Halogeen

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Naar navigatie springen Naar zoeken springen
Chemische groepen
Alkalimetalen (1)
Aardalkalimetalen (2)
Scandiumgroep (3)
Titaangroep (4)
Vanadiumgroep (5)
Chroomgroep (6)
Mangaangroep (7)
Platinagroep (8, 9 en 10)
Kopergroep (11)
Zinkgroep (12)
Boorgroep (13)
Koolstofgroep (14)
Stikstofgroep (15)
Zuurstofgroep (16)
Halogenen (17)
Edelgassen (18)
Lanthaniden
Actiniden
Portaal  Portaalicoon  Scheikunde

De halogenen (IUPAC-groepsnummer 17, vroeger bekend als VIIa) of zoutvormers uit het periodiek systeem hebben als kenmerk dat hun buitenste schil zeven elektronen bevat. De elementen in de halogeengroep zijn: fluor, chloor, broom, jood en astaat. Deze laatste heeft alleen sterk radioactieve isotopen met halfwaardetijden van enkele uren, waardoor het onmogelijk is er een zichtbare hoeveelheid van te creëren.

Omdat ze slechts één elektron hoeven op te nemen om de edelgasconfiguratie te bereiken, hebben ze oxidatiegetal −1. Halogenen zijn dan ook de sterkste oxidatoren (elektronenacceptoren). Vooral de lichtste in deze groep (fluor) is uiterst reactief.

Omdat waterstof na het opnemen van één elektron een volledig gevulde buitenste schil krijgt, wordt dit element soms ook als halogeen beschouwd. Vanwege de andere niet-halogenide eigenschappen is het officieel geen halogeen.

De naam halogeen komt van het Griekse "hals", wat "zout" betekent. Inderdaad vormen de halogenen gemakkelijk (goed in water oplosbare) zouten met veel metalen. Een bekend voorbeeld hiervan is natriumchloride, oftewel keukenzout. In een reactie van een halogeen met waterstof ontstaat HX, dat een zuur is. Naar beneden gaand in de groep is het gevormde zuur HX sterker.

Eigenschappen[bewerken]

Naar beneden gaand in de groep neemt de elektronegativiteit en daarmee de sterkte van de oxidator af. De zwaardere elementen kunnen dan ook zelf geoxideerd worden en in hogere oxidatietoestanden voorkomen. Bijvoorbeeld:

Br2 + 5 F2 → 2 BrF5

Broom heeft hier een oxidatiegetal +5. In perhalogenaten zoals kaliumperjodaat KIO4 kan het oxidatiegetal zelfs +7 bedragen.

Behalve bij fluor zijn de oxiden van de halogenen alle zuurvormend. Een perchloraat kan bijvoorbeeld gezien worden als een zout van perchloorzuur KClO4 dat gebaseerd is op het 7+ heptoxide Cl2O7 (Een vloeistof die kookt bij 82 °C en stolt bij −91,5 °C)

Toepassingen[bewerken]

De vier stabiele halogenen vinden alle belangrijke technische en economische toepassingen; een voorbeeld is de halogeenlamp (zie ook de individuele elementen). De zwaarste halogeen (astaat) komt alleen als radioactief isotoop voor met een halfwaardetijd van ongeveer acht uur en is daarom niet geschikt voor zulke toepassingen.

Halonen of hcfk's zijn koolwaterstoffen die gehalogeneerd zijn, wat wil zeggen dat er een van de halogenen aan is toegevoegd op de plaats van een waterstofatoom. Halonen zijn bijzonder stabiele stoffen, bestand tegen zeer hoge temperaturen, zodat ze veel gebruikt werden in brandblusapparaten. Chloorfluorkoolstofverbindingen of cfk's zijn koolwaterstoffen waarvan alle waterstofatomen zijn vervangen door chloor en/of fluor. Cfk's werden in de jaren na 1950 ontwikkeld en gebruikt als koelmiddel en als drijfgas voor spuitbussen. Beide typen stoffen werden uitgefaseerd omdat ze de ozonlaag bleken aan te tasten.

Productie[bewerken]

Difluor is de krachtigste oxidator. De stof kan dan ook niet geproduceerd worden door oxidatie van een fluoride. Fluor wordt industrieel geproduceerd door de elektrolyse van een bij 80 °C smeltend mengsel van HF en KF, waarin HF2. Men gebruikt een koolstofanode en een ijzeren kathode:

HF2 - 2 e → F2 + H+ (aan de anode)
2 H+ + 2 e → H2 (aan de kathode);

De totale reactie is dan:

2 HF + energie → H2 + F2

Dit mengsel van diwaterstof en difluor is bij 80 °C erg explosief.

Chloorgas kan uit een chloride gevormd worden door het te oxideren met difluor of een andere sterke oxidator, zoals bruinsteen of kaliumpermanganaat. Net als fluor wordt het meeste chloorgas geproduceerd door elektrolyse.

De elementen in de halogeengroep zijn:

1
Ia
18
0
1 1
H
2
IIa
Periodiek systeem 13
IIIa
14
IVa
15
Va
16
VIa
17
VIIa
2
He
2 3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg
3
IIIb
4
IVb
5
Vb
6
VIb
7
VIIb
8
VIIIb
9
VIIIb
10
VIIIb
11
Ib
12
IIb
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra
↓↓ 104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
 
Lanthaniden 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
Actiniden 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

Diatomische halogeenmoleculen[bewerken]

Naam Brutoformule Structuurformule Molecuulmodel Afstand tussen de atomen
(pm; gasfase)
Afstand tussen de atomen
(pm; vaste fase)
difluor
F2
Difluorine-2D-dimensions.png
Fluorine-3D-vdW.png
143
149
dichloor
Cl2
Dichlorine-2D-dimensions.png
Chlorine-3D-vdW.png
199
198
dibroom
Br2
Dibromine-2D-dimensions.png
Bromine-3D-vdW.png
228
227
di-jood
I2
Diiodine-2D-dimensions.png
Iodine-3D-vdW.png
266
272

Zie ook[bewerken]

Zoek dit woord op in WikiWoordenboek