Els halògens de la taula periòdica es troben a l'esquerra dels gasos nobles. Aquests cinc elements tòxics no metàl·lics es troben al grup 7 de la taula periòdica. Aquests inclouen fluor, clor, brom, iode i àstat. Tot i que l'àstat és radioactiu i només té isòtops de curta durada, es comporta com el iode i sovint es classifica com un halogen. Com que els elements halògens tenen set electrons de valència, només necessiten un electró addicional per formar un octet complet. Aquesta característica els fa més reactius que altres grups de no metalls.
Característiques generals
Els halògens formen molècules diatòmiques (del tipus X2, on X denota un àtom d'halogen) - una forma estable de l'existència d'halògens en forma d'elements lliures. Els enllaços d'aquestes molècules diatòmiques són no polars, covalents i únics. Les propietats químiques dels halògens els permeten combinar-se fàcilment amb la majoria dels elements, de manera que mai es produeixen sense combinar a la natura. El fluor és l'halogen més actiu i l'àstat el menys.
Tots els halògens formen sals del grup I amb similarspropietats. En aquests compostos, els halògens estan presents com a anions d'halogenur amb una càrrega de -1 (per exemple, Cl-, Br-). La terminació -id indica la presència d'anions halogenur; p. ex., Cl- s'anomena "clorur".
A més, les propietats químiques dels halògens els permeten actuar com a agents oxidants, per oxidar metalls. La majoria de reaccions químiques que impliquen halògens són reaccions redox en solució aquosa. Els halògens formen enllaços simples amb carboni o nitrogen en compostos orgànics on el seu estat d'oxidació (CO) és -1. Quan un àtom d'halogen es substitueix per un àtom d'hidrogen enllaçat covalentment en un compost orgànic, el prefix halo- es pot utilitzar en un sentit general, o els prefixos fluoro-, cloro-, brom-, iode- per a halògens específics. Els elements halògens es poden reticular per formar molècules diatòmiques amb enllaços simples covalents polars.
Clor (Cl2) va ser el primer halogen descobert el 1774, seguit del iode (I2), brom (Br 2), fluor (F2) i àstat (At, descobert per darrer, el 1940). El nom "halògen" prové de les arrels gregues hal- ("sal") i -gen ("formar"). En conjunt, aquestes paraules signifiquen "formació de sal", emfatitzant el fet que els halògens reaccionen amb els metalls per formar sals. Halita és el nom de la sal gema, un mineral natural compost de clorur de sodi (NaCl). I, finalment, els halògens s'utilitzen a la vida quotidiana: el fluor es troba a la pasta de dents, el clor desinfecta l'aigua potable i el iode afavoreix la producció d'hormones.tiroide.
Elements químics
El fluor és un element amb nombre atòmic 9, denotat amb el símbol F. El fluor elemental es va descobrir per primera vegada l'any 1886 aïllant-lo de l'àcid fluorhídric. En estat lliure, el fluor existeix com a molècula diatòmica (F2) i és l'halogen més abundant a l'escorça terrestre. El fluor és l'element més electronegatiu de la taula periòdica. A temperatura ambient, és un gas groc pàl·lid. El fluor també té un radi atòmic relativament petit. El seu CO és -1, excepte l'estat diatòmic elemental, en el qual el seu estat d'oxidació és zero. El fluor és extremadament reactiu i interactua directament amb tots els elements excepte l'heli (He), el neó (Ne) i l'argó (Ar). A la solució H2O, l'àcid fluorhídric (HF) és un àcid feble. Encara que el fluor és fortament electronegatiu, la seva electronegativitat no determina l'acidesa; L'HF és un àcid feble pel fet que l'ió fluor és bàsic (pH> 7). A més, el fluor produeix oxidants molt potents. Per exemple, el fluor pot reaccionar amb el gas inert xenó per formar un fort agent oxidant difluorur de xenó (XeF2). El fluor té molts usos.
El clor és un element amb número atòmic 17 i símbol químic Cl. Va ser descobert l'any 1774 aïllant-lo de l'àcid clorhídric. En el seu estat elemental, forma una molècula diatòmica Cl2. El clor té diversos CO: -1, +1, 3, 5 i7. A temperatura ambient, és un gas verd clar. Com que l'enllaç que es forma entre dos àtoms de clor és feble, la molècula Cl2 té una capacitat molt alta per entrar en compostos. El clor reacciona amb els metalls formant sals anomenades clorurs. Els ions de clor són els ions més comuns que es troben a l'aigua de mar. El clor també té dos isòtops: 35Cl i 37Cl. El clorur de sodi és el més comú de tots els clorurs.
