Halogène

Les halogènes ( / ˈ h æ l ə dʒ ə n , ˈ h eɪ -, – l oʊ -, – ˌ dʒ ɛ n / ^{[1] [2] [3]} ) sont un groupe du tableau périodique composé de cinq ou six éléments chimiquement apparentés : le fluor (F), le chlore (Cl), le brome (Br), l’ iode (I) et l’astatine(À). L’élément créé artificiellement 117, la tennessine (Ts), peut également être un halogène. Dans la nomenclature IUPAC moderne , ce groupe est connu sous le nom de groupe 17 . ^[4]

Halogènes
Hydrogène Hélium Lithium Béryllium Bore Carbone Azote Oxygène Fluor Néon Sodium Magnésium Aluminium Silicium Phosphore Soufre Chlore Argon Potassium Calcium Scandium Titane Vanadium Chrome Manganèse Fer Cobalt Nickel Cuivre Zinc Gallium Germanium Arsenic Sélénium Brome Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdène Technétium Ruthénium Rhodié Palladium Argent Cadmium Indium Étain Antimoine Tellure Iode Xénon Césium Baryum Lanthane Cérium Praséodyme Néodyme Prométhium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutétium Hafnium Tantale Tungstène Rhénium Osmium Iridium Platine Or Mercure (élément) Thallium Mener Bismuth Polonium astate Radon francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Américium Curium Berkélium Californie Einsteinium fermium Mendélévium nobélium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium copernic nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessee Oganesson chalcogènes ← → gaz nobles
Numéro de groupe IUPAC 17 Nom par élément groupe fluor Nom trivial halogènes Numéro de groupe CAS (États-Unis, modèle ABA) VIIA ancien numéro IUPAC (Europe, modèle AB) VIIB
↓ Période
2	Fluor (F) 9 Halogène
3	Chlore (Cl) 17 Halogène
4	Brome (Br) 35 Halogène
5	Iode (I) 53 Halogène
6	Astatine (At) 85 Halogène
7	Tennessine (Ts) 117 Halogène
Légende Élément primordial élément de décomposition Synthétique Couleur du numéro atomique : noir=solide , vert=liquide , rouge=gaz
v t e

Le mot “halogène” signifie “formateur de sel”. Lorsque les halogènes réagissent avec les métaux , ils produisent une large gamme de sels , dont le fluorure de calcium , le chlorure de sodium (sel de table commun), le bromure d’argent et l’iodure de potassium . ^[5]

Le groupe des halogènes est le seul groupe du tableau périodique qui contient des éléments dans trois des principaux états de la matière à température et pression standard . Tous les halogènes forment des acides lorsqu’ils sont liés à l’hydrogène. La plupart des halogènes sont généralement produits à partir de minéraux ou de sels . Les halogènes intermédiaires – chlore, brome et iode – sont souvent utilisés comme désinfectants . Les organobromures constituent la classe la plus importante de retardateurs de flamme , tandis que les halogènes élémentaires sont dangereux et peuvent être toxiques.

Histoire

Le Fluorospath minéral fluoré était connu dès 1529. Les premiers chimistes se sont rendus compte que les composés fluorés contenaient un élément non découvert, mais n’ont pas pu l’isoler. En 1860, George Gore , un chimiste anglais, a fait passer un courant électrique dans de l’acide fluorhydrique et a probablement produit du fluor, mais il n’a pas été en mesure de prouver ses résultats à l’époque. En 1886, Henri Moissan , chimiste à Paris, effectue une électrolyse sur du bifluorure de potassium dissous dans du fluorure d’hydrogène anhydre , et réussit à isoler le fluor. ^[6]

L’acide chlorhydrique était connu des alchimistes et des premiers chimistes. Cependant, le chlore élémentaire n’a été produit qu’en 1774, lorsque Carl Wilhelm Scheele a chauffé de l’acide chlorhydrique avec du dioxyde de manganèse . Scheele a appelé l’élément “acide chlorhydrique déphlogistiqué”, c’est ainsi que le chlore a été connu pendant 33 ans. En 1807, Humphry Davy a étudié le chlore et a découvert qu’il s’agissait d’un élément réel. Le chlore combiné à l’acide chlorhydrique, ainsi qu’à l’acide sulfurique dans certains cas, a créé du chlore gazeux qui était un Gaz toxique pendant la Première Guerre mondiale. Il a déplacé l’oxygène dans les zones contaminées et a remplacé l’air oxygéné commun par le chlore gazeux toxique. Dans lequel le gaz brûlerait les tissus humains à l’extérieur et à l’intérieur, en particulier les poumons rendant la respiration difficile ou impossible selon le niveau de contamination. ^[6]

Le brome a été découvert dans les années 1820 par Antoine Jérôme Balard . Balard a découvert le brome en faisant passer du chlore gazeux à travers un échantillon de saumure . Il a initialement proposé le nom de murure pour le nouvel élément, mais l’ Académie française a changé le nom de l’élément en brome. ^[6]

L’iode a été découvert par Bernard Courtois , qui utilisait des cendres d’ algues dans le cadre d’un procédé de fabrication de Salpêtre . Courtois faisait généralement bouillir la cendre d’algues avec de l’eau pour produire du chlorure de potassium . Cependant, en 1811, Courtois ajouta de l’acide sulfurique à son procédé et découvrit que son procédé produisait des fumées violettes qui se condensaient en cristaux noirs. Soupçonnant que ces cristaux étaient un nouvel élément, Courtois envoya des échantillons à d’autres chimistes pour enquête. L’iode a été prouvé comme un nouvel élément par Joseph Gay-Lussac . ^[6]

