Halogenen in het periodiek systeem bevinden zich links van de edelgassen. Deze vijf giftige niet-metalen elementen staan in groep 7 van het periodiek systeem. Deze omvatten fluor, chloor, broom, jodium en astatine. Hoewel astatine radioactief is en slechts kortlevende isotopen heeft, gedraagt het zich als jodium en wordt het vaak geclassificeerd als een halogeen. Omdat de halogeenelementen zeven valentie-elektronen hebben, hebben ze slechts één extra elektron nodig om een volledig octet te vormen. Deze eigenschap maakt ze reactiever dan andere groepen niet-metalen.
Algemene kenmerken
Halogenen vormen diatomische moleculen (van het type X2, waarbij X een halogeenatoom aanduidt) - een stabiele vorm van het bestaan van halogenen in de vorm van vrije elementen. De bindingen van deze diatomische moleculen zijn niet-polair, covalent en enkelvoudig. Door de chemische eigenschappen van halogenen kunnen ze gemakkelijk worden gecombineerd met de meeste elementen, zodat ze nooit ongecombineerd in de natuur voorkomen. Fluor is het meest actieve halogeen en astatine het minst.
Alle halogenen vormen zouten van groep I met soortgelijkeeigenschappen. In deze verbindingen zijn halogenen aanwezig als halogenide-anionen met een lading van -1 (bijvoorbeeld Cl-, Br-). De uitgang -id geeft de aanwezigheid van halogenide-anionen aan; bijv. Cl- wordt "chloride" genoemd.
Bovendien zorgen de chemische eigenschappen van halogenen ervoor dat ze kunnen werken als oxidatiemiddelen - om metalen te oxideren. De meeste chemische reacties waarbij halogenen betrokken zijn, zijn redoxreacties in een waterige oplossing. Halogenen vormen enkelvoudige bindingen met koolstof of stikstof in organische verbindingen waar hun oxidatietoestand (CO) -1 is. Wanneer een halogeenatoom wordt vervangen door een covalent gebonden waterstofatoom in een organische verbinding, kan het voorvoegsel halogeen- in algemene zin worden gebruikt, of de voorvoegsels fluor-, chloor-, broom-, jodium- voor specifieke halogenen. Halogeenelementen kunnen worden verknoopt om diatomische moleculen te vormen met polaire covalente enkelvoudige bindingen.
Chloor (Cl2) was het eerste halogeen dat in 1774 werd ontdekt, gevolgd door jodium (I2), broom (Br 2), fluor (F2) en astatine (At, laatst ontdekt, in 1940). De naam "halogeen" komt van de Griekse wortels hal- ("zout") en -gen ("vormen"). Samen betekenen deze woorden "zoutvormend", waarmee wordt benadrukt dat halogenen reageren met metalen om zouten te vormen. Haliet is de naam van steenzout, een natuurlijk mineraal dat bestaat uit natriumchloride (NaCl). En tot slot worden halogenen in het dagelijks leven gebruikt - fluoride wordt gevonden in tandpasta, chloor desinfecteert drinkwater en jodium bevordert de productie van hormonen.schildklier.
Chemische elementen
Fluor is een element met atoomnummer 9, aangeduid met het symbool F. Elementair fluor werd voor het eerst ontdekt in 1886 door het te isoleren van fluorwaterstofzuur. In zijn vrije staat bestaat fluor als een diatomisch molecuul (F2) en is het het meest voorkomende halogeen in de aardkorst. Fluor is het meest elektronegatieve element in het periodiek systeem. Bij kamertemperatuur is het een lichtgeel gas. Fluor heeft ook een relatief kleine atoomstraal. De CO is -1, behalve de elementaire diatomische toestand, waarin de oxidatietoestand nul is. Fluor is extreem reactief en heeft een directe wisselwerking met alle elementen behalve helium (He), neon (Ne) en argon (Ar). In H2O-oplossing is fluorwaterstofzuur (HF) een zwak zuur. Hoewel fluor sterk elektronegatief is, is de elektronegativiteit niet bepalend voor de zuurgraad; HF is een zwak zuur vanwege het feit dat het fluorion basisch is (pH> 7). Bovendien produceert fluor zeer krachtige oxidatiemiddelen. Fluor kan bijvoorbeeld reageren met het inerte gas xenon om een sterk oxidatiemiddel xenondifluoride (XeF2) te vormen. Fluor heeft veel toepassingen.