El brom és un element químic amb nombre atòmic 35 i símbol Br. Va ser descobert per primera vegada l'any 1826. En la seva forma elemental, el brom és una molècula diatòmica Br2. A temperatura ambient, és un líquid marró vermellós. El seu CO és -1, +1, 3, 4 i 5. El brom és més actiu que el iode, però menys actiu que el clor. A més, el brom té dos isòtops: 79Br i 81Br. El brom es presenta com a sals de bromur dissoltes a l'aigua de mar. En els darrers anys, la producció de bromur al món ha augmentat significativament a causa de la seva disponibilitat i llarga vida. Com altres halògens, el brom és un agent oxidant i és altament tòxic.
El iode és un element químic amb nombre atòmic 53 i símbol I. El iode té estats d'oxidació: -1, +1, +5 i +7. Existeix com a molècula diatòmica, I2. A temperatura ambient és un sòlid morat. El iode té un isòtop estable, 127I. Primer descobert l'any 1811amb algues i àcid sulfúric. Actualment, els ions iode es poden aïllar a l'aigua de mar. Tot i que el iode no és molt soluble en aigua, la seva solubilitat es pot augmentar utilitzant iodurs separats. El iode té un paper important en el cos, participant en la producció d'hormones tiroïdals.
Astatina és un element radioactiu amb nombre atòmic 85 i símbol At. Els seus possibles estats d'oxidació són -1, +1, 3, 5 i 7. L'únic halogen que no és una molècula diatòmica. En condicions normals, és un sòlid metàl·lic negre. L'astatina és un element molt rar, de manera que se'n sap poc. A més, l'àstat té una vida mitjana molt curta, no superior a unes poques hores. Rebut l'any 1940 com a resultat de la síntesi. Es creu que l'àstat és similar al iode. Té propietats metàl·liques.
La taula següent mostra l'estructura dels àtoms d'halogen, l'estructura de la capa exterior d'electrons.
| Halògens | Configuració d'electrons |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Clor | 3s2 3p5 |
| Brom | 3d10 4s2 4p5 |
| Iode | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
L'estructura similar de la capa externa d'electrons determina que les propietats físiques i químiques dels halògens són similars. Tanmateix, en comparar aquests elements, també s'observen diferències.
Propietats periòdiques del grup halògens
Les propietats físiques dels halògens de substàncies simples canvien amb l'augment del nombre d'elements. Per a una millor comprensió i més claredat, us oferim diverses taules.
Els punts de fusió i ebullició del grup augmenten a mesura que augmenta la mida de la molècula (F <Cl
Taula 1. Halògens. Propietats físiques: punts de fusió i ebullició
| Halògens | T de fusió (˚C) | Punt d'ebullició (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Clor | -101 | -35 |
| Brom | -7,2 | 58.8 |
| Iode | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
El radi atòmic augmenta
La mida del nucli augmenta (F < Cl < Br < I < At), a mesura que augmenta el nombre de protons i neutrons. A més, cada cop s'afegeixen més nivells d'energia amb cada període. Això provoca un orbital més gran i, per tant, un augment del radi de l'àtom.
Taula 2. Halògens. Propietats físiques: radis atòmics
| Halògens | Radi covalent (pm) | Iònic (X-) radi (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Clor | 99 | 181 |
| Brom | 114 | 196 |
| Iode | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
L'energia d'ionització disminueix
Si els electrons de valència exteriors no estan a prop del nucli, llavors no necessitarà molta energia per eliminar-los. Per tant, l'energia necessària per expulsar l'electró exterior no és tan alta a la part inferior del grup d'elements, ja que hi ha més nivells d'energia. A més, l' alta energia d'ionització fa que l'element presenti qualitats no metàl·liques. La pantalla de iode i àstat presenta propietats metàl·liques perquè l'energia d'ionització es redueix (A < I < Br < Cl < F).
Taula 3. Halògens. Propietats físiques: energia d'ionització
| Halògens | Energia d'ionització (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| clor | 1251 |
| brom | 1140 |
| iode | 1008 |
| astatine | 890±40 |
L'electronegativitat disminueix
El nombre d'electrons de valència en un àtom augmenta amb l'augment dels nivells d'energia a nivells progressivament més baixos. Els electrons s'allunyen progressivament del nucli; Per tant, el nucli i els electrons no se senten atrets els uns pels altres. S'observa un augment del blindatge. Per tant, l'electronegativitat disminueix amb l'augment del període (A < I < Br < Cl < F).
