# Periodiek systeem/Halogenen

| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |
De halogenen (IUPAC groepsnummer 17, vroeger bekend als VIIa) uit het periodiek systeem hebben als kenmerk dat hun buitenste s- en p-schil samen zeven elektronen bevatten. Omdat ze slechts één elektron hoeven op te nemen om de edelgasconfiguratie te bereiken, hebben ze oxidatiegetal -1, en zijn het sterke oxidatoren. Vooral de lichtste in deze groep (fluor) is uiterst reactief.

## Galerij

| 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 117 Ts | Fluor | Chloor | Broom |
| 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 117 Ts | Vloeibare Fluor | Chloor | Broom, gas en vloeistof |
| 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 117 Ts | Jood | Astaat | Tennessine |
| 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 117 Ts | | | ? |
| 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 117 Ts | Kristallen Jood | Emilio Segrè, ontdekker van Astaat | Tennessine, te onbekend |
Omdat waterstof na het opnemen van één elektron een volledig gevulde buitenste schil krijgt, en dan een hydride zoals in natriumhydride vormt, wordt dit element soms ook als halogeen beschouwd. Maar vanwege de andere niet-halogenide eigenschappen is het officieel geen halogeen.
De naam halogeen komt van het Griekse "Άλας", "halas", wat "zout" betekent. En inderdaad vormen de halogenen gemakkelijk (vaak goed in water oplosbare) zouten met veel metalen. Het bekendste voorbeeld hiervan is ongetwijfeld natriumchloride, triviaal ook wel keukenzout genoemd. In een reactie van een halogeen met waterstof ontstaat HX, (X = F, Cl, Br, I) wat een zuur is. Naar beneden gaand in de kolom is het gevormde zuur sterker.

## Eigenschappen

Naar beneden gaand in de kolom neemt de elektronegativiteit en daarmee de sterkte van de oxidator af. De zwaardere elementen kunnen dan ook zelf geoxideerd worden en in hogere oxidatietoestanden voorkomen. Bijvoorbeeld:
       ${\ce {2 Br2 \ + \ 5 F2 \ -> \ 2 BrF5}}$
Broom heeft hier een oxidatie getal +5. In perhalogenaten zoals kaliumperjodaat ${\ce {KIO4}}$ of perchloorzuur, ${\ce {HClO4}}$ kan het oxidatiegetal zelfs +7 belopen.
De oxides van de halogenen (zwaarder dan fluor) zijn alle zuurvormend. Een perchloraat kan bijvoorbeeld gezien worden als een zout van perchloorzuur ${\ce {KClO4}}$ dat gebaseerd is op het 7+ heptaoxide ${\ce {Cl2O7}}$ (Een vloeistof die kookt bij 82 °C en bevriest bij -91,5 °C)

### fluor

Fluor vertoont in meerdere opzichten verschillen met de rest van de stabiele halogenen. Zo zijn de zilverzouten van chloor, broom en jood slecht oplosbaar, maar zilver(I)fluoride juist wel, tot 1,8 kg/liter water. Voor de lithiumzouten ligt het juist andersom: van de andere halogenen is dit zout goed oplosbaar, lithiumfluoride heeft slechts een oplosbaarheid van 2,7 gram/Liter.

## Toepassingen

De vier stabiele halogenen vinden alle belangrijke technische en economische toepassing; een voorbeeld is de halogeenlamp (zie ook de individuele elementen). De zwaarste halogeen (astaat) komt alleen als radioactief isotoop voor met een halfwaardetijd van ongeveer acht uur en is daarom niet geschikt voor zulke toepassingen.
Halonen of HCFK's zijn koolwaterstoffen die gehalogeneerd zijn. Dat wil zeggen dat een of meer van de waterstofatomen vervangen is door een van de halogenen. Halonen zijn bijzonder stabiele stoffen. Zij zijn bestand tegen zeer hoge temperaturen, zodat ze veel gebruikt werden in brandblusapparaten. Chloorfluorkoolstofverbindingen of CFK's zijn koolwaterstoffen waarvan (alle) waterstofatomen zijn vervangen door chloor en/of fluor. CFK's werden in de jaren na 1950 ontwikkeld en gebruikt als koelmiddel en als drijfgas voor spuitbussen. Beide typen stoffen werden uitgefaseerd omdat ze de ozonlaag bleken aan te tasten.
Halonen of HCFK's zijn koolwaterstoffen die gehalogeneerd zijn, wat wil zeggen dat er een van de halogenen aan is toegevoegd op de plaats van een waterstofatoom. Halonen zijn bijzonder stabiele stoffen. Zij zijn bestand tegen zeer hoge temperaturen, zodat ze veel gebruikt werden in brandblusapparaten. Chloorfluorkoolstofverbindingen of CFK's zijn koolwaterstoffen waarvan (alle) waterstofatomen zijn vervangen door chloor en/of fluor. CFK's werden in de jaren na 1950 ontwikkeld en gebruikt als koelmiddel en als drijfgas voor spuitbussen. Beide typen stoffen werden uitgefaseerd omdat ze de ozonlaag bleken aan te tasten.