Chloor is een element met atoomnummer 17 en chemisch symbool Cl. Ontdekt in 1774 door het te isoleren van zoutzuur. In zijn elementaire toestand vormt het een diatomisch molecuul Cl2. Chloor heeft verschillende CO's: -1, +1, 3, 5 en7. Bij kamertemperatuur is het een lichtgroen gas. Omdat de binding die wordt gevormd tussen twee chlooratomen zwak is, heeft het Cl2-molecuul een zeer hoog vermogen om verbindingen aan te gaan. Chloor reageert met metalen om zouten te vormen die chloriden worden genoemd. Chloorionen zijn de meest voorkomende ionen in zeewater. Chloor heeft ook twee isotopen: 35Cl en 37Cl. Natriumchloride is de meest voorkomende van alle chloriden.
Broom is een scheikundig element met atoomnummer 35 en symbool Br. Het werd voor het eerst ontdekt in 1826. In zijn elementaire vorm is broom een diatomisch molecuul Br2. Bij kamertemperatuur is het een roodbruine vloeistof. De CO is -1, +1, 3, 4 en 5. Broom is actiever dan jodium, maar minder actief dan chloor. Bovendien heeft broom twee isotopen: 79Br en 81Br. Broom komt voor als bromidezouten opgelost in zeewater. De afgelopen jaren is de productie van bromide in de wereld aanzienlijk toegenomen vanwege de beschikbaarheid en lange levensduur. Net als andere halogenen is broom een oxidatiemiddel en zeer giftig.
Jodium is een scheikundig element met atoomnummer 53 en symbool I. Jodium heeft oxidatietoestanden: -1, +1, +5 en +7. Bestaat als een diatomisch molecuul, I2. Bij kamertemperatuur is het een paarse vaste stof. Jodium heeft één stabiele isotoop, 127I. Voor het eerst ontdekt in 1811met zeewier en zwavelzuur. Momenteel kunnen jodium-ionen worden geïsoleerd in zeewater. Hoewel jodium niet erg oplosbaar is in water, kan de oplosbaarheid worden verhoogd door afzonderlijke jodiden te gebruiken. Jodium speelt een belangrijke rol in het lichaam en is betrokken bij de productie van schildklierhormonen.
Astatine is een radioactief element met atoomnummer 85 en symbool At. De mogelijke oxidatietoestanden zijn -1, +1, 3, 5 en 7. Het enige halogeen dat geen diatomisch molecuul is. Onder normale omstandigheden is het een zwarte metalen vaste stof. Astatine is een zeer zeldzaam element, dus er is weinig over bekend. Bovendien heeft astatine een zeer korte halfwaardetijd, niet langer dan enkele uren. Ontvangen in 1940 als resultaat van synthese. Er wordt aangenomen dat astatine vergelijkbaar is met jodium. Beschikt over metalen eigenschappen.
De onderstaande tabel toont de structuur van halogeenatomen, de structuur van de buitenste laag van elektronen.
| Halogeen | Elektronenconfiguratie |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Chloor | 3s2 3p5 |
| Broom | 3d10 4s2 4p5 |
| Jodium | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Soortgelijke structuur van de buitenste laag van elektronen bepa alt dat de fysische en chemische eigenschappen van halogenen vergelijkbaar zijn. Bij het vergelijken van deze elementen worden echter ook verschillen waargenomen.
Periodieke eigenschappen in de halogeengroep
Fysieke eigenschappen van eenvoudige stoffen halogenen veranderen met een toenemend aantal elementen. Voor een beter begrip en meer duidelijkheid bieden we u verschillende tabellen aan.
