Propriétés des halogènes

Définition des halogènes

Les halogènes sont également connus sous le nom de groupe 7 ou groupe 17.

Fig. 1 - Les halogènes, représentés en vert dans le tableau périodique

Selon la personne à qui tu t'adresses, le groupe des halogènes compte cinq ou six membres. Les cinq premiers sont le fluor (F), le chlore (Cl), le brome (Br), l'iode (I) et l'astate (At). Certains scientifiques considèrent également l'élément artificiel ténnessine (Ts) comme un halogène. Bien que la ténnessine suive de nombreuses tendances montrées par les autres halogènes, elle agit aussi étrangement en montrant certaines propriétés des métaux. Par exemple, elle ne forme pas d'ions négatifs. L'astate présente également certaines des propriétés d'un métal. En raison de leur comportement unique, nous ignorerons largement la ténnessine et l'astate pour le reste de cet article.

Comme la plupart des groupes du tableau périodique, les halogènes ont certaines caractéristiques communes. Explorons-en quelques-unes maintenant.

Propriétés physiques des halogènes

Les halogènes sont tous des non-métaux. Ils présentent de nombreuses propriétés physiques typiques des non-métaux.

• Ils sont de mauvais conducteurs de chaleur et d'électricité.

• Lorsqu'ils sont solides, ils sont ternes et cassants.

• Leurs points de fusion et d'ébullition sont bas.

Aspect physique

Les halogènes ont des couleurs distinctes. Ils sont également le seul groupe à couvrir les trois états de la matière à température ambiante. Jette un coup d'œil au tableau ci-dessous.

Voici un schéma qui t'aidera à visualiser ces quatre halogènes.

Fig. 2 - L'aspect physique des quatre premiers halogènes à température ambiante

Rayon atomique

Au fur et à mesure que tu descends dans le groupe du tableau périodique, le rayon atomique des halogènes augmente. Cela s'explique par le fait qu'ils possèdent chacun une couche d'électrons supplémentaire. Par exemple, le fluor a la configuration électronique ^{1s2 2s2 2p5}, et le chlore a la configuration électronique ^{1s22s22p6 3s2 3p5}. Le fluor n'a que deux enveloppes électroniques principales, tandis que le chlore en a trois.

Fig. 3 - Le fluor et le chlore avec leurs configurations électroniques. Remarque que le chlore est un atome plus grand que le fluor.

Points de fusion et d'ébullition

Comme tu peux le constater d'après les états de la matière indiqués dans le tableau ci-dessus, les points de fusion et d'ébullition augmentent au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe des halogènes. Cela s'explique par le fait que les atomes sont plus gros et ont plus d'électrons. De ce fait, ils subissent des forces de van der Waals plus importantes entre les molécules. Ces forces nécessitent plus d'énergie pour être surmontées et augmentent donc les points de fusion et d'ébullition de l'élément.

La volatilité

La volatilité est très étroitement liée aux points de fusion et d'ébullition - c'est la facilité avec laquelle une substance s'évapore. D'après les données ci-dessus, il est facile de voir que la volatilité des halogènes diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Une fois de plus, c'est grâce aux forces de van der Waals. Au fur et à mesure que tu descends dans le groupe, les atomes deviennent plus gros et ont donc plus d'électrons. De ce fait, ils subissent des forces de van der Waals plus fortes, ce qui diminue leur volatilité.

Propriétés chimiques des halogènes

Les halogènes ont également quelques propriétés chimiques caractéristiques. Par exemple :

• Ils ont des valeurs d'électronégativité élevées.
• Ils forment des anions négatifs.
• Ils participent aux mêmes types de réaction, notamment en réagissant avec les métaux pour former des sels, et en réagissant avec l'hydrogène pour former des halogénures d'hydrogène.
• On les trouve sous forme de molécules diatomiques.
• Le chlore, le brome et l'iode sont peu solubles dans l'eau. Il est inutile de s'interroger sur la solubilité du fluor, car il réagit violemment dès qu'il entre en contact avec l'eau !

Examinons quelques tendances en matière de propriétés chimiques au sein du groupe des halogènes.

Électronégativité

Sachant ce que tu sais sur le rayon atomique, peux-tu prédire la tendance de l'électronégativité au fur et à mesure que tu descends dans le groupe des halogènes ? Jette un coup d'œil à la section Polarité si tu as besoin d'un rappel.

