Halogeni



În sensul acelor de ceasornic, începând din imaginea din stânga sus: fluor , clor , iod și brom .

Halogenii (din greaca ἅλς (hàls) + γενος (ghenos) , generator de săruri) sau elementele din grupa 17 din tabelul periodic sunt: fluor (F), clor (Cl), brom (Br), iod (I) și astate (At). Astatinul este un element radioactiv foarte rar. Elementul artificial tennice (Ts) aparține, de asemenea, acestui grup, dar au fost produși doar câțiva atomi, iar proprietățile sale chimice sunt slab înțelese. ^[1] În nomenclatura anterioară acest grup a fost numit VIIB sau VIIA în conformitate cu diferite convenții utilizate în Europa și în Statele Unite ale Americii. Halogenii reacționează cu aproape toate elementele din tabelul periodic și formează compuși ionici sau covalenți care sunt adesea folosiți ca materii prime pentru sinteza altor compuși atât anorganici, cât și organici. ^[2]

Element	moleculă	distanță (X - X) ( pm ) (gaz)	distanță (X - X) ( pm ) (solid)
fluor	F ₂	143	149
clor	Cl ₂	199	198
brom	Fr ₂	228	227
iod	Eu ₂	266	272
astatus	La ₂

Istorie și etimologie

În 1842 chimistul suedez Baronul Jöns Jakob Berzelius a propus termenul „halogeni” - ἅλς ( háls ), „sare” sau „mare” și γεν- ( ghen- ), de la γίγνομαι ( ghíghnomai ), „genera” - pentru cei patru elemente (fluor, clor, brom și iod) care formează compuși numiți săruri cu metale. ^[3] Cuvântul „halogen” a fost de fapt propus pentru prima dată în 1811 de Johann Schweigger ca nume pentru clorul nou descoperit. Pentru acest element, totuși, a fost ales termenul propus de Davy în timp ce cuvântul susținut de Schweigger a fost păstrat, la sugestia lui Berzelius, ca nume pentru grupul de elemente care conține clor. ^[4]

Surse

Fluorul este cel mai abundent halogen de pe scoarța terestră , unde este al 13-lea cel mai abundent element și este prezent doar ca ion fluor . Concentrația de fluor în mare este în schimb de numai 1,3 ppm , deoarece fluorurile sunt de obicei săruri insolubile. Fluorul și compușii săi sunt obținute în principal din minerale fluorit _CaF2. Clorul, pe de altă parte, este al 20-lea element prin abundență pe scoarța terestră, în timp ce este prezent în mare cu o concentrație de aproximativ 1,8%. Prin procesul clor-sodă, 40 de milioane de tone de clor și aproximativ același număr de sodă caustică sunt produse în fiecare an din saramură . Bromul este al 62-lea element prin abundență pe scoarța terestră (≈0,4 ppm); în mare concentrația este în schimb de 65 ppm. Bromul se obține din saramură sau din mare; anual se produce o cantitate de aproximativ o sutime de clor. Iodul este al 64-lea element prin abundență pe scoarța terestră, în timp ce în mare concentrația este de doar 0,06 ppm. Se obține din saramură sau din NaIO ₃ conținut în azotatul din Chile . ^[1]

Toxicitate și rol biologic

Fluorul elementar este extrem de toxic. Sub formă de fluor este mai puțin toxic, dar totuși foarte otrăvitor. În cantități mici, fluorura este esențială pentru oameni; un corp uman conține aproximativ 3–6 g , distribuite în principal în oase și dinți. Fluorul este utilizat în pastele de dinți în concentrații scăzute, deoarece ionul fluor tinde să corodeze smalțul dinților, transformându-l în fluor de calciu insolubil, care se depune pe smalțul însuși, întărindu-l. Clorul gazos este toxic, în timp ce ionul clorură este esențial pentru multe specii, inclusiv pentru oameni. De exemplu, ionii clorură joacă un rol în creier în medierea acțiunii receptorilor GABA și sunt utilizați în stomac pentru a produce acid clorhidric . Un corp uman conține aprox 95 g de clor. Clorura intră în dieta noastră în principal sub formă de NaCl , sarea obișnuită de masă. Bromul elementar este foarte toxic, în timp ce ca ion bromură toxicitatea este mai mică; un corp uman conține aproximativ 260 mg . Ionul bromură este prezent în cantități mici la toate ființele vii; la om se pare că nu are nici un rol biologic. Iodul elementar este extrem de toxic; ca ion de iod nu este foarte periculos, dar în cantități excesive provoacă hipertiroidism . Iodul este un element esențial pentru oameni și animale, dar nu și pentru plante. Un corp uman conține aproximativ 10–20 mg concentrate în principal în tiroidă . ^[1] În cantități excesive, halogenii au un efect imunosupresor și slăbesc abilitățile cognitive și de coordonare ale oamenilor. Halogenii sunt considerați utili pentru optimizarea așa-numitelor proprietăți ADME T (absorbție, distribuție, metabolizare, excreție, toxicitate) a potențialelor medicamente: îmbunătățesc absorbția orală și facilitează traversarea barierelor biologice; sunt utile pentru umplerea micilor cavități hidrofobe prezente în multe proteine țintă și prelungesc viața medicamentului. ^[5]