En 1931, Fred Allison prétend avoir découvert l’élément 85 avec une machine magnéto-optique , et nomme l’élément Alabamine, mais se trompe. En 1937, Rajendralal De a affirmé avoir découvert l’élément 85 dans les minéraux et a appelé l’élément dakine, mais il s’est également trompé. Une tentative de découverte de l’élément 85 en 1939 par Horia Hulubei et Yvette Cauchois par spectroscopie a également échoué, tout comme une tentative la même année par Walter Minder , qui a découvert un élément de type iode résultant de la désintégration bêta du polonium . L’élément 85, maintenant nommé astatine, a été produit avec succès en 1940 parDale R. Corson , KR Mackenzie et Emilio G. Segrè , qui ont bombardé le bismuth avec des particules alpha . ^[6]

En 2010, une équipe dirigée par le physicien nucléaire Yuri Oganessian impliquant des scientifiques du JINR , du Laboratoire national d’ Oak Ridge, du Laboratoire national Lawrence Livermore et de l’Université Vanderbilt a bombardé avec succès des atomes de berkelium-249 avec des atomes de calcium-48 pour fabriquer de la tennessine-294. En 2022, c’est l’élément le plus récent à être découvert.

Étymologie

En 1811, le chimiste allemand Johann Schweigger proposa que le nom “halogène” – signifiant “producteur de sel”, de αλς [als] “sel” et γενειν [genein] “engendrer” – remplace le nom “chlore”, qui avait été proposé par le chimiste anglais Humphry Davy . ^[7] Le nom de Davy pour l’élément a prévalu. ^[8] Cependant, en 1826, le chimiste suédois Baron Jöns Jacob Berzelius a proposé le terme “halogène” pour les éléments fluor, chlore et iode, qui produisent une substance semblable au sel marin lorsqu’ils forment un composé avec un métal alcalin. ^{[9] [10]}

Les noms des éléments ont tous la terminaison -ine . Le nom du fluor vient du mot latin fluere , qui signifie « couler », car il est dérivé du minéral fluorite , qui était utilisé comme fondant dans le travail des métaux. Le nom du chlore vient du mot grec chloros , qui signifie “jaune verdâtre”. Le nom de brome vient du mot grec bromos , qui signifie « puanteur ». Le nom de l’iode vient du mot grec iodes , signifiant “violette”. Le nom d’Astatine vient du mot grec astatos , qui signifie “instable”..

Les caractéristiques

Chimique

Les halogènes fluor, chlore, brome et iode sont des non- métaux ; les propriétés chimiques des deux membres les plus lourds du groupe 17 n’ont pas été étudiées de manière concluante. Les halogènes montrent des tendances dans l’énergie de liaison chimique se déplaçant de haut en bas de la colonne du tableau périodique avec le fluor légèrement déviant. Il suit une tendance à avoir l’énergie de liaison la plus élevée dans les composés avec d’autres atomes, mais il a des liaisons très faibles au sein de la molécule Diatomique F ₂ . Cela signifie que plus bas dans le groupe 17 du tableau périodique, la réactivité des éléments diminue en raison de la taille croissante des atomes. ^[11]

Énergies des liaisons halogène (kJ/mol) ^[12]

X	X2 _	HX	BX 3	AlX 3	CX 4
F	159	574	645	582	456
CL	243	428	444	427	327
BR	193	363	368	360	272
je	151	294	272	285	239

Les halogènes sont hautement réactifs et, en tant que tels, peuvent être nocifs ou mortels pour les organismes biologiques en quantités suffisantes. Cette réactivité élevée est due à la forte électronégativité des atomes due à leur charge nucléaire effective élevée . Parce que les halogènes ont sept électrons de valence dans leur niveau d’énergie le plus externe, ils peuvent gagner un électron en réagissant avec des atomes d’autres éléments pour satisfaire la règle de l’octet . Le fluor est le plus réactif de tous les éléments ; c’est le seul élément plus électronégatif que l’oxygène, il attaque les matériaux autrement inertes comme le verre et il forme des composés avec les gaz nobles habituellement inertes . C’est un corrosifet gaz hautement toxique. La réactivité du fluor est telle que, s’il est utilisé ou stocké dans de la verrerie de laboratoire, il peut réagir avec le verre en présence de petites quantités d’eau pour former du tétrafluorure de silicium (SiF ₄ ). Ainsi, le fluor doit être manipulé avec des substances telles que le téflon (qui est lui-même un composé Organofluoré ), du verre extrêmement sec ou des métaux tels que le cuivre ou l’acier, qui forment une couche protectrice de fluorure à leur surface.

La haute réactivité du fluor permet certaines des liaisons les plus fortes possibles, en particulier avec le carbone. Par exemple, le téflon est du fluor lié au carbone et est extrêmement résistant aux attaques thermiques et chimiques et a un point de fusion élevé.

Molécules Molécules d’halogène Diatomique

Les halogènes stables forment des Molécules diatomiques homonucléaires . Du fait de forces intermoléculaires relativement faibles, le chlore et le fluor font partie du groupe dit des “gaz élémentaires”.

halogène	molécule	structure	maquette	d (X−X) / pm (phase gazeuse)	d (X−X) / pm (phase solide)
fluor	F 2			143	149
chlore	Classe 2			199	198
brome	BR 2			228	227
iode	je 2			266	272

Les éléments deviennent moins réactifs et ont des points de fusion plus élevés à mesure que le numéro atomique augmente. Les points de fusion plus élevés sont causés par des forces de dispersion de Londres plus fortes résultant de plus d’électrons.