## Productie

Fluor is het krachtigste oxidans. De stof fluor kan dan ook niet geproduceerd worden door oxidatie van een fluoride. Fluor wordt industrieel geproduceerd door de elektrolyse van een bij 80°C smeltend mengsel van Waterstoffluoride, ${\ce {HF}}$, en kaliumfluoride, ${\ce {KF}}$. In dit mengsel wordt ${\ce {HF2^{-}}}$ gevormd. Men gebruikt een koolstofanode en een ijzeren kathode:
| Anodereactie: | ${\ce {HF2^{-}\ \longrightarrow \ F2\ +\ 2e^{-}\ +\ H^{+}}}$ |
| Kathodereactie: | ${\ce {2H^{+}\ +\ 2e^{-}\ \longrightarrow \ H2}}$ |
| Totaalreactie: | ${\ce {2F^{-}\ +\ H^{+}\ \longrightarrow \ F2\ +\ H2}}$ |
Een mengsel van waterstof- en fluorgas is bij 80 °C erg explosief. Zelfs bij -200°C reageren fluor en waterstof nog heftig met elkaar. Om deze reden wordt de elektrolyse zo uitgevoerd dat de producten ervan zich niet kunnen vermengen.
Chloor kan uit uit een chloride geoxideerd worden door elementair fluor, of een ander sterk oxidans, maar deze manier is zeer duur. Net als fluor wordt chloor geproduceerd door elektrolyse.

## Gegevens

Gegevens van elementen in de stikstofgroep :
| Naam | Smbl | Nr | M | Smpnt | Kkpnt | EN | R$_{th}$ | R$_{cov}$ |
| Fluor | F | 9 | 18,998404 | -220 | -188 | 3,98 | 56 | 50 |
| Chloor | Cl | 17 | 35,453 | -101 | -34 | 3,16 | 79 | 100 |
| Broom | Br | 35 | 79,904 | -10 | 59 | 2,96 | 94 | 115 |
| Jood | I | 53 | 126,9045 | 113,6 | 185,3 | 2,66 | 115 | 140 |
| Astaat | At | 85 | 209,9871 | 302 | 337 | 2,2 | 127 | - |
| Tennessine | Tst | 117 | [291] | - | - | - | - | - |
| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |
* ↑ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Edition, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 0-7506-3365-4.
* ↑ Nederlandstalige Wikipedia, 18 juni 2023.
* ↑ Smeltpunten - behalve van waterstof - zijn afkomstig van de Nederlandstalige Wikipedia (6 juni 2023), de pagina's van de elementen. De daarin opgegeven waarden zijn in Kelvin. Zij zijn omgerekend en naar hetzelfde aantal significante cijfers gezet.
* ↑ Kookpunten - behalve van waterstof - zijn afkomstig van de Nederlandstalige Wikipedia (6 juni 2023), de pagina's van de elementen. De daarin opgegeven waarden zijn in Kelvin. Zij zijn omgerekend en naar hetzelfde aantal significante cijfers gezet.
* ↑ Ontleend aan de gegevens op de Engelstalige Wikipedia (Electronegativity
* ↑ Overgenomen uit de Engelstalige Wikipedia (Atomic radius) op 6 juni 2023. Daarin wordt verwezen naar: Clementi, E.; Raimond, D. L.; Reinhardt, W. P. (1967). Atomic Screening Constants from SCF Functions. II. Atoms with 37 to 86 Electrons. Journal of Chemical Physics 47 (4): 1300–1307. DOI: 10.1063/1.1712084.
* ↑ Overgenomen uit de Engelstalige Wikipedia (Atomic radius) op 6 juni 2023. Daarin wordt verwezen naar: Slater, J. C. (1964). Atomic Radii in Crystals. Journal of Chemical Physics 41 (10): 3199–3205. DOI: 10.1063/1.1725697.