reacții și compuși ai halogenilor

fluorul este elementul cel mai reactiv din tabelul periodic, formând compuși cu orice alt element, cu excepția heliului, neonului și argonului. Reacțiile fluorului cu majoritatea celorlalte elemente variază de la viguros la exploziv; numai O2, N2, și Kr reacționează lent. Există trei motive pentru reactivitatea ridicată a fluorului:

1. deoarece fluorul este atât de electronegativ, este capabil să îndepărteze sau cel puțin să împartă electronii de valență ai oricărui alt element.datorită dimensiunilor mici, fluorul tinde să formeze legături foarte puternice cu alte elemente, făcând compușii săi stabili termodinamic.
2. legătura F–F este slabă datorită repulsiei dintre perechile singure de electroni de pe atomii adiacenți, reducând atât barierele termodinamice, cât și cele cinetice la reacție.

cu elemente foarte electropozitive, fluorul formează compuși ionici care conțin ionul F cu coajă închisă. În schimb, cu elemente mai puțin electropozitive (sau cu metale în stări de oxidare foarte ridicate), fluorul formează compuși covalenți care conțin atomi de f terminali, cum ar fi SF6. Datorită electronegativității sale ridicate și a configurației electronice de valență 2s22p5, fluorul participă în mod normal la o singură legătură electron-pereche. Doar un acid Lewis foarte puternic, cum ar fi AlF3, poate împărți o pereche singură de electroni cu un ion de fluor, formând AlF63−.

rezistența oxidativă scade în grupul 17.

halogenii (X2) reacționează cu metalele (M) conform ecuației generale

\

pentru elementele care prezintă stări de oxidare multiple fluorul tinde să producă cea mai mare stare de oxidare posibilă și iodul cea mai mică. De exemplu, vanadiul reacționează cu halogenii pentru a da VF5, VCl4, VBr4 și VI3.

halogenurile metalice în starea de oxidare +1 sau +2, Cum ar fi CaF2, sunt de obicei halogenuri ionice, care au puncte de topire ridicate și sunt adesea solubile în apă. Pe măsură ce starea de oxidare a metalului crește, la fel și caracterul covalent al halogenurii datorită polarizării legăturii M–X. Cu electronegativitatea sa ridicată, fluorura este cea mai puțin polarizabilă, iar iodura, cu cea mai mică electronegativitate, este cea mai polarizabilă dintre halogeni. Halogenurile ionilor metalici trivalenți mici, cum ar fi Al3+ tind să fie relativ covalente. De exemplu, AlBr3 este un solid volatil care conține molecule al2br6 cu punte bromură. În schimb, halogenurile metalelor trivalente mai mari, cum ar fi lantanidele, sunt în esență ionice. De exemplu, tribromura de indiu (InBr3) și tribromura de lantanidă (LnBr3) sunt toate solide cu punct de topire ridicat, care sunt destul de solubile în apă.

pe măsură ce starea de oxidare a metalului crește, caracterul covalent al halogenurilor metalice corespunzătoare crește și datorită polarizării legăturii M–X.

toți halogenii reacționează energic cu hidrogenul pentru a da halogenuri de hidrogen (HX). Deoarece legătura H-F în HF este extrem de polarizată (h sec + – F sec), HF lichid are legături extinse de hidrogen, conferindu-i un punct de fierbere neobișnuit de ridicat și o constantă dielectrică ridicată. Ca rezultat, lichidul HF este un solvent polar care este similar în unele moduri cu apa și amoniacul lichid; după o reacție, produsele pot fi recuperate pur și simplu prin evaporarea solventului HF. (Fluorura de hidrogen trebuie manipulată cu precauție extremă, totuși, deoarece contactul HF cu pielea Provoacă arsuri extraordinar de dureroase, care se vindecă lent.) Deoarece fluorura are o afinitate ridicată pentru siliciu, acidul fluorhidric apos este utilizat pentru etcharea sticlei, dizolvând SiO2 pentru a da soluții de stabil SiF62− ion.

sticlă gravată cu fluorură de hidrogen. Cu excepția fluorului, toți halogenii reacționează cu apa într-o reacție de disproporționare, unde X este Cl, Br sau I:

\

cei mai stabili oxoacizi sunt acizii perhalici, care conțin halogenii în cea mai mare stare de oxidare (+7). Concentrațiile acide ale oxoacizilor halogenilor cresc odată cu creșterea stării de oxidare, în timp ce stabilitatea și rezistența lor acidă scad în jos în grup. Astfel, acidul percloric (HOClO3, de obicei scris ca HClO4) este un acid mai puternic și oxidant mai puternic decât acidul perbromic. Deși toți oxoacizii sunt oxidanți puternici, unii, cum ar fi HClO4, reacționează destul de lent la temperaturi scăzute. În consecință, amestecurile de oxoacizi cu halogen sau oxoanioni cu compuși organici sunt potențial explozivi dacă sunt încălziți sau chiar agitați mecanic pentru a iniția reacția. Din cauza pericolului de explozii, oxoacizii și oxoanionii halogenilor nu trebuie lăsați niciodată să intre în contact cu compușii organici.

atât puterea acidă, cât și puterea oxidantă a oxoacizilor cu halogen scad în jos grupul.

halogenii reacționează între ei pentru a produce compuși interhalogeni, cum ar fi ICl3, BrF5 și IF7. În toate cazurile, halogenul mai greu, care are electronegativitatea inferioară, este atomul central. Starea maximă de oxidare și numărul de halogeni terminali cresc lin pe măsură ce energia de ionizare a halogenului central scade și electronegativitatea halogenului terminal crește. Astfel, în funcție de condiții, iodul reacționează cu ceilalți halogeni pentru a forma IFn (n = 1-7), ICl sau ICl3 sau IBr, în timp ce bromul reacționează cu fluorul pentru a forma doar BrF, BrF3 și BrF5, dar nu BrF7. Compușii interhalogeni sunt printre cei mai puternici acizi Lewis cunoscuți, cu o tendință puternică de a reacționa cu ionii de halogenuri pentru a da complexe cu un număr mai mare de coordonare, cum ar fi ionul IF8:

\

toate elementele din grupa 17 formează compuși în stări de oxidare ciudate (-1, +1, +3, +5, +7). Compușii interhalogeni sunt, de asemenea, oxidanți puternici și agenți puternici de fluorurare; contactul cu materiale organice sau apă poate duce la o explozie.

toate elementele din grupa 17 formează compuși în stări de oxidare impare (-1, +1, +3, +5, +7), dar importanța stărilor de oxidare mai mari scade în general în grup.