À mesure que tu descends dans le groupe du tableau périodique, l'électronégativité des halogènes diminue. Rappelle-toi que l'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer une paire d'électrons partagée. Cherchons à comprendre pourquoi c'est le cas.

Prenons le fluor et le chlore. Le fluor a neuf protons et neuf électrons - deux de ces électrons se trouvent dans une enveloppe électronique interne. Ils protègent la charge de deux des protons du fluor, de sorte que chaque électron de l'enveloppe extérieure du fluor ne ressent qu'une charge de +7. Le chlore a dix-sept protons et dix-sept électrons. Dix de ces électrons se trouvent dans des enveloppes internes, protégeant la charge de dix protons. Comme pour le fluor, chacun des électrons de l'enveloppe extérieure du chlore ne ressent qu'une charge de +7. C'est le cas pour tous les halogènes. Mais comme le rayon atomique du chlore est plus grand que celui du fluor, les électrons de l'enveloppe extérieure ressentent moins fortement l'attraction vers le noyau. Cela signifie que le chlore a une électronégativité plus faible que le fluor.

En général, plus on descend dans le groupe, plus l'électronégativité diminue. En fait, le fluor est l'élément le plus électronégatif du tableau périodique.

Fig. 4 - Électronégativité des halogènes

Affinité électronique

Les facteurs qui influencent l'affinité électronique sont la charge nucléaire, le rayon atomique et le blindage des enveloppes électroniques internes.

Au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe du tableau périodique, la charge nucléaire de l'halogène augmente. Cependant, cette charge nucléaire accrue est compensée par des électrons de protection supplémentaires. Cela signifie que dans tous les halogènes, l'électron entrant ne ressent qu'une charge de +7.

Au fur et à mesure que tu descends dans le groupe, le rayon atomique augmente également. Cela signifie que l'électron entrant est plus éloigné du noyau et ressent donc moins fortement la charge du noyau. Moins d'énergie est libérée lorsque l'atome gagne un électron. Par conséquent, l'affinité des électrons diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe.

Fig. 5 - Affinité électronique des halogènes

Il y a une exception : le fluor. Son affinité électronique est plus faible que celle du chlore. Examinons-le de plus près.

Le fluor a la configuration électronique ^{1s2 2s2 2p5}. Lorsqu'il gagne un électron, celui-ci va dans la sous-coquille 2p. Le fluor est un petit atome et cette sous-coquille n'est pas très grande. Cela signifie que les électrons qui s'y trouvent déjà sont densément regroupés. En fait, leur charge est si dense qu'ils repoussent partiellement l'électron entrant, ce qui compense l'attraction accrue due à la diminution du rayon atomique.

Réactivité

Pour comprendre la réactivité des halogènes, nous devons examiner deux aspects différents de leur comportement : leur capacité d'oxydation et leur capacité de réduction.

Capacité d'oxydation

Les halogènes ont tendance à réagir en gagnant un électron. Cela signifie qu'ils agissent en tant qu'agents oxydants et qu'ils sont eux-mêmes réduits.

Au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, la capacité d'oxydation diminue. En fait, le fluor est l'un des meilleurs agents oxydants qui soient. Tu peux le démontrer en faisant réagir des halogènes avec de la laine de fer.

• Le fluor réagit vigoureusement avec la laine de fer froide - à vrai dire, le fluor réagit instantanément avec presque tout !

• Le chlore réagit rapidement avec la laine de fer chauffée.

• Le brome légèrement chauffé réagit plus lentement avec la laine de fer chauffée.

• L'iode fortement chauffé réagit très lentement avec la laine de fer chauffée.

Pouvoir réducteur

Les halogènes peuvent également réagir en perdant des électrons. Dans ce cas, ils agissent comme des agents réducteurs et sont eux-mêmes oxydés.

Le pouvoir réducteur des halogènes augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Par exemple, l'iode est un agent réducteur beaucoup plus puissant que le fluor.

Réactivité générale

Comme les halogènes agissent principalement comme des agents oxydants, leur réactivité globale suit une tendance similaire : elle diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Voyons cela un peu plus en détail.

La réactivité d'un halogène dépend beaucoup de sa capacité à attirer les électrons. Tout cela est lié à son électronégativité. Comme nous l'avons déjà découvert, le fluor est l'élément le plus électronégatif. Le fluor est donc extrêmement réactif.