Composés Halogénures d’hydrogène

On a observé que tous les halogènes réagissent avec l’hydrogène pour former des Halogénures d’hydrogène . Pour le fluor, le chlore et le brome, cette réaction se présente sous la forme :

H ₂ + X ₂ → 2HX

Cependant, l’iodure d’hydrogène et l’astatide d’hydrogène peuvent se séparer en leurs éléments constitutifs. ^[13]

Les réactions hydrogène-halogène deviennent progressivement moins réactives vis-à-vis des halogènes plus lourds. Une réaction fluor-hydrogène est explosive même lorsqu’il fait sombre et froid. Une réaction chlore-hydrogène est également explosive, mais uniquement en présence de lumière et de chaleur. Une réaction brome-hydrogène est encore moins explosive ; il n’est explosif que lorsqu’il est exposé à des flammes. L’iode et l’astatine ne réagissent que partiellement avec l’hydrogène, formant des équilibres . ^[13]

Tous les halogènes forment des composés binaires avec l’hydrogène appelés Halogénures d’hydrogène : fluorure d’hydrogène (HF), chlorure d’hydrogène (HCl), bromure d’hydrogène (HBr), iodure d’hydrogène (HI) et astatide d’hydrogène (HAt). Tous ces composés forment des acides lorsqu’ils sont mélangés avec de l’eau. Le fluorure d’hydrogène est le seul halogénure d’hydrogène qui forme des liaisons hydrogène . L’acide chlorhydrique, l’acide bromhydrique, l’acide iodhydrique et l’acide hydroastatique sont tous des acides forts , mais l’acide fluorhydrique est un Acide faible . ^[14]

Tous les Halogénures d’hydrogène sont irritants . Le fluorure d’hydrogène et le chlorure d’hydrogène sont très acides . Le fluorure d’hydrogène est utilisé comme produit chimique industriel et est hautement toxique, provoquant un œdème pulmonaire et endommageant les cellules. ^[15] Le chlorure d’hydrogène est également un produit chimique dangereux. L’inhalation de gaz contenant plus de cinquante parties par million de chlorure d’hydrogène peut entraîner la mort chez l’homme. ^[16] Le bromure d’hydrogène est encore plus toxique et irritant que le chlorure d’hydrogène. Respirer du gaz contenant plus de trente parties par million de bromure d’hydrogène peut être mortel pour l’homme. ^[17] L’iodure d’hydrogène, comme les autres Halogénures d’hydrogène, est toxique. ^[18]

Halogénures métalliques

Tous les halogènes sont connus pour réagir avec le sodium pour former du fluorure de sodium , du chlorure de sodium , du bromure de sodium , de l’iodure de sodium et de l’astate de sodium. La réaction du sodium chauffé avec les halogènes produit des flammes orange vif. La réaction du sodium avec le chlore se présente sous la forme de :

2Na + Cl ₂ → 2NaCl ^[13]

Le fer réagit avec le fluor, le chlore et le brome pour former des halogénures de fer(III). Ces réactions se présentent sous la forme de :

2Fe + 3X ₂ → 2FeX ₃ ^[13]

Cependant, lorsque le fer réagit avec l’iode, il ne forme que de l’iodure de fer(II) .

Fe+I ₂ →FeI ₂

La laine de fer peut réagir rapidement avec le fluor pour former le fluorure de fer (III) composé blanc, même par temps froid. Lorsque le chlore entre en contact avec un fer chauffé, il réagit pour former le chlorure de fer noir (III) . Cependant, si les conditions de réaction sont humides, cette réaction aboutira plutôt à un produit brun rougeâtre. Le fer peut également réagir avec le brome pour former du bromure de fer(III). Ce composé est brun rougeâtre en conditions sèches. La réaction du fer avec le brome est moins réactive que sa réaction avec le fluor ou le chlore. Un fer chaud peut également réagir avec l’iode, mais il forme de l’iodure de fer(II). Ce composé peut être gris, mais la réaction est toujours contaminée par un excès d’iode, il n’est donc pas connu avec certitude. La réaction du fer avec l’iode est moins vigoureuse que sa réaction avec les halogènes plus légers. ^[13]

Composés interhalogènes

Les composés interhalogènes se présentent sous la forme XY _n où X et Y sont des halogènes et n vaut un, trois, cinq ou sept. Les composés interhalogènes contiennent au plus deux halogènes différents. De grands interhalogènes, tels que ClF ₃ peuvent être produits par une réaction d’un halogène pur avec un plus petit interhalogène tel que ClF . Tous les interhalogènes sauf IF ₇ peuvent être produits en combinant directement des halogènes purs dans diverses conditions. ^[19]

Les interhalogènes sont généralement plus réactifs que toutes les Molécules d’halogène Diatomique à l’exception de F ₂ car les liaisons interhalogènes sont plus faibles. Cependant, les propriétés chimiques des interhalogènes sont encore à peu près les mêmes que celles des halogènes diatomiques . De nombreux interhalogènes sont constitués d’un ou plusieurs atomes de fluor liés à un halogène plus lourd. Le chlore peut se lier avec jusqu’à 3 atomes de fluor, le brome peut se lier avec jusqu’à 5 atomes de fluor et l’iode peut se lier avec jusqu’à 7 atomes de fluor. La plupart des composés interhalogènes sont des gaz covalents . Cependant, certains interhalogènes sont des liquides, tels que BrF ₃ , et de nombreux interhalogènes contenant de l’iode sont des solides. ^[19]

Composés organohalogénés

De nombreux composés organiques synthétiques tels que les polymères plastiques et quelques composés naturels contiennent des atomes d’halogène ; ceux-ci sont appelés composés halogénés ou halogénures organiques . Le chlore est de loin le plus abondant des halogènes dans l’eau de mer, et le seul dont les humains ont besoin en quantités relativement importantes (sous forme d’ions chlorure). Par exemple, les ions chlorure jouent un rôle clé dans la fonction cérébrale en médiant l’action du transmetteur inhibiteur GABA et sont également utilisés par le corps pour produire de l’acide gastrique. L’iode est nécessaire en quantités infimes pour la production d’ hormones thyroïdiennes telles que la thyroxine. Les organohalogènes sont également synthétisés par la réaction d’abstraction nucléophile . ^[20]

Composés polyhalogénés

Les composés polyhalogénés sont des composés créés industriellement remplacés par plusieurs halogènes. Beaucoup d’entre eux sont très toxiques et bioaccumulables chez l’homme, et ont une très large gamme d’applications. Ils comprennent les BPC , les PBDE et les composés perfluorés (PFC), ainsi que de nombreux autres composés.

