastpolymerer, och några få naturliga föreningar, innehåller halogenatomer; dessa kallas halogenerade föreningar eller organiska halogenider. Klor är den överlägset vanligaste av halogenerna i havsvatten, och den enda som människan behöver i relativt stora mängder (som kloridjoner). Kloridjoner spelar till exempel en nyckelroll i hjärnans funktion genom att förmedla verkan av den hämmande transmittorn GABA och används också av kroppen för att producera magsyra. Jod behövs i spårmängder för produktion av sköldkörtelhormoner som t.ex. tyroxin. Organohalogener syntetiseras också genom den nukleofila abstraktionsreaktionen.

Polyhalogenerade föreningarRedigera

Polyhalogenerade föreningar är industriellt skapade föreningar som är substituerade med flera halogener. Många av dem är mycket giftiga och bioackumuleras hos människor och har ett mycket brett användningsområde. De omfattar bland annat PCB, PBDE och perfluorerade föreningar (PFC) samt många andra föreningar.

ReaktionerEdit

Reaktioner med vattenEdit

Fluor reagerar kraftigt med vatten för att producera syre (O2) och vätefluorid (HF):

2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(aq)

Klor har en maximal löslighet på ca 7,1 g Cl2 per kg vatten vid omgivningstemperatur (21 °C). Upplöst klor reagerar och bildar saltsyra (HCl) och hypoklorsyra, en lösning som kan användas som desinfektionsmedel eller blekmedel:

Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)

Brom har en löslighet på 3.41 g per 100 g vatten, men det reagerar långsamt och bildar vätebromid (HBr) och hypobromsyra (HBrO):

Br2(g) + H2O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)

Iod är däremot minimalt lösligt i vatten (0,03 g/100 g vatten vid 20 °C) och reagerar inte med det. Jod bildar dock en vattenlösning i närvaro av jodidjoner, till exempel genom tillsats av kaliumjodid (KI), eftersom triiodidjonen bildas.

Fysikaliska och atomäraEdit

Tabellen nedan är en sammanfattning av de viktigaste fysikaliska och atomära egenskaperna hos halogenerna. Uppgifter markerade med frågetecken är antingen osäkra eller är uppskattningar som delvis baseras på periodiska trender snarare än observationer.

IsotopesEdit

Fluor har en stabil och naturligt förekommande isotop, fluor-19. Det finns dock spårmängder i naturen av den radioaktiva isotopen fluor-23, som uppstår via klustersönderfall av protactinium-231. Totalt har arton isotoper av fluor upptäckts, med atommassor som sträcker sig från 14 till 31. Klor har två stabila och naturligt förekommande isotoper, klor-35 och klor-37. Det finns dock spårmängder i naturen av isotopen klor-36, som uppstår genom spallation av argon-36. Totalt 24 isotoper av klor har upptäckts, med atommassor från 28 till 51.

Det finns två stabila och naturligt förekommande isotoper av brom, brom-79 och brom-81. Totalt har 33 isotoper av brom upptäckts, med atommassor som sträcker sig från 66 till 98. Det finns en stabil och naturligt förekommande isotop av jod, jod-127. Det finns dock spårmängder i naturen av den radioaktiva isotopen jod-129, som förekommer via spallation och från det radioaktiva sönderfallet av uran i malmer. Flera andra radioaktiva isotoper av jod har också bildats naturligt genom uranets sönderfall. Totalt har 38 isotoper av jod upptäckts, med atommassor från 108 till 145.

Det finns inga stabila isotoper av astatin. Det finns dock fyra naturligt förekommande radioaktiva isotoper av astatin som framställs genom radioaktivt sönderfall av uran, neptunium och plutonium. Dessa isotoper är astatin-215, astatin-217, astatin-218 och astatin-219. Totalt har 31 isotoper av astatin upptäckts, med atommassor från 191 till 227.

Tennessin har endast två kända syntetiska radioisotoper, tennessin-293 och tennessin-294.