Aplicații

Fluorul elementar este utilizat în principal în sinteza UF ₆ pentru îmbogățirea uraniului , a SF ₆ ca izolator în transformatoarele electrice și a ClF ₃ pentru a produce fluorocarburi . Clorul gazos este utilizat într-o multitudine de aplicații. Principalele sunt: reactiv pentru industria chimică, producția de PVC , tratarea apei , producția de solvenți și albire . Bromul și compușii săi, inclusiv cei organici, sunt folosiți pentru multe aplicații, inclusiv coloranți , dezinfectanți, produse farmaceutice, produse chimice și ignifuge. Iodul este utilizat în diverse aplicații, inclusiv produse farmaceutice, furaje, cerneluri și coloranți, catalizatori. ^[1]

Proprietățile elementelor ^[6] ^[7]

De la stânga la dreapta: clor , brom și iod la temperatura camerei. Clorul este în stare gazoasă, bromul în stare lichidă și iodul în stare solidă.

Halogenii au o configurație electronică de tip [Y] ns ² np ⁵ , unde Y este gazul nobil din perioada anterioară și lipsește un singur electron pentru a completa octetul . Toți halogenii din starea elementară formează molecule diatomice volatile. Spre deosebire de ceea ce se observă în grupurile anterioare 13 - 16 , halogenii revin pentru a forma un grup substanțial omogen, similar grupului 1 , cu proprietăți care variază în mod regulat și previzibil (vezi Tabelul 1). De exemplu, dimensiunile atomice cresc constant de-a lungul grupului, la fel și temperaturile de topire și fierbere. În consecință, fluorul este un gaz (galben pal), clorul este încă un gaz (galben-verde), bromul este un lichid (roșu închis) și iodul este un solid (negru lucios). Halogenii sunt elementele cele mai electronegative ale perioadelor respective ale tabelului periodic. Electronegativitatea scade în mod regulat de-a lungul grupului și, de asemenea, prima energie de ionizare arată tendința așteptată și scade odată cu creșterea numărului atomic.

Tabelul 1. Unele proprietăți ale halogenilor
Halogen	Greutate atomica ( u ) ^[8]	Punct de fuziune ( K )	Punct de fuziune ( ° C )	Punct de fierbere ( K ) ^[9]	Punct de fierbere ( ° C ) ^[9]	Densitate (g / cm ³ la 25 ° C)	Electronegativitate (Pauling)	Energia primei ionizări ( kJ mol ⁻¹ )	Raza covalentă ( pm ) ^[10]	Potențial standard de reducere ( V )
Fluor	18.9984032 (5)	53,53	−219,62	85.03	−188.12	0,0017	3,98	1681,0	71	2.866
Clor	[35,446; 35.457]	171.6	−101,5	239.11	−34,04	0,0032	3.16	1251.2	99	1,395
Brom	79.904 (1)	265,8	−7.3	332,0	58,8	3.1028	2,96	1139,9	114	1,087
Iod	126.90447 (3)	386,85	113.7	457,4	184.3	4.933	2,66	1008.4	133	0,615
Astatine	[210]	575	302	? 610	? 337	? 6.2-6.5 ^[11]	2.2	? 887,7	?	≈0.3

Reactivitatea chimică și tendințele grupului ^[6] ^[7]

Halogenii au o chimie complet nemetalică. În starea elementară formează molecule diatomice X ₂ , ușor volatile. Pornind de la configurația electronică ns ² np ⁵ putem prezice numerele de oxidare –1, +1, +3, +5, +7. Cel mai comun și mai stabil este -1, care este, de asemenea, singurul pentru fluor. Pe de altă parte, cationii simpli precum X ⁺ nu sunt observați, în timp ce există cationi precum Br ₂ ⁺ , I ₂ ⁺ , Cl ₃ ⁺ și mulți alți cationi pentru iod. Clorul, bromul și iodul iau un număr de oxidare pozitiv prin combinarea cu oxigen sau halogeni mai ușori.

