reaktioner och föreningar av halogenerna

fluor är det mest reaktiva elementet i det periodiska systemet och bildar föreningar med alla andra element utom helium, neon och argon. Reaktionerna av fluor med de flesta andra element sträcker sig från kraftig till explosiv; endast O2, N2 och Kr reagerar långsamt. Det finns tre skäl till Fluors höga reaktivitet:

1. eftersom fluor är så elektronegativ kan den ta bort eller åtminstone dela valenselektronerna av praktiskt taget alla andra element.på grund av sin lilla storlek tenderar fluor att bilda mycket starka bindningar med andra element, vilket gör dess föreningar termodynamiskt stabila.
2. f–f-bindningen är svag på grund av avstängning mellan ensamma elektronpar på intilliggande atomer, vilket reducerar både termodynamiska och kinetiska hinder för reaktion.

med högt elektropositiva element bildar fluor joniska föreningar som innehåller f-Jonen med sluten skal. Däremot bildar fluor med mindre elektropositiva element (eller med metaller i mycket höga oxidationstillstånd) kovalenta föreningar som innehåller terminala F-atomer, såsom SF6. På grund av sin höga elektronegativitet och 2s22p5 valenselektronkonfiguration deltar fluor normalt endast i en elektronparbindning. Endast en mycket stark Lewis-syra, såsom AlF3, kan dela ett ensamt par elektroner med en fluoridjon som bildar AlF63−.

oxidativ styrka minskar ned Grupp 17.

halogenerna (X2) reagerar med metaller (M) enligt den allmänna ekvationen

\

För element som uppvisar flera oxidationstillstånd fluor tenderar att producera högsta möjliga oxidationstillstånd och jod det lägsta. Till exempel reagerar vanadin med halogenerna för att ge VF5, VCl4, VBr4 och VI3.

metallhalogenider i oxidationstillståndet +1 eller +2, såsom CaF2, är typiskt Joniska halogenider, som har höga smältpunkter och ofta är lösliga i vatten. När metallets oxidationstillstånd ökar, så gör halogenidens kovalenta karaktär på grund av polarisering av M–X-bindningen. Med sin höga elektronegativitet är fluor den minst polariserbara, och jodid, med den lägsta elektronegativiteten, är den mest polariserbara av halogenerna. Halider av små trivalenta metalljoner såsom Al3+ tenderar att vara relativt kovalenta. Till exempel är AlBr3 ett flyktigt fast ämne som innehåller bromidbryggade al2br6-molekyler. Däremot är halogeniderna av större trivalenta metaller, såsom lantaniderna, väsentligen Joniska. Indiumtribromid (InBr3) och lantanidtribromid (LnBr3) är till exempel alla fasta ämnen med hög smältpunkt som är ganska lösliga i vatten.

När oxidationstillståndet för metallen ökar ökar den kovalenta karaktären hos motsvarande metallhalogenider också på grund av polarisering av M–X-bindningen.

alla halogener reagerar kraftigt med väte för att ge vätehalogeniderna (HX). Eftersom H–F− bindningen i HF är mycket polariserad (Hmic+ – FMIC -) har flytande HF omfattande vätebindningar, vilket ger den en ovanligt hög kokpunkt och en hög dielektrisk konstant. Som ett resultat är flytande HF ett polärt lösningsmedel som på vissa sätt liknar vatten och flytande ammoniak; efter en reaktion kan produkterna återvinnas helt enkelt genom att avdunsta HF-lösningsmedlet. (Vätefluorid måste dock hanteras med stor försiktighet, eftersom kontakt med HF med hud orsakar utomordentligt smärtsamma brännskador som är långsamma att läka.) Eftersom fluor har en hög affinitet för kisel används vattenhaltig fluorvätesyra för att etsa glas och lösa upp SiO2 för att ge lösningar av den stabila SiF62− Jonen.

glas Etsat med väteflourid. Med undantag för fluor reagerar alla halogener med vatten i en disproportioneringsreaktion, där X är Cl, Br eller I:

\

de mest stabila oxoaciderna är perhalinsyrorna, som innehåller halogenerna i sitt högsta oxidationstillstånd (+7). Syrastyrkorna hos halogenernas oxosyror ökar med ökande oxidationstillstånd, medan deras stabilitet och syrastyrka minskar ner i gruppen. Således är perklorsyra (HOClO3, vanligtvis skrivet som HClO4) en mer potent syra och starkare oxidant än perbromsyra. Även om alla oxosyror är starka oxidanter, reagerar vissa, såsom HClO4, ganska långsamt vid låga temperaturer. Följaktligen är blandningar av halogenoxosyror eller oxoanioner med organiska föreningar potentiellt explosiva om de upphettas eller till och med omrörs mekaniskt för att initiera reaktionen. På grund av explosionsrisken bör oxosyror och oxoanioner av halogenerna aldrig tillåtas komma i kontakt med organiska föreningar.

både syrastyrkan och oxidationskraften hos halogenoxosyror minskar ner i gruppen.

halogenerna reagerar med varandra för att producera interhalogenföreningar, såsom ICl3, BrF5 och IF7. I alla fall är den tyngre halogenen, som har den lägre elektronegativiteten, den centrala atomen. Det maximala oxidationstillståndet och antalet terminala halogener ökar smidigt när joniseringsenergin hos den centrala halogenen minskar och elektronegativiteten hos terminalhalogenen ökar. Beroende på förhållanden reagerar jod med de andra halogenerna för att bilda IFn (n = 1-7), ICl eller ICl3 eller IBr, medan brom reagerar med fluor för att bilda endast BrF, BrF3 och BrF5 men inte BrF7. Interhalogenföreningarna är bland de mest kraftfulla Lewis-syrorna som är kända, med en stark tendens att reagera med halidjoner för att ge komplex med högre koordinationsnummer, såsom IF8-ion:

\

alla Grupp 17 element bildar föreningar i udda oxidationstillstånd (-1, +1, +3, +5, +7). Interhalogenföreningarna är också potenta oxidanter och starka fluoreringsmedel; kontakt med organiska material eller vatten kan resultera i en explosion.

alla Grupp 17 element bildar föreningar i udda oxidationstillstånd (-1, +1, +3, +5, +7), men vikten av de högre oxidationstillstånden minskar i allmänhet ner i gruppen.