Halogène

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1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
     
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu  
**  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr  
     
  Li   Métaux alcalins
  Be   Métaux alcalino-terreux
  La   Lanthanides
  Ac   Actinides
  Sc   Métaux de transition
  Al   Métaux pauvres
  B   Métalloïdes
  H   Non-métaux
  F   Halogènes
  He   Gaz nobles
  Mt   Nature chimique inconnue

Les halogènes sont les éléments chimiques du 17e groupe (colonne) du tableau périodique, anciennement appelé groupe VII ou VIIA : ce sont le fluor 9F, le chlore 17Cl, le brome 35Br, l’iode 53I, l’astate 85At et le tennesse 117Ts. Ces deux derniers éléments étant très radioactifs, et même synthétique pour le dernier, seuls les quatre premiers sont bien caractérisés, et forment une série chimique homonyme aux propriétés très homogènes : particulièrement électronégatifs, ils sont chimiquement très réactifs, leur réactivité décroissant lorsque leur numéro atomique augmente ; le fluor est ainsi le plus réactif d'entre eux, formant des composés avec tous les autres éléments chimiques connus hormis l'hélium et le néon. L'astate appartient au groupe des halogènes mais tend à être classé parmi les métalloïdes plutôt que dans la série (ou famille) des halogènes. Quant au tennesse, il n'a été produit qu'à raison de quelques atomes à la durée de vie très brève, de sorte que ses propriétés physiques et chimiques macroscopiques sont inconnues, ce qui fait qu'il n'est rangé dans aucune famille d'éléments.

À °C et à pression atmosphérique, les corps simples de cette famille sont formés de molécules diatomiques. Leur état standard est gazeux pour le difluor F2 et le dichlore Cl2, liquide pour le dibrome Br2, et solide pour le diiode I2. Ils ne se trouvent généralement pas dans la nature sous cette forme (le difluor a néanmoins été identifié dans l'antozonite[1]). La forme la plus courante, dans la nature est la forme ionique (ions fluorure, chlorure, bromure ou iodure) et, en quantité moins abondante, dans des combinaisons moléculaires, par exemple avec le carbone. C'est le cas des hormones thyroïdiennes iodées par exemple.

La configuration électronique des atomes correspondant est de la forme :

[gaz noble] ns2 np5.

Ces atomes possèdent donc sept électrons dans leur couche électronique extérieure. Pour respecter la règle de l'octet, cette configuration électronique doit être complétée avec un huitième électron. Ces éléments chimiques sont alors sous forme d'anion appelé ion halogénure : ion fluorure, ion chlorure, ion bromure, ion iodure, ion astature[a].

Le mot « halogène » vient du grec ἅλς (halos) qui veut dire sel, et γεννάν (gennán) qui porte l'idée d’engendrer. Le nom « halogène » a été introduit en 1811 pour désigner le dichlore qui était connu pour attaquer les métaux et donner des sels, et a depuis été étendu à toute la série.

Propriétés des corps simples (dihalogènes)[modifier | modifier le code]

Propriétés physiques[modifier | modifier le code]

Comme pour la plupart des groupes du tableau périodique, les propriétés physiques des corps simples du groupe 17 (groupe des halogènes) varient progressivement du haut vers le bas du groupe : pour les halogènes, leur température de fusion et leur température d'ébullition croît en même temps que la polarisabilité de leur cortège électronique : plus cette polarisabilité est grande, plus grande est l'énergie requise pour rompre les liaisons intermoléculaires permettant les changements d'états du plus condensé au moins condensé.

Réactivité chimique[modifier | modifier le code]

Il faut distinguer la réactivité du difluor de celle des autres dihalogènes. Le difluor réagit avec tous les corps simples, y compris quelques gaz nobles (krypton et radon. Les autres dihalogènes réagissent d'autant moins qu'ils sont positionnés en bas de la colonne.

Les corps simples de cette famille chimique réagissent à température ambiante (et en brûlant à chaud) avec presque tous les métaux pour former des composés ioniques tels que NaCl, FeCl3, UI3, etc. Les halogènes réagissent aussi avec la plupart des corps simples non-métalliques (C, H2, Si, etc.) pour former des composés covalents.