Réactions Réactions avec l’eau

Le fluor réagit vigoureusement avec l’eau pour produire de l’oxygène (O ₂ ) et du fluorure d’hydrogène (HF) : ^[21]

2 F ₂ (g) + 2 H ₂ O(l) → O ₂ (g) + 4 HF(aq)

Le chlore a une solubilité maximale d’env. 7,1 g Cl ₂ par kg d’eau à température ambiante (21 °C). ^[22] Le chlore dissous réagit pour former de l’acide chlorhydrique (HCl) et de l’acide hypochloreux , une solution qui peut être utilisée comme désinfectant ou agent de blanchiment :

Cl ₂ (g) + H ₂ O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)

Le brome a une solubilité de 3,41 g pour 100 g d’eau, ^[23] mais il réagit lentement pour former du bromure d’hydrogène (HBr) et de l’acide hypobromeux (HBrO):

Br ₂ (g) + H ₂ O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)

L’iode, cependant, est peu soluble dans l’eau (0,03 g/100 g d’eau à 20 °C) et ne réagit pas avec elle. ^[24] Cependant, l’iode formera une solution aqueuse en présence d’ion iodure, comme par addition d’ iodure de potassium (KI), car l’ ion triiodure est formé.

Physique et atomique

Le tableau ci-dessous est un résumé des principales propriétés physiques et atomiques des halogènes. Les données marquées de points d’interrogation sont soit incertaines, soit des estimations partiellement basées sur des tendances périodiques plutôt que sur des observations.

Halogène	Masse atomique standard ( u ) [n 1] [26]	Point de fusion ( K )	Point de fusion ( °C )	Point d’ébullition ( K ) [27]	Point d’ébullition ( °C ) [27]	Densité (g/cm 3 à 25 °C)	Electronégativité ( Pauling )	Première énergie d’ionisation ( kJ·mol −1 )	Rayon covalent ( pm ) [28]
Fluor	18.9984032(5)	53,53	−219,62	85.03	−188,12	0,0017	3,98	1681.0	71
Chlore	[35,446 ; 35,457] [n 2]	171.6	−101,5	239.11	−34.04	0,0032	3.16	1251.2	99
Brome	79.904(1)	265.8	−7,3	332.0	58,8	3.1028	2,96	1139.9	114
Iode	126.90447(3)	386,85	113.7	457.4	184.3	4.933	2,66	1008.4	133
astate	[210] [n 3]	575	302	? 610	? 337	? 6.2–6.5 [29]	2.2	? 887.7	? 145 [30]
Tennessee	[294] [n 4]	? 623-823 [31]	? 350-550 [31]	? 883 [31]	? 610 [31]	? 7.1-7.3 [31]	–	? 743 [32]	? 157 [31]
Z	Élément	Nombre d’électrons/couche
9	fluor	2, 7
17	chlore	2, 8, 7
35	brome	2, 8, 18, 7
53	iode	2, 8, 18, 18, 7
85	astate	2, 8, 18, 32, 18, 7
117	tennessine	2, 8, 18, 32, 32, 18, 7 (prédit) [33]

Isotopes

Le fluor possède un isotope stable et naturel , le fluor-19. Cependant, il existe des traces dans la nature de l’isotope radioactif fluor-23, qui se produit via la désintégration en grappes du protactinium-231 . Au total, dix-huit isotopes du fluor ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 14 à 31.

Le chlore a deux isotopes stables et naturels , le chlore-35 et le chlore-37. Cependant, il existe des traces dans la nature de l’isotope chlore-36 , qui se produit par spallation de l’argon-36. Au total, 24 isotopes du chlore ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 28 à 51. ^[6]

Il existe deux isotopes stables et naturels du brome , le brome-79 et le brome-81. Au total, 33 isotopes du brome ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 66 à 98.

Il existe un isotope stable et naturel de l’iode , l’iode-127 . Cependant, il existe des traces dans la nature de l’isotope radioactif iode-129 , qui se produit par spallation et par la désintégration radioactive de l’uranium dans les minerais. Plusieurs autres isotopes radioactifs de l’iode ont également été créés naturellement via la désintégration de l’uranium. Au total, 38 isotopes de l’iode ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 108 à 145. ^[6]

Il n’y a pas d’isotopes stables de l’astatine . Cependant, il existe quatre isotopes radioactifs naturels de l’astatine produits par désintégration radioactive de l’uranium , du neptunium et du plutonium . Ces isotopes sont l’astatine-215, l’astatine-217, l’astatine-218 et l’astatine-219. Au total, 31 isotopes de l’astatine ont été découverts, avec des masses atomiques allant de 191 à 227. ^[6]

Tennessine n’a que deux radio- isotopes synthétiques connus , tennessine-293 et ​​tennessine-294.

Production

De gauche à droite : chlore , brome et iode à température ambiante. Le chlore est un gaz, le brome est un liquide et l’iode est un solide. Le fluor n’a pas pu être inclus dans l’image en raison de sa haute réactivité , et l’astatine et la tennessine en raison de leur radioactivité.