Het smelt- en kookpunt van de groep nemen toe naarmate het molecuul groter wordt (F <Cl
Tabel 1. Halogenen. Fysische eigenschappen: smelt- en kookpunten
| Halogeen | Smelten T (˚C) | Kookpunt (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Chloor | -101 | -35 |
| Broom | -7.2 | 58.8 |
| Jodium | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Atomaire straal neemt toe
De grootte van de kern neemt toe (F < Cl < Br < I < At), naarmate het aantal protonen en neutronen toeneemt. Bovendien komen er met elke periode meer en meer energieniveaus bij. Dit resulteert in een grotere orbitaal, en dus een toename van de straal van het atoom.
Tabel 2. Halogenen. Fysische eigenschappen: atoomstralen
| Halogeen | Covalente straal (pm) | Ionische (X-) straal (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Chloor | 99 | 181 |
| Broom | 114 | 196 |
| Jodium | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Ionisatie-energie neemt af
Als de buitenste valentie-elektronen zich niet in de buurt van de kern bevinden, kost het niet veel energie om ze eruit te verwijderen. De energie die nodig is om het buitenste elektron naar buiten te duwen, is dus niet zo hoog aan de onderkant van de elementengroep, omdat er meer energieniveaus zijn. Bovendien zorgt de hoge ionisatie-energie ervoor dat het element niet-metalen eigenschappen vertoont. Jodium en astatine vertonen metallische eigenschappen omdat de ionisatie-energie wordt verminderd (bij < I < Br < Cl < F).
Tabel 3. Halogenen. Fysische eigenschappen: ionisatie-energie
| Halogeen | Ionisatie-energie (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| chloor | 1251 |
| broom | 1140 |
| jodium | 1008 |
| astatine | 890±40 |
Elektronegativiteit neemt af
Het aantal valentie-elektronen in een atoom neemt toe met toenemende energieniveaus op steeds lagere niveaus. De elektronen zijn steeds verder van de kern verwijderd; De kern en elektronen worden dus niet allebei tot elkaar aangetrokken. Er wordt een toename van de afscherming waargenomen. Daarom neemt de elektronegativiteit af met toenemende periode (bij < I < Br < Cl < F).
Tabel 4. Halogenen. Fysische eigenschappen: elektronegativiteit
| Halogeen | Elektronegativiteit |
| fluor | 4.0 |
| chloor | 3.0 |
| broom | 2.8 |
| jodium | 2.5 |
| astatine | 2.2 |
Elektronenaffiniteit neemt af
Naarmate de grootte van een atoom met de periode toeneemt, heeft de elektronenaffiniteit de neiging af te nemen (B < I < Br < F < Cl). Een uitzondering is fluor, waarvan de affiniteit lager is dan die van chloor. Dit kan worden verklaard door de kleinere omvang van fluor in vergelijking met chloor.
Tabel 5. Elektronenaffiniteit van halogenen
| Halogeen | Elektronenaffiniteit (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| chloor | -349.0 |
| broom | -324.6 |
| jodium | -295.2 |
| astatine | -270.1 |
Reactiviteit van elementen neemt af
De reactiviteit van halogenen neemt af met toenemende periode (bij <I
Anorganische chemie. Waterstof + halogenen
Een halogenide wordt gevormd wanneer een halogeen reageert met een ander, minder elektronegatief element om een binaire verbinding te vormen. Waterstof reageert met halogenen om HX-halogeniden te vormen:
- waterstoffluoride HF;
- waterstofchloride HCl;
- waterstofbromide HBr;
- hydrojodium HI.
Waterstofhalogeniden lossen gemakkelijk op in water om waterstofhalogenische (fluorwaterstofzuur, zoutzuur, waterstofbromide, waterstofjodide) zuren te vormen. De eigenschappen van deze zuren worden hieronder gegeven.
Zuren worden gevormd door de volgende reactie: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Alle waterstofhalogeniden vormen sterke zuren behalve HF.
De zuurgraad van halogeenwaterstofzuren neemt toe: HF <HCl <HBr <HI.
Hydrofluoric acid kan glas en sommige anorganische fluoriden lange tijd graveren.