Les dihalogènes réagissent également avec de nombreuses molécules pour former une importante variété de composés, tant en chimie organique (ex. avec le méthane pour donner des halométhanes) que inorganique (avec l'eau pour donner des composés des oxacides (ex. : HClO3).

Les dihalogènes réagissent entre eux pour donner des composés interhalogénés (ex. : ClF, ICl3, etc.).

En se déplaçant de haut en bas dans le groupe 7A, l'augmentation du rayon atomique et une diminution de l’électronégativité interprète généralement la diminution de la réactivité des dihalogènes. Il en résulte également une moindre polarité des liaisons chimiques faisant intervenir un halogène.

Les atomes de la famille des halogènes possèdent la plus grande variation d’électronégativité de tous les groupes du tableau périodique (selon l’échelle de Pauling, XF = 4,0, XAt = 2,2).

Dans la plupart des réactions, ces éléments agissent comme agents d’oxydation. Aussi, les halogènes qui sont plus haut dans le groupe peuvent oxyder les anions halogénures qui sont plus bas :

F2 (g) + 2 X(aq) → 2 F(aq) + X2 (aq), où X = Cl, Br, I.

Donc, la capacité d’oxydation de X2 diminue lorsqu’elle descend du groupe 7A tandis que la capacité de réduction de X augmente lorsqu’elle descend du groupe. Plus l’ion est gros, plus il est facile de perdre un électron.

Composés chimiques[modifier | modifier le code]

Propriétés périodiques[modifier | modifier le code]

Dans ce groupe, la configuration électronique est ns2 np5. Ces éléments possèdent une orbitale p à moitié pleine capable de recevoir un électron provenant d’un autre élément, tel un alcalin. Pour le groupe des halogènes :

Énergie d’ionisation et électronégativité des halogènes

Rayon atomique et ionique des halogènes

Chimie des composés inter-halogènes[modifier | modifier le code]

Ces dihalogènes réagissent entre eux de façon exothermique pour former des composés inter-halogènes. Les molécules les plus simples dans ce domaine sont les molécules diatomiques, comme le fluorure de chlore ClF ou le chlorure de brome BrCl. La formule générale des composés inter-halogènes est XYn (n=1, 3,5,7). Le tableau suivant présente les principaux composés inter-halogènes.

Composés inter-halogènes
F Cl Br I At
F F2
Cl ClF, ClF3, ClF5 Cl2
Br BrF, BrF3, BrF5 BrCl Br2
I IF, IF3, IF5, IF7 ICl, (ICl3)2 IBr, IBr5 I2
At AtCl AtBr AtI At2

Les composés interhalogénés possède des propriétés physico-chimiques intermédiaires des dihalogènes qui les constituent. Par exemple, BrCl est plus oxydant que Br2 et moins que Cl2. Ils peuvent à ce titre être utilisés comme réactifs fluorant plus doux que le difluor, connus pour son extrême réactivité.

Dans chaque cas, l’atome central est le moins électronégatif et possède un état positif d’oxydation. Voici quelques exemples :

  • Sn (s) + ClF3 (l) → SnF2 (s) + ClF (g) ;
  • P4 (s) + 5 ClF3 (l) → 4 PF3 (g) + 3 ClF (g) + Cl2 (g) ;
  • 2B2O3 (s) + 4 BrF3 (l) → 4 BF3 (g) + 2 Br2 (l) + 3 O2 (g).

Inter et polyhalogénures[modifier | modifier le code]

Les composés interhalogénés peuvent s'ioniser.

L'ion triodure I3 est un ion de structure géométrique linéaire qui rend bien compte de la solubilité du diiode dans l'eau. Il se forme par réaction directe (en solution aqueuse) de I2 avec I. C'est le stéréotype de nombreux interhalogénures comme I2Cl, moins courant, mais qui se forment de la même façon.