Environ six millions de tonnes métriques de fluorine minérale fluorée sont produites chaque année. Quatre cent mille tonnes d’acide fluorhydrique sont fabriquées chaque année. Le fluor gazeux est fabriqué à partir d’acide fluorhydrique produit comme sous-produit de la fabrication d’acide phosphorique . Environ 15 000 tonnes métriques de gaz fluoré sont fabriquées chaque année. ^[6]

La halite minérale est le minéral le plus couramment extrait pour le chlore, mais les minéraux carnallite et sylvite sont également extraits pour le chlore. Quarante millions de tonnes de chlore sont produites chaque année par l’ électrolyse de la saumure . ^[6]

Environ 450 000 tonnes métriques de brome sont produites chaque année. Cinquante pour cent de tout le brome produit est produit aux États-Unis , 35 % en Israël et la majeure partie du reste en Chine . Historiquement, le brome était produit en ajoutant de l’acide sulfurique et de la poudre de blanchiment à de la saumure naturelle. Cependant, à l’époque moderne, le brome est produit par électrolyse, une méthode inventée par Herbert Dow . Il est également possible de produire du brome en faisant passer du chlore dans l’eau de mer puis en faisant passer de l’air dans l’eau de mer. ^[6]

En 2003, 22 000 tonnes d’iode ont été produites. Le Chili produit 40 % de tout l’iode produit, le Japon 30 % et de plus petites quantités sont produites en Russie et aux États-Unis. Jusque dans les années 1950, l’iode était extrait du varech . Cependant, à l’époque moderne, l’iode est produit par d’autres moyens. Une façon de produire de l’iode consiste à mélanger du dioxyde de soufre avec des minerais de nitrate , qui contiennent des iodates . L’iode est également extrait des gisements de gaz naturel . ^[6]

Même si l’astatine est d’origine naturelle, elle est généralement produite en bombardant du bismuth avec des particules alpha. ^[6]

La tennessine est fabriquée à l’aide d’un cyclotron, en fusionnant le berkelium-249 et le calcium-48 pour fabriquer la tennessine-293 et ​​la tennessine-294.

Applications

Désinfectants

Le chlore et le brome sont utilisés comme désinfectants pour l’eau potable, les piscines, les plaies fraîches, les spas, la vaisselle et les surfaces. Ils tuent les bactéries et autres micro- organismes potentiellement nocifs grâce à un processus connu sous le nom de stérilisation . Leur réactivité est également mise à profit dans le blanchiment . L’hypochlorite de sodium , qui est produit à partir de chlore, est l’ingrédient actif de la plupart des agents de blanchiment pour tissus , et les agents de blanchiment dérivés du chlore sont utilisés dans la production de certains produits en papier . Le chlore réagit également avec le sodium pour créer du chlorure de sodium , qui est le sel de table.

Éclairage

Les lampes halogènes sont un type de lampe à incandescence utilisant un filament de tungstène dans des ampoules contenant de petites quantités d’halogène, comme de l’iode ou du brome ajouté. Cela permet la production de lampes beaucoup plus petites que les ampoules à incandescence non halogènes à la même puissance . Le gaz réduit l’amincissement du filament et le noircissement de l’intérieur de l’ampoule, ce qui donne une ampoule qui a une durée de vie beaucoup plus longue. Les lampes halogènes brillent à une température plus élevée (2800 à 3400 kelvins ) avec une couleur plus blanche que les autres ampoules à incandescence. Cependant, cela nécessite que les ampoules soient fabriquées à partir de quartz fondu plutôt que de verre de silice pour réduire les bris. ^[34]

Composants du médicament

Dans la découverte de médicaments , l’incorporation d’atomes d’halogène dans un candidat-médicament principal donne des analogues qui sont généralement plus lipophiles et moins solubles dans l’eau. ^[35] En conséquence, les atomes d’halogène sont utilisés pour améliorer la pénétration à travers les membranes lipidiques et les tissus. Il s’ensuit que certains médicaments halogénés ont tendance à s’accumuler dans le tissu adipeux .

La réactivité chimique des atomes d’halogène dépend à la fois de leur point d’attache au plomb et de la nature de l’halogène. Les groupes halogènes aromatiques sont beaucoup moins réactifs que les groupes halogènes aliphatiques , qui peuvent présenter une réactivité chimique considérable. Pour les liaisons carbone-halogène aliphatiques, la liaison CF est la plus forte et généralement moins réactive chimiquement que les liaisons CH aliphatiques. Les autres liaisons aliphatiques-halogènes sont plus faibles, leur réactivité augmentant dans le tableau périodique. Ils sont généralement plus réactifs chimiquement que les liaisons CH aliphatiques. En conséquence, les substitutions d’halogène les plus courantes sont les groupes fluor et chlore aromatiques moins réactifs.

Rôle biologique

Les anions fluorures se trouvent dans l’ivoire, les os, les dents, le sang, les œufs, l’urine et les cheveux des organismes. Les anions fluor en très petites quantités peuvent être essentiels pour l’homme. ^[36] Il y a 0,5 milligramme de fluor par litre de sang humain. Les os humains contiennent de 0,2 à 1,2 % de fluor. Les tissus humains contiennent environ 50 parties par milliard de fluor. Un être humain typique de 70 kilogrammes contient 3 à 6 grammes de fluor. ^[6]

Les anions chlorure sont essentiels à un grand nombre d’espèces, y compris les humains. La concentration de chlore dans le poids sec des céréales est de 10 à 20 parties par million, tandis que dans les pommes de terre, la concentration de chlorure est de 0,5 %. La croissance des plantes est affectée par des niveaux de chlorure dans le sol tombant en dessous de 2 parties par million. Le sang humain contient en moyenne 0,3 % de chlore. L’os humain contient généralement 900 parties par million de chlore. Les tissus humains contiennent environ 0,2 à 0,5 % de chlore. Il y a un total de 95 grammes de chlore chez un être humain typique de 70 kilogrammes. ^[6]