Energia de legare a halogenilor (kJ / mol)
X	X ₂	HX	BX ₃	AlX ₃	CX ₄
F.	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Fr	193	363	368	360	272
THE	151	294	272	285	239

În general, toți halogenii sunt foarte reactivi și în cantități suficiente pot fi letali pentru organismele biologice. Reactivitatea halogenilor scade de-a lungul grupului. Fluorul este cel mai reactiv element din tabelul periodic și, în condiții adecvate, se combină direct și adesea violent cu toate elementele, cu excepția heliului , neonului și argonului . Atacă mulți compuși chimici transformându-i în fluoruri; compușii organici adesea ard și se inflamează în contact cu fluorul. Sunt atacate și metalele; Blocurile metalice sunt adesea acoperite cu un film de fluor care oprește reacția, dar metalele sub formă de pulbere pot arde violent. Marea reactivitate a fluorului este parțial atribuită energiei scăzute de disociere a legăturii F - F (159 kJ / mol), probabil datorită efectelor de repulsie ale perechilor de electroni care nu sunt implicate în legătură. Mai mult, reacțiile fluorului cu celelalte elemente sunt puternic exoterme. Acești factori energetici sunt în mod natural legați de dimensiunea mică și de electronegativitatea ridicată a atomului de fluor. Fluorul este halogenul care are cea mai mare tendință de a forma ionul X ^- în soluție, după cum arată tendința potențialelor de reducere pentru reacția X ₂ + 2e ^- ⇄ 2X ^- . Rețineți că potențialul fluorului îl face instabil în apă. F ₂ este deci un oxidant foarte puternic, care poate produce cu ușurință stări de oxidare foarte ridicate și chiar neobișnuite în elementele cu care reacționează (de exemplu IF ₇ , SF ₆ , PtF ₆ , BiF ₅ , AgF ₂ ), ajutat de micul dimensiuni pe care le permit să atingă un număr mare de coordonare. Pe de altă parte, energia de ionizare a fluorului este deosebit de mare: din acest motiv, fluorul nu poate forma cationi.

Celelalte elemente din grup sunt considerabil mai puțin reactive decât fluorul, dar rămân în continuare printre cele mai reactive elemente din tabelul periodic. Reactivitatea lor scade de-a lungul grupului; de exemplu, clorul nu reacționează direct cu carbonul , azotul și oxigenul , așa cum poate fluor. Coborând în grup, energia de ionizare scade, făcând posibile stări de oxidare pozitive din ce în ce mai stabile. Pentru iod, se formează cu ușurință cationi precum I ₂ ⁺ , I ₃ ⁺ , I ₄ ²⁺ și alții; clorul și bromul dau unele specii similare, dar sunt mai instabile. Halogenii sunt toți solubili în apă, dar amploarea reacției cu apă și mecanismele reacțiilor variază. Fluorul este un oxidant atât de puternic încât reacționează violent prin dezvoltarea oxigenului:

{\ce {F2(aq) + H2O(l) -> 2H+(aq) + 2F^{-}(aq) + 1/2 O2(g)}}

{\ displaystyle {\ ce {F2 (aq) + H2O (l) -> 2H + (aq) + 2F ^ {-} (aq) + 1/2 O2 (g)}}}

{\ displaystyle {\ ce {F2 (aq) + H2O (l) -> 2H + (aq) + 2F ^ {-} (aq) + 1/2 O2 (g)}}}

Clorul are suficient potențial de reducere pentru a reacționa în același mod, dar această reacție este foarte lentă din motive cinetice și are loc o reacție rapidă de disproporționare :

{\ce {Cl2(aq) + H2O(l) <=> H+(aq) + Cl^{-}(aq) + HClO(aq)}}

{\ displaystyle {\ ce {Cl2 (aq) + H2O (l) <=> H + (aq) + Cl ^ {-} (aq) + HClO (aq)}}}

{\ displaystyle {\ ce {Cl2 (aq) + H2O (l) <=> H + (aq) + Cl ^ {-} (aq) + HClO (aq)}}}

echilibrul este deplasat spre stânga într-un mediu acid și spre dreapta într-un mediu bazic. La trecerea la brom și iod, apar reacții de disproporție similare, dar într-un grad din ce în ce mai redus.

