Halogeen

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 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, astaat en tennessine (tot 2016 was het ununseptium). De voorlaatste (astaat) 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", dat "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

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

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 halveringstijd 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

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 koolstof anode 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 in het periodiek systeem hieronder gekleurd.

	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

Naam	Brutoformule	Afstand tussen de atomen (pm; gasfase)	Afstand tussen de atomen (pm; vaste fase)
difluor	F₂	143	149
dichloor	Cl₂	199	198
dibroom	Br₂	228	227
di-jood	I₂	266	272

Zie ook

Zie de categorie Halogens van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.