Une partie du brome sous la forme de l’anion bromure est présente dans tous les organismes. Un rôle biologique du brome chez l’homme n’a pas été prouvé, mais certains organismes contiennent des composés organobromés . Les humains consomment généralement 1 à 20 milligrammes de brome par jour. Il y a généralement 5 parties par million de brome dans le sang humain, 7 parties par million de brome dans les os humains et 7 parties par million de brome dans les tissus humains. Un humain typique de 70 kilogrammes contient 260 milligrammes de brome. ^[6]

Les humains consomment généralement moins de 100 microgrammes d’iode par jour. Une carence en iode peut entraîner une déficience intellectuelle . Les composés organoiodés sont présents chez l’homme dans certaines glandes , en particulier la glande thyroïde , ainsi que dans l’ estomac , l’ épiderme et le système immunitaire . Les aliments contenant de l’iode comprennent la morue , les huîtres , les crevettes , le hareng , les homards , les graines de tournesol , les algues et les champignons .. Cependant, l’iode n’est pas connu pour avoir un rôle biologique dans les plantes. Il y a généralement 0,06 milligramme par litre d’iode dans le sang humain, 300 parties par milliard d’iode dans les os humains et 50 à 700 parties par milliard d’iode dans les tissus humains. Il y a 10 à 20 milligrammes d’iode chez un humain typique de 70 kilogrammes. ^[6]

L’astatine , bien que très rare, a été trouvée en microgrammes dans la terre. ^[6] Il n’a aucun rôle biologique connu en raison de sa radioactivité élevée, de son extrême rareté et a une demi-vie d’environ 8 heures pour l’isotope le plus stable.

Tennessine est purement créé par l’homme et n’a pas d’autres rôles dans la nature.

Toxicité

Les halogènes ont tendance à diminuer en toxicité vis-à-vis des halogènes plus lourds. ^[37]

Le gaz fluor est extrêmement toxique; respirer du fluor à une concentration de 25 parties par million est potentiellement mortel. L’acide fluorhydrique est également toxique, pouvant pénétrer la peau et provoquer des brûlures très douloureuses . De plus, les anions fluorures sont toxiques, mais pas aussi toxiques que le fluor pur. Le fluorure peut être mortel en quantités de 5 à 10 grammes. La consommation prolongée de fluorure au-dessus des concentrations de 1,5 mg/L est associée à un risque de fluorose dentaire , une condition esthétique des dents. ^[38] À des concentrations supérieures à 4 mg/L, il existe un risque accru de développer une fluorose squelettique , une condition dans laquelle les fractures osseuses deviennent plus fréquentes en raison du durcissement des os. Niveaux actuellement recommandés enla fluoration de l’eau , un moyen de prévenir les caries dentaires , varie de 0,7 à 1,2 mg/L pour éviter les effets néfastes du fluorure tout en en récoltant les bénéfices. ^[39] Les personnes dont les niveaux se situent entre les niveaux normaux et ceux requis pour la fluorose squelettique ont tendance à présenter des symptômes similaires à ceux de l’ arthrite . ^[6]

Le chlore gazeux est hautement toxique. Respirer du chlore à une concentration de 3 parties par million peut provoquer rapidement une réaction toxique. Respirer du chlore à une concentration de 50 parties par million est très dangereux. Respirer du chlore à une concentration de 500 parties par million pendant quelques minutes est mortel. Respirer du chlore gazeux est très douloureux. ^[37]

Le brome pur est quelque peu toxique mais moins toxique que le fluor et le chlore. Cent milligrammes de brome sont mortels. ^[6] Les anions de bromure sont également toxiques, mais moins que le brome. Le bromure a une dose mortelle de 30 grammes. ^[6]

L’iode est quelque peu toxique, pouvant irriter les poumons et les yeux, avec une limite de sécurité de 1 milligramme par mètre cube. Lorsqu’ils sont pris par voie orale, 3 grammes d’iode peuvent être mortels. Les anions iodure sont pour la plupart non toxiques, mais ils peuvent également être mortels s’ils sont ingérés en grande quantité. ^[6]

L’astatine est très radioactive et donc très dangereuse, mais elle n’a pas été produite en quantités macroscopiques et il est donc très peu probable que sa toxicité soit d’une grande importance pour l’individu moyen. ^[6]

La tennessine ne peut pas être étudiée chimiquement en raison de la courte durée de sa demi-vie, bien que sa radioactivité la rende très dangereuse.

Superhalogène

Certains clusters d’aluminium ont des propriétés de superatome. Ces amas d’aluminium sont générés sous forme d’anions ( Al_−n ^_
avec n = 1, 2, 3, … ) dans de l’hélium gazeux et mis à réagir avec un gaz contenant de l’iode. Lorsqu’il est analysé par spectrométrie de masse, un produit de réaction principal s’avère être Al₁₃je⁻
. ^[40] Ces grappes de 13 atomes d’aluminium avec un électron supplémentaire ajouté ne semblent pas réagir avec l’oxygène lorsqu’il est introduit dans le même flux gazeux. En supposant que chaque atome libère ses 3 électrons de valence, cela signifie que 40 électrons sont présents, ce qui est l’un des nombres magiques pour le sodium et implique que ces nombres sont le reflet des gaz nobles.

Les calculs montrent que l’électron supplémentaire est situé dans le cluster d’aluminium à l’emplacement directement opposé à l’atome d’iode. Le cluster doit donc avoir une affinité électronique plus élevée pour l’électron que l’iode et donc le cluster d’aluminium est appelé un superhalogène (c’est-à-dire que les énergies verticales de détachement d’électrons des fragments qui composent les ions négatifs sont plus grandes que celles de tout atome d’halogène). ^[41] Le composant de cluster dans l’ Al₁₃je⁻
est similaire à un ion iodure ou à un ion bromure. L’ Al lié₁₃je⁻
₂On s’attend à ce que le cluster se comporte chimiquement comme l’ ion triiodure . ^{[42] [43]}

Voir également

Recherchez halogène dans Wiktionary, le dictionnaire gratuit.