Het lijkt misschien contra-intuïtief dat HF het zwakste waterstofhalogeenzuur is, omdat fluor de hoogste heeftelektronegativiteit. De H-F-binding is echter erg sterk, wat resulteert in een zeer zwak zuur. Een sterke binding wordt bepaald door een korte bindingslengte en een hoge dissociatie-energie. Van alle waterstofhalogeniden heeft HF de kortste bindingslengte en de grootste bindingsdissociatie-energie.
Halogeen oxozuren
Halogeenoxozuren zijn zuren met waterstof-, zuurstof- en halogeenatomen. Hun zuurgraad kan worden bepaald met behulp van structuuranalyse. Halogeenoxozuren worden hieronder vermeld:
- Hypochloorzuur HOCl.
- Chloorzuur HClO2.
- Chloorzuur HClO3.
- Perchloorzuur HClO4.
- Hypochloorzuur HOBr.
- Broomzuur HBrO3.
- Broomzuur HBrO4.
- Hyiodic acid HOI.
- Jodiumzuur HIO3.
- Methaiodinezuur HIO4, H5IO6.
In elk van deze zuren is een proton gebonden aan een zuurstofatoom, dus het is hier nutteloos om de lengte van de protonbindingen te vergelijken. Elektronegativiteit speelt hierbij een dominante rol. De zuuractiviteit neemt toe met het aantal zuurstofatomen dat aan het centrale atoom is gebonden.
Uiterlijk en staat van de zaak
De belangrijkste fysische eigenschappen van halogenen kunnen in de volgende tabel worden samengevat.
| Staat van de materie (bij kamertemperatuur) | Halogeen | Uiterlijk |
| hard | jodium | paars |
| astatine | zwart | |
| vloeistof | broom | roodbruin |
| gasvormig | fluor | lichtbruin |
| chloor | lichtgroen |
Uiterlijk uitleg
De kleur van halogenen is het resultaat van de absorptie van zichtbaar licht door moleculen, wat de excitatie van elektronen veroorzaakt. Fluor absorbeert violet licht en lijkt daardoor lichtgeel. Jodium daarentegen absorbeert geel licht en lijkt paars (geel en paars zijn complementaire kleuren). De kleur van halogenen wordt donkerder naarmate de periode toeneemt.
In gesloten containers zijn vloeibaar broom en vast jodium in evenwicht met hun dampen, die kunnen worden waargenomen als een gekleurd gas.
Hoewel de kleur van astatine onbekend is, wordt aangenomen dat het donkerder moet zijn dan jodium (d.w.z. zwart) in overeenstemming met het waargenomen patroon.
Als je nu wordt gevraagd: "Karakteriseer de fysieke eigenschappen van halogenen", dan heb je iets te zeggen.
De oxidatietoestand van halogenen in verbindingen
Oxidatietoestand wordt vaak gebruikt in plaats van "halogeenvalentie". In de regel is de oxidatietoestand -1. Maar als een halogeen is gebonden aan zuurstof of een ander halogeen, kan het andere toestanden aannemen:CO zuurstof -2 heeft prioriteit. In het geval van twee verschillende halogeenatomen die aan elkaar zijn gebonden, overheerst het meer elektronegatieve atoom en neemt CO -1.
In jodiumchloride (ICl) heeft chloor bijvoorbeeld CO -1 en jodium +1. Chloor is meer elektronegatief dan jodium, dus de CO is -1.
In broomzuur (HBrO4) heeft zuurstof CO -8 (-2 x 4 atomen=-8). Waterstof heeft een algemene oxidatietoestand van +1. Het toevoegen van deze waarden geeft CO -7. Aangezien de uiteindelijke CO van de verbinding nul moet zijn, is de CO van broom +7.
De derde uitzondering op de regel is de oxidatietoestand van halogeen in elementaire vorm (X2), waar zijn CO nul is.
| Halogeen | CO in verbindingen |
| fluor | -1 |
| chloor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| broom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jodium | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
Waarom is de SD van fluor altijd -1?