Halogenii formează între ei mulți compuși numiți interhalogeni , cu formula generică XY _n , unde X este mai greu decât Y și n poate fi 1, 3, 5 sau 7. În teorie, ați putea avea toate combinațiile posibile, dar din motive sterice noi le formăm compuși cu n > 1 numai printre halogeni de dimensiuni destul de diferite, iar pentru n = 7 există doar IF ₇ . Unii alți compuși interhalogeni importanți sunt ClF , ClF ₃ , BrF , BrCl , BrF ₅ , ICl . Toți sunt compuși moleculari, diamagnetici, oxidanți, adesea instabili. Forma diferitelor specii este cea previzibilă conform teoriei VSEPR .

Pseudohalogeni

Același subiect în detaliu: Pseudohalogeni .

Termenul pseudo-halogen indică un set de specii chimice care posedă proprietăți foarte asemănătoare cu cele ale halogenilor. Pseudohalogenii sunt de exemplu cianogen (CN) ₂ și tiocianogen (SCN) ₂ .

Bibliografie

( EN ) Danaiò Bonchev; Verginia Kamenska, Prezicerea proprietăților elementelor transactinide 113–120 , vol. 85, ACS Publications, 1981, 1177–86, DOI : 10.1021 / j150609a021 . Adus la 6 mai 2013 .
FA Cotton, G. Wilkinson și PL Gaus, Principiile chimiei anorganice , Milano, Editura Ambrosiana, 1991.
( EN ) J. Emsley, Nature's Building Blocks: An AZ Guide to the Elements (Ed. Nouă ) , New York, Oxford University Press, 2011, ISBN 978-0-19-960563-7 .
( EN ) NN Greenwood și A. Earnshaw, Chimia elementelor , ediția a II-a, Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4 .
( EN ) CE Housecroft și AG Sharpe, Chimie anorganică , ediția a III-a, Harlow (Anglia), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6 .
( EN ) Lide, DR (editat de), CRC Handbook of Chemistry and Physics , 84th, Boca Raton, FL, CRC Press, 2003.
(EN) halogen , up Dicționar online de etimologie. Adus la 1 martie 2016 .
( EN ) JC Slater, Raze atomice în cristale , vol. 41, Journal of Chemical Physics , 1964, 3199-3205.
( EN ) Snelders, HAM, JSC Schweigger: romantismul său și teoria sa cristalină a materiei electrice , în Isis , vol. 62, nr. 3, 1971, pp. 328-338, DOI : 10.1086 / 350763 .
( EN ) Michael E. Wieser; Tyler B. Coplen, Ponderile atomice ale elementelor 2009 (Raport tehnic IUPAC) ( PDF ), vol. 83, IUPAC , 2011, pp. 359-396, DOI : 10.1351 / PAC-REP-10-09-14 . Adus la 5 decembrie 2012 .
( EN ) R. Wilcken, MO Zimmermann, A. Lange, AC Joerger și FM Boeckler, Principii și aplicații ale legării halogenului în chimia medicamentoasă și biologia chimică , în J. Med. Chem. , vol. 56, nr. 4, 2013, pp. 1363-1388, DOI : 10.1021 / jm3012068 .

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere cu halogeni

linkuri externe

( EN ) Halogeni , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.

Controlul autorității	Tesauro BNCF 11718 · LCCN (EN) sh85058508 · GND (DE) 4158874-5 · BNF (FR) cb11982008r (dată) · NDL (EN, JA) 00.562.982

Portalul chimiei

Portalul de fizică

[Ems11-1] Emsley 2011 .

[Cot91-2] Cotton și colab. 1991 .

[3] Dicționar online de etimologie 2016 .

[4] Snelders 1971 .

[5] Wilcken și colab. 2013 .

[Gre97-6] Greenwood și Earnshaw 1997 .

[Hou08-7] Housecroft și Sharpe 2008 .

[Wie01-8] Wieser și Coplen 2011 .

[Lid03-9] Lide 2003 .

[Sla64-10] Slater 1964 .

[Bon81-11] Bonchev și Kamenska 1981 .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]