• Liaison halogène
• Lampe halogène
• Halogénation
• Interhalogène
• Pseudohalogène

Remarques

1. ^ Le nombre indiqué entre parenthèses fait référence à l’ incertitude de mesure . Cette incertitude s’applique au (x) chiffre(s) le moins significatif (s) du nombre précédant la valeur entre parenthèses (c’est-à-dire, en comptant du chiffre le plus à droite vers la gauche). Par exemple,1.007 94 (7) signifie1,007 94 ± 0,000 07 , tandis que1.007 94 (72) signifie1,007 94 ± 0,000 72 . ^[25]
2. ^ Le poids atomique moyen de cet élément change en fonction de la source de chlore, et les valeurs entre parenthèses sont les limites supérieure et inférieure. ^[26]
3. ^ L’élément n’a pas de nucléides stables et la valeur entre parenthèses indique le nombre de masse de l’ isotope à la plus longue duréede l’élément. ^[26]
4. ^ L’élément n’a pas de nucléides stables et la valeur entre parenthèses indique le nombre de masse de l’ isotope à la plus longue duréede l’élément. ^[26]

Références

1. ^ Jones, Daniel (2017) [1917]. Pierre Roach ; James Hartmann; Jane Setter (dir.). Dictionnaire de la prononciation anglaise . Cambridge : Cambridge University Press. ISBN 978-3-12-539683-8.
2. ^ “Halogène” . Dictionnaire Merriam-Webster .
3. ^ “Halogène” . Dictionary.com Unabridged (en ligne). nd
4. ^ “halogène | Éléments, exemples, propriétés, utilisations et faits | Britannica” . www.britannica.com . Récupéré le 21/03/2022 .
5. ^ “Propriétés chimiques des halogènes – Groupe 7 – les halogènes – Edexcel – GCSE Combined Science Revision – Edexcel” . BBC Bitesize . Récupéré le 21/03/2022 .
6. ^ ^{un bcdefghijklmnopqrstuvw x Emsley , John} ( ^{2011 ) . _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _} Les blocs de construction de la nature . ISBN 978-0199605637.
7. ^ Schweigger, JSC (1811). “Nachschreiben des Herausgebers, die neue Nomenclatur betreffend” [Post-scriptum de l’éditeur concernant la nouvelle nomenclature]. Journal für Chemie und Physik (en allemand). 3 (2): 249-255. Dans. 251, Schweigger a proposé le mot “halogène”: “Man sage dafür lieber mit richter Wortbildung Halogen (da schon in der Mineralogie durch Werner’s Halit-Geschlecht dieses Wort nicht fremd ist) von αλς Salz und dem alten γενειν (dorisch γενεν) zeugen .” (On devrait plutôt dire, avec une morphologie appropriée, “halogène” (ce mot n’est pas étrange puisqu'[il est] déjà en minéralogie via l’espèce “halite” de Werner) de αλς [als] “sel” et de l’ancien γενειν [genein] (dorique γενεν) “engendrer”.)
8. ^ Snelders, HAM (1971). “JSC Schweigger: Son romantisme et sa théorie cristalline électrique de la matière”. Isis . 62 (3): 328–338. doi : 10.1086/350763 . JSTOR 229946 . S2CID 170337569 .
9. ^ En 1826, Berzelius a inventé les termes Saltbildare (formateurs de sel) et Corpora Halogenia (substances salifères) pour les éléments chlore, iode et fluor. Voir : Berzelius, Jacob (1826). “Årsberättelser om Framstegen i Physik och Chemie” [Rapport annuel sur les progrès de la physique et de la chimie]. Arsb. Vétensk. Framsteg (en suédois). Stockholm, Suède : PA Norstedt & Söner. 6 : 187.De p. 187: “De förre af dessa, d. ä. de electronegativa , dela sig i tre klasser : 1) den första innehåller kroppar, som förenade med de electropositiva, omedelbart frambringa salter, hvilka jag derför kallar Saltbildare (Corpora Halogenia). Desse utgöras af chlor, iod och fluor *).” (Les premiers d’entre eux [c’est-à-dire les éléments], les électronégatifs [ceux], sont divisés en trois classes: 1) La première comprend les substances qui, [lorsqu’elles] sont unies aux [éléments] électropositifs, produisent immédiatement des sels, et que je nomme donc “formateurs de sel” (substances productrices de sel). Ce sont le chlore, l’iode et le fluor *).)
10. ↑ Le mot « halogène » est apparu en anglais dès 1832 (ou avant). Voir, par exemple : Berzelius, JJ avec AD Bache, trans., (1832) « Un essai sur la nomenclature chimique, préfixé au traité de chimie », The American Journal of Science and Arts , 22 : 248–276 ; voir par exemple p. 263.
11. ^ Page 43, Guide de révision de la chimie Edexcel International GCSE, Curtis 2011
12. ^ Greenwood & Earnshaw 1997 , p. 804.erreur sfn : pas de cible : CITEREFGreenwoodEarnshaw1997 ( aide )
13. ^ ^{un bcd Jim Clark ( 2011} ). “Réactions diverses des halogènes” . Consulté le 27 février 2013 .
14. ^ Jim Clark (2002). “L’ACIDITE DES HALIDERES D’HYDROGENE” . Consulté le 24 février 2013 .
15. ^ “Les faits sur le fluorure d’hydrogène” . 2005. Archivé de l’original le 2013-02-01 . Récupéré le 28/10/2017 .