Nous pouvons également utiliser les enthalpies de liaison pour montrer la tendance de la réactivité. Prends l'enthalpie de liaison du carbone, par exemple. L'enthalpie de liaison est l'énergie nécessaire pour rompre une liaison covalente à l'état gazeux, et elle diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Le fluor forme des liaisons beaucoup plus fortes avec le carbone que le chlore - il est plus réactif. Cela s'explique par le fait que la paire d'électrons liée est plus éloignée du noyau, de sorte que l'attraction entre le noyau positif et la paire négative liée est plus faible.

Résistance des liaisons

La dernière propriété chimique des halogènes que nous allons examiner aujourd'hui est la force de leurs liaisons. Nous examinerons à la fois la force de la liaison halogène-halogène (X-X) et la force de la liaison hydrogène-halogène (H-X).

Force de la liaison halogène-halogène

Les halogènes forment des molécules diatomiques X-X. La force de cette liaison halogène-halogène, également connue sous le nom d'enthalpie de liaison, diminue généralement au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Cependant, le fluor est une exception - la liaison F-F est beaucoup plus faible que la liaison Cl-Cl. Jette un coup d'œil au graphique ci-dessous.

Fig. 6 - enthalpie de la liaison halogène-halogène (X-X)

L'enthalpie de liaison dépend de l'attraction électrostatique entre le noyau positif et la paire d'électrons de liaison. Cette attraction dépend à son tour du nombre de protons non protégés de l'atome et de la distance entre le noyau et la paire d'électrons de liaison. Tous les halogènes ont le même nombre d'électrons dans leur sous-coquille externe et ont donc le même nombre de protons non protégés. Cependant, au fur et à mesure que l'on descend de groupe dans le tableau périodique, le rayon atomique augmente, et donc la distance entre le noyau et la paire d'électrons de liaison augmente. Cela diminue la force de la liaison.

Le fluor rompt cette tendance. Les atomes de fluor ont sept électrons dans leur enveloppe extérieure. Lorsqu'ils forment des molécules diatomiques F-F, chaque atome possède une paire d'électrons liants et trois paires d'électrons solitaires. Les atomes de fluor sont si petits que lorsque deux d'entre eux s'assemblent pour former une molécule F-F, les paires d'électrons solitaires d'un atome repoussent assez fortement celles de l'autre atome - à tel point qu'elles diminuent l'enthalpie de la liaison F-F.

Force de la liaison hydrogène-halogène

Les halogènes peuvent également former des molécules H-X diatomiques. La force de la liaison hydrogène-halogène diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, comme tu peux le voir sur le graphique ci-dessous.

Fig. 7 - Enthalpie de la liaison hydrogène-halogène (H-X)

Une fois de plus, cela est dû à l'augmentation du rayon atomique de l'atome d'halogène. Lorsque le rayon atomique augmente, la distance entre le noyau et la paire d'électrons de liaison augmente, et donc la force de la liaison diminue. Mais note que dans ce cas, le fluor suit la tendance. Les atomes d'hydrogène n'ont pas de paires d'électrons solitaires et il n'y a donc pas de répulsion supplémentaire entre l'atome d'hydrogène et l'atome de fluor. C'est pourquoi la liaison H-F est la plus forte de toutes les liaisons hydrogène-halogène.

Utilisations des halogènes

Pour terminer, nous allons nous pencher sur certaines utilisations des halogènes. En fait, ils ont un certain nombre d'applications.

• Le chlore et le brome sont utilisés comme désinfectants dans de nombreuses situations, de la stérilisation des piscines et des plaies au nettoyage de la vaisselle et des surfaces. Dans certains pays, la viande de poulet est lavée au chlore pour la débarrasser de tous les agents pathogènes nocifs, tels que la salmonelle et l'E. coli.

• Les halogènes peuvent être utilisés dans les lampes. Ils améliorent la durée de vie de l'ampoule.

• Nous pouvons ajouter des halogènes aux médicaments pour qu'ils se dissolvent plus facilement dans les lipides. Cela les aide à traverser la bicouche phospholipidique pour pénétrer dans nos cellules.

• Les ions fluor sont utilisés dans le dentifrice, où ils forment une couche protectrice autour de l'émail des dents et l'empêchent d'être attaqué par les acides.

• Le chlorure de sodium est également connu sous le nom de sel de table commun et est essentiel à la vie humaine. De même, nous avons besoin d'iode dans notre corps - il aide à maintenir une fonction thyroïdienne optimale.