Taula 4. Halògens. Propietats físiques: electronegativitat
| Halògens | Electronegativitat |
| fluor | 4.0 |
| clor | 3.0 |
| brom | 2.8 |
| iode | 2,5 |
| astatine | 2.2 |
L'afinitat electrònica disminueix
A mesura que la mida d'un àtom augmenta amb el període, l'afinitat electrònica tendeix a disminuir (B < I < Br < F < Cl). Una excepció és el fluor, l'afinitat del qual és menor que la del clor. Això es pot explicar per la mida més petita del fluor en comparació amb el clor.
Taula 5. Afinitat electrònica dels halògens
| Halògens | Afinitat electrònica (kJ/mol) |
| fluor | -328,0 |
| clor | -349,0 |
| brom | -324,6 |
| iode | -295,2 |
| astatine | -270,1 |
La reactivitat dels elements disminueix
La reactivitat dels halògens disminueix amb l'augment del període (A <I
Química inorgànica. Hidrogen + halògens
Un halogenur es forma quan un halogen reacciona amb un altre element menys electronegatiu per formar un compost binari. L'hidrogen reacciona amb els halògens per formar halogenurs HX:
- fluorur d'hidrogen HF;
- clorur d'hidrogen HCl;
- bromur d'hidrogen HBr;
- hidroiode HI.
Els halogenurs d'hidrogen es dissolen fàcilment a l'aigua per formar àcids hidrohalics (fluorhídric, clorhídric, bromhídric, iodhidric). Les propietats d'aquests àcids es donen a continuació.
Els àcids es formen per la següent reacció: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Tots els halogenurs d'hidrogen formen àcids forts excepte l'HF.
L'acidesa dels àcids hidrohalics augmenta: HF <HCl <HBr <HI.
L'àcid fluorhídric pot gravar el vidre i alguns fluorurs inorgànics durant molt de temps.
Pot semblar contrari a la intuïció que l'HF sigui l'àcid hidrohalic més feble, ja que el fluor té el més altelectronegativitat. Tanmateix, l'enllaç H-F és molt fort, donant lloc a un àcid molt feble. Un enllaç fort ve determinat per una longitud d'enllaç curta i una gran energia de dissociació. De tots els halogenurs d'hidrogen, l'HF té la longitud d'enllaç més curta i l'energia de dissociació d'enllaç més gran.
Oxoàcids halògens
Els oxoàcids halògens són àcids amb àtoms d'hidrogen, oxigen i halogen. La seva acidesa es pot determinar mitjançant l'anàlisi de l'estructura. Els oxoàcids halògens es mostren a continuació:
- Àcid hipocloroso HOCl.
- Àcid cloric HClO2.
- Àcid cloric HClO3.
- Àcid perclòric HClO4.
- Àcid hipocloroso HOBr.
- Àcid bromòmic HBrO3.
- Àcid bromoic HBrO4.
- Àcid hiòdic HOI.
- Àcid iodònic HIO3.
- Àcid metaiòdic HIO4, H5IO6.
En cadascun d'aquests àcids, un protó s'uneix a un àtom d'oxigen, de manera que comparar les longituds dels enllaços de protons és inútil aquí. L'electronegativitat hi juga un paper dominant. L'activitat àcida augmenta amb el nombre d'àtoms d'oxigen units a l'àtom central.
Aspecte i estat de la matèria
Les principals propietats físiques dels halògens es poden resumir a la taula següent.
| Estat de la matèria (a temperatura ambient) | Halògens | Aparença |
| dur | iode | morat |
| astatine | negre | |
| líquid | brom | vermell-marró |
| gasós | fluor | bronzejat pàl·lid |
| clor | verd pàl·lid |
Explicació de l'aparença
El color dels halògens és el resultat de l'absorció de la llum visible per part de les molècules, que provoca l'excitació dels electrons. El fluor absorbeix la llum violeta i, per tant, apareix de color groc clar. El iode, en canvi, absorbeix la llum groga i té un aspecte morat (el groc i el morat són colors complementaris). El color dels halògens es torna més fosc a mesura que augmenta el període.
En recipients tancats, el brom líquid i el iode sòlid estan en equilibri amb els seus vapors, que es poden observar com un gas de color.
Tot i que es desconeix el color de l'àstat, se suposa que ha de ser més fosc que el iode (és a dir, negre) d'acord amb el patró observat.
Ara, si et demanen: "Caracteritza les propietats físiques dels halògens", tindreu alguna cosa a dir.
L'estat d'oxidació dels halògens en els compostos
Sovint s'utilitza l'estat d'oxidació en comptes de "valència halògena". Per regla general, l'estat d'oxidació és -1. Però si un halogen s'uneix a l'oxigen o a un altre halogen, pot adoptar altres estats:L'oxigen CO -2 té prioritat. En el cas de dos àtoms d'halogen diferents units entre si, l'àtom més electronegatiu preval i pren CO -1.