Elektronegativiteit neemt toe met de periode. Daarom heeft fluor de hoogste elektronegativiteit van alle elementen, zoals blijkt uit zijn positie in het periodiek systeem. De elektronische configuratie is 1s2 2s2 2p5. Als fluor nog een elektron krijgt, zijn de buitenste p-orbitalen volledig gevuld en vormen ze een volledig octet. Omdat fluor heefthoge elektronegativiteit, kan het gemakkelijk een elektron van een naburig atoom nemen. Fluor is in dit geval iso-elektronisch voor het inerte gas (met acht valentie-elektronen), alle buitenste orbitalen zijn gevuld. In deze toestand is fluor veel stabieler.
Productie en gebruik van halogenen
In de natuur zijn halogenen in de staat van anionen, dus vrije halogenen worden verkregen door oxidatie door elektrolyse of met behulp van oxidatiemiddelen. Chloor wordt bijvoorbeeld geproduceerd door de hydrolyse van een zoutoplossing. Het gebruik van halogenen en hun verbindingen is divers.
- Fluor. Hoewel fluor zeer reactief is, wordt het in veel industriële toepassingen gebruikt. Het is bijvoorbeeld een hoofdbestanddeel van polytetrafluorethyleen (Teflon) en enkele andere fluorpolymeren. Chloorfluorkoolwaterstoffen zijn organische chemicaliën die voorheen werden gebruikt als koelmiddel en drijfgas in spuitbussen. Het gebruik ervan is stopgezet vanwege hun mogelijke impact op het milieu. Ze zijn vervangen door chloorfluorkoolwaterstoffen. Fluoride wordt toegevoegd aan tandpasta (SnF2) en drinkwater (NaF) om tandbederf te voorkomen. Dit halogeen wordt gevonden in de klei die wordt gebruikt om bepaalde soorten keramiek (LiF) te maken, gebruikt in kernenergie (UF6), om het antibioticum fluoroquinolone, aluminium (Na 3 AlF6), voor hoogspanningsisolatie (SF6).
- Chloor heeft ook een verscheidenheid aan toepassingen gevonden. Het wordt gebruikt om drinkwater en zwembaden te desinfecteren. Natriumhypochloriet (NaClO)is het hoofdbestanddeel van bleekmiddelen. Zoutzuur wordt veel gebruikt in de industrie en laboratoria. Chloor is aanwezig in polyvinylchloride (PVC) en andere polymeren die worden gebruikt om draden, leidingen en elektronica te isoleren. Bovendien is chloor nuttig gebleken in de farmaceutische industrie. Geneesmiddelen die chloor bevatten, worden gebruikt om infecties, allergieën en diabetes te behandelen. De neutrale vorm van hydrochloride is een bestanddeel van veel geneesmiddelen. Chloor wordt ook gebruikt om ziekenhuisapparatuur te steriliseren en te desinfecteren. In de landbouw is chloor een ingrediënt in veel commerciële pesticiden: DDT (dichloordifenyltrichloorethaan) werd gebruikt als landbouwinsecticide, maar het gebruik ervan is stopgezet.
- Broom wordt vanwege zijn onbrandbaarheid gebruikt om de verbranding te onderdrukken. Het wordt ook gevonden in methylbromide, een pesticide dat wordt gebruikt om gewassen te behouden en bacteriën te onderdrukken. Het overmatig gebruik van methylbromide is echter uitgefaseerd vanwege het effect op de ozonlaag. Broom wordt gebruikt bij de productie van benzine, fotografische film, brandblussers, medicijnen voor de behandeling van longontsteking en de ziekte van Alzheimer.
- Jodium speelt een belangrijke rol bij het goed functioneren van de schildklier. Als het lichaam niet genoeg jodium krijgt, wordt de schildklier groter. Om struma te voorkomen, wordt dit halogeen toegevoegd aan keukenzout. Jodium wordt ook gebruikt als een antisepticum. Jodium wordt aangetroffen in oplossingen die worden gebruikt voor:het reinigen van open wonden, evenals in desinfecterende sprays. Daarnaast is zilverjodide essentieel in de fotografie.
- Astatine is een radioactief en zeldzame-aardhalogeen, dus het wordt nog nergens gebruikt. Er wordt echter aangenomen dat dit element jodium kan helpen bij de regulatie van schildklierhormonen.