Usages pratiques[modifier | modifier le code]

Éclairage[modifier | modifier le code]

Les lampes dites halogène tiennent leur nom de la présence d'une petite quantité des éléments chimiques brome ou iode introduits pour permettre un survoltage du filament de tungstène, donc pour que celui-ci puisse atteindre une température plus élevée, donc une couleur plus blanche. L'intérêt de la présence d'halogène s'interprète chimiquement. Il est basé sur le fait que les halogénures de tungstène se forment, à température intermédiaire par action directe entre le dihalogène et le tungstène, et se décomposent à haute température en redonnant du tungstène et le dihalogène. Or le filament de tungstène a une température intermédiaire là où il possède son plus gros diamètre (résistance électrique plus faible) et une température élevée là où il possède son plus faible diamètre (forte résistance, donc fort effet Joule).

En réagissant avec le tungstène, le dihalogène oxyde le filament en formant les produits gazeux WBrn, (n = 5 ou 6). Ce bromure de tungstène est gazeux. Cela revient donc à évaporer une partie du filament de la lampe, là où son diamètre est le plus gros.

Cet halogénure gazeux se décompose là où la température de la lampe est la plus élevée. Cela revient à déposer du tungstène sur les parties du filament les plus fines. L'ensemble du processus (évaporation / redéposition) consiste donc à transférer du tungstène des parties épaisses aux parties fines du filament et donc à homogénéiser son diamètre. Ainsi auto-entretenu, le filament supporte d'être chauffé plus qu'une ampoule à incandescence ordinaire.

Photographie[modifier | modifier le code]

Selon le type de film photographique, des cristaux de chlorures, bromures et/ou d'iodures d'argent absorbent la lumière de diverses couleurs. Ces cristaux exposés deviennent capables de réagir avec les révélateurs pour former les grains de l'image.

Hygiène[modifier | modifier le code]

L'élément chimique chlore, sous forme d'ion hypochlorite ClO, présent dans l'eau de Javel est un agent oxydant et bactéricide efficace. Il sert également pour le blanchiment. Sur le plan industriel, certains oxydes de chlore sont également utilisés.

L'élément chimique brome, sous forme de dibrome, est utilisé pour la stérilisation de piscine. Le dibrome, liquide est plus facile à stocker que le dichlore, gazeux, et est moins agressif pour les cellules. Il est intéressant pour les piscines d'eau chaude comme les spas. Mais il reste un réactif coûteux.

L'élément chimique iode est également utilisé pour la désinfection, par exemple avec teinture d'iode ou la bétadine.

L'élément chimique fluor n'est pas utilisé pour l'hygiène. Sous forme de difluor gazeux, il serait bien trop dangereux car trop réactif.

Alimentaire[modifier | modifier le code]

Les halogènes, surtout l'élément chimique chlore, étant omniprésent dans la nature, ils font partie de l'alimentation. L'ion chlorure est présent en particulier dans le sel de table qui est essentiellement constitué de chlorure de sodium. Cet élément chimique se retrouve aussi sous forme moléculaire dans l'alimentation par exemple avec un édulcorant artificiel, le sucralose
L'élément chimique iode est nécessaire à la santé humaine: une glande, la thyroïde est chargée de fixer cet élément chimique et de synthétiser des hormones iodées.

Pharmaceutique[modifier | modifier le code]

De très nombreux médicaments contiennent des halogènes.

Exemples :

Polymères halogénés[modifier | modifier le code]

Solvants halogénés[modifier | modifier le code]

Les hydrocarbures halogénés (fluorés, chlorés, bromés ou iodés) : perchloroéthylène, trichloréthylène, dichlorométhane, chloroforme, tétrachlorométhane (nocifs pour la couche d'ozone).

Notes, références et bibliographie[modifier | modifier le code]

Notes[modifier | modifier le code]

  1. L'astate naturel devrait se présenter essentiellement sous forme d'ions astature, lorsque les atomes d'astate se forment par radioactivité à partir de leurs atomes « parents », en réagissant immédiatement avec leurs atomes voisins. Mais l'extrême rareté de l'astate, due aux très courtes demi-vies radioactives de tous ses isotopes, fait que les ions astature restent isolés les uns des autres dans les minéraux où ils se trouvent.

Références[modifier | modifier le code]

  1. (en) Schmedt auf der Günne J, Mangstl M et Kraus F, « Occurrence of difluorine F2 in nature--insitu proof and quantification by NMR spectroscopy. », Angewandte Chemie (International ed. in English),‎ (PMID 22763992, DOI 10.1002/anie.20120351)

Bibliographie[modifier | modifier le code]

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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