16. ^ “Chlorure d’hydrogène” . Consulté le 24 février 2013 .
17. ^ “Bromure d’hydrogène” . Consulté le 24 février 2013 .
18. ^ “Faits sur le poison : produits chimiques faibles : iodure d’hydrogène” . Récupéré le 12/04/2015 .
19. ^ ^{un b} Saxena, PB (2007). Chimie des composés interhalogènes . ISBN 9788183562430. Consulté le 27 février 2013 .
20. ^ Gribble, GW (2009). Composés organohalogénés naturels – Une mise à jour complète . ISBN 9783211993224. Consulté le 23 avril 2022 .
21. ^ “La capacité d’oxydation des éléments du groupe 7” . Chemguide.co.uk . Récupéré le 29/12/2011 .
22. ^ “Solubilité du chlore dans l’eau” . Resistoflex.com . Récupéré le 29/12/2011 .
23. ^ “Propriétés du brome” . bromaid.org. Archivé de l’original le 8 décembre 2007.
24. ^ “Iode MSDS” . Hazard.com. 1998-04-21 . Récupéré le 29/12/2011 .
25. ^ “L’incertitude standard et l’incertitude standard relative” . Référence CODATA . Institut national des normes et de la technologie . Récupéré le 26 septembre 2011 .
26. ^ ^{un bcd Wieser} , Michael E ^.; Coplen, Tyler B. (2011). “Poids atomiques des éléments 2009 (rapport technique IUPAC)” (PDF) . Application pure. Chim. 83 (2): 359–396. doi : 10.1351/PAC-REP-10-09-14 . S2CID 95898322 . Récupéré le 5 décembre 2012 .
27. ^ ^{un b} Lide, DR, le rédacteur. (2003). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84e éd.). Boca Raton, Floride : CRC Press.
28. ^ Slater, JC (1964). “Rayons atomiques dans les cristaux”. Journal de physique chimique . 41 (10): 3199–3205. Bib code : 1964JChPh..41.3199S . doi : 10.1063/1.1725697 .
29. ^ Bonchev, Danail; Kamenska, Verginia (1981). “Prédire les propriétés des 113–120 éléments transactinides”. Le Journal de chimie physique . 85 (9): 1177-1186. doi : 10.1021/j150609a021 .
30. ^ “Obtenez des faits sur l’élément Astatine” . www.thinkco.com . Consulté le 12 novembre 2021 .
31. ^ ^{un bcdef ” Combien savez -vous de l’élément Tennessine} ?” . www.thinkco.com . Consulté le 12 novembre 2021 .
32. ^ “Tableau périodique des éléments Web » Tennessine » propriétés des atomes libres” . www.webelements.com . Consulté le 12 novembre 2021 .
33. ^ Morss, Lester R.; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (2006). Morss, Lester R; Edelstein, Norman M; Fuger, Jean (dir.). La chimie des éléments actinides et transactinides . La chimie des éléments actinides et transactinides . Dordrecht, Pays-Bas : Springer Science+Business Media . Bibcode : 2011tcot.book…..M . doi : 10.1007/978-94-007-0211-0 . ISBN 978-94-007-0210-3.
34. ^ “La lampe halogène” . Centre technique Edison . Récupéré le 05/09/2014 .
35. ^ Thomas, G. (2000). Chimie médicinale une introduction . John Wiley & Sons, West Sussex, Royaume-Uni. ISBN 978-0-470-02597-0.
36. ^ Fawell, J. “Fluor dans l’eau potable” (PDF) . Organisation mondiale de la santé . Récupéré le 10 mars 2016 .
37. ^ ^{un b} Gray, Théodore (2010). Les éléments . ISBN 9781579128951.
38. ^ Fawell, J.; Bailey, K.; Chilton, J.; Dahi, E.; Fewtrell, L.; En ligneMagara, Y. (2006). “Lignes directrices et normes” (PDF) . Fluorure dans l’eau potable . Organisation mondiale de la santé. p. 37–9. ISBN 978-92-4-156319-2.
39. ^ “Déclaration du CDC sur le rapport 2006 du Conseil national de recherches (NRC) sur le fluorure dans l’eau potable” . Centres pour le Contrôle et la Prévention des catastrophes. 10 juillet 2013. Archivé de l’original le 9 janvier 2014 . Consulté le 1er août 2013 .
40. ^ Bergeron, DE; Castleman, A. Welford; Morisato, Tsuguo; En ligneKhanna, Shiv N. (2004). “Formation d’Al ₁₃ I ^– : Preuve du caractère superhalogène d’Al ₁₃ “. Sciences . 304 (5667) : 84–7. Bibcode : 2004Sci…304…84B . doi : 10.1126/science.1093902 . PMID 15066775 . S2CID 26728239 .
41. ^ Giri, Santanab; Behera, Swayamprabha; Iéna, Puru (2014). “Les superhalogènes en tant que blocs de construction d’électrolytes sans halogène dans les batteries lithium-ion †”. Angewandte Chimie . 126 (50) : 14136. Bibcode : 2014AngCh.12614136G . doi : 10.1002/ange.201408648 .
42. ^ Boule, Philip (16 avril 2005). “Un nouveau type d’alchimie”. Nouveau scientifique .
43. ^ Bergeron, DE; Gardon, PJ; Castleman, AW; Jones, NON ; Khanna, SN (2005). “Al Cluster Superatoms comme halogènes dans les polyhalogénures et comme terres alcalines dans les sels d’iodure”. Sciences . 307 (5707): 231–5. Bibcode : 2005Sci…307..231B . doi : 10.1126/science.1105820 . PMID 15653497 . S2CID 8003390 .

Lectures complémentaires

• Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Chimie des éléments (2e éd.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.