Per exemple, en el clorur de iode (ICl), el clor té CO -1 i el iode +1. El clor és més electronegatiu que el iode, de manera que el seu CO és -1.
A l'àcid bròmic (HBrO4) l'oxigen té CO -8 (-2 x 4 àtoms=-8). L'hidrogen té un estat d'oxidació global de +1. La suma d'aquests valors dóna CO -7. Com que el CO final del compost ha de ser zero, el CO del brom és +7.
La tercera excepció a la regla és l'estat d'oxidació de l'halogen en forma elemental (X2), on el seu CO és zero.
| Halògens | CO en compostos |
| fluor | -1 |
| clor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| iode | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
Per què la SD del fluor és sempre -1?
L'electronegativitat augmenta amb el punt. Per tant, el fluor té l'electronegativitat més alta de tots els elements, com ho demostra la seva posició a la taula periòdica. La seva configuració electrònica és 1s2 2s2 2p5. Si el fluor guanya un electró més, els orbitals p més externs s'omplen completament i formen un octet complet. Perquè el fluor té alta electronegativitat, pot agafar fàcilment un electró d'un àtom veí. El fluor en aquest cas és isoelectrònic al gas inert (amb vuit electrons de valència), tots els seus orbitals exteriors estan plens. En aquest estat, el fluor és molt més estable.
Producció i ús d'halògens
A la natura, els halògens es troben en estat d'anions, de manera que els halògens lliures s'obtenen per oxidació per electròlisi o amb l'ajuda d'agents oxidants. Per exemple, el clor es produeix per la hidròlisi d'una solució salina. L'ús d'halògens i els seus compostos és divers.
- Flúor. Tot i que el fluor és altament reactiu, s'utilitza en moltes aplicacions industrials. Per exemple, és un component clau del politetrafluoroetilè (tefló) i alguns altres fluoropolímers. Els clorofluorocarburs són productes químics orgànics que s'utilitzaven anteriorment com a refrigerants i propulsors en aerosols. El seu ús ha cessat pel seu possible impacte en el medi ambient. Han estat substituïts per hidroclorofluorocarburs. S'afegeix fluor a la pasta de dents (SnF2) i a l'aigua potable (NaF) per prevenir les càries. Aquest halogen es troba a l'argila utilitzada per fer certs tipus de ceràmica (LiF), utilitzada en energia nuclear (UF6), per produir l'antibiòtic fluoroquinolona, alumini (Na). 3 AlF6), per a l'aïllament d' alta tensió (SF6).
- El clor també ha trobat una varietat d'usos. S'utilitza per desinfectar aigua potable i piscines. Hipoclorit de sodi (NaClO)és el component principal dels lleixius. L'àcid clorhídric s'utilitza àmpliament a la indústria i als laboratoris. El clor està present en el clorur de polivinil (PVC) i altres polímers que s'utilitzen per aïllar cables, canonades i electrònica. A més, el clor ha demostrat ser útil en la indústria farmacèutica. Els medicaments que contenen clor s'utilitzen per tractar infeccions, al·lèrgies i diabetis. La forma neutra de clorhidrat és un component de molts fàrmacs. El clor també s'utilitza per esterilitzar i desinfectar equips hospitalaris. A l'agricultura, el clor és un ingredient en molts plaguicides comercials: el DDT (diclorodifeniltricloroetan) s'utilitzava com a insecticida agrícola, però el seu ús s'ha deixat de fer.
- El brom, a causa de la seva incombustibilitat, s'utilitza per suprimir la combustió. També es troba al bromur de metil, un plaguicida que s'utilitza per preservar els cultius i suprimir bacteris. Tanmateix, l'ús excessiu de bromur de metil s'ha eliminat gradualment a causa del seu efecte sobre la capa d'ozó. El brom s'utilitza en la producció de gasolina, pel·lícules fotogràfiques, extintors, medicaments per al tractament de la pneumònia i la mal altia d'Alzheimer.
- El iode té un paper important en el bon funcionament de la glàndula tiroide. Si el cos no obté prou iode, la glàndula tiroide s'engrandirà. Per prevenir el goll, aquest halogen s'afegeix a la sal de taula. El iode també s'utilitza com a antisèptic. El iode es troba a les solucions utilitzades perneteja de ferides obertes, així com en aerosols desinfectants. A més, el iodur de plata és essencial en fotografia.
- Astatine és un halògen radioactiu i de terres rares, de manera que encara no s'utilitza enlloc. Tanmateix, es creu que aquest element pot ajudar al iode en la regulació de les hormones tiroïdals.
