Halogène

Les halogènes sont une série chimique constituée des éléments chimiques du groupe 17 du tableau périodique aussi appelé groupe VII ou VIIA : le fluor ₉F, le chlore ₁₇Cl, le brome ₃₅Br, l’iode ₅₃I et l’astate ₈₅At.

Le mot « halogène » vient du grec hals qui veut dire sel, et gene qui porte l'idée d'engendrer.

Dans la nature, à 0 °C sous la pression atmosphérique, on les trouve sous forme de molécules diatomiques : à l'état gazeux pour le difluor F₂ et le dichlore Cl₂, liquide pour le dibrome Br₂ et solide pour le diiode I₂ et l’astate.

Leur configuration électronique est de la forme ns np : ils possèdent sept électrons dans leur couche électronique la plus extérieure. Cette configuration électronique est plus stable lorsqu’ils gagnent un électron pour former un anion appelé ion halogénure (ion fluorure, ion chlorure, ion bromure, ion iodure et ion astature).

Éclairage

En réagissant avec le tungstène qui s'oxyde et s'évapore du filament d'une lampe pour former l'halogénure gazeux correspondant, un halogène (généralement le brome ou l'iode) limite le dépôt de tungstène sur les parois de verre de quartz plus froides. Puis l'halogénure de tungstène ainsi formé se décompose sur les points les plus chauds du filament ce qui le régénère et allonge la durée de vie des lampes à halogène.

Photographie

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

Le chlore, le brome, l'iode et leurs dérivées comme l'eau de Javel et la teinture d'iode, etc., servent comme désinfectants et comme blanchisseurs (pour le papier et les tissus).

Alimentaire

Le sel de table est le chlorure de sodium.
Les sels de chlore (chlorures) sont nécessaires à la vie terrestre.
Les sels d'iode (iodure) sont nécessaires à la santé humaine, (voir glande thyroïde).
Le sucralose dérive du chlore et du sucre de canne.

Pharmaceutique

De très nombreux médicaments contiennent des halogènes ou des pseudohalogènes (par ex, thiocyanate SCN).

Exemples :

• les agents anesthésiques volatils chloroforme, halothane, enflurane, desflurane, sévoflurane et isoflurane ;
• le bromure de potassium était utilisé comme somnifère ;
• le thiocyanate comme précurseur de l'anion hypothiocyanite dans le cas de médicament pour le traitement de la mucoviscidose, exemple Meveol.

Polymères halogénés

• Fluoropolymères : polytétrafluoroéthylène (PTFE) (Téflon) ; polyfluorure de vinyle (PVF) ; polyfluorure de vinylidène (PVDF) ; éthylène tétrafluoroéthylène (ETFE) ; perfluoroalkoxy (PFA) ; polychlorotrifluoroéthylène (CTFE) ; polydifluoroéthylène.
• Chloropolymères : polychlorure de vinyle (PVC) ; polychlorure de vinyle surchloré (PVC-C) ; polychlorure de vinylidène (PVDC).

Solvants halogénés

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

Comme pour la plupart des groupes du tableau périodique, les propriétés physiques des 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.

Dans cette famille, les éléments réagissent avec des métaux pour former des composés ioniques tels que NaCl et LiF. Les halogènes réagissent aussi avec des non-métaux pour former des composés covalents. Des exemples de composés covalents sont les oxacides (ex. : HClO₃), les oxydes halogénés (ex. : Cl₂O) et les halogénures non-métalliques (ex. : ClF). D’ailleurs, la raison pour laquelle les halogènes sont très réactifs est expliquée par le fait que les éléments du groupe 7A doivent juste gagner un électron pour remplir leur orbitale de valence p et ainsi compléter l’octet. Ceci peut être fait de deux façons :

• gagner un électron provenant d’un métal, pour former un ion négatif tandis que le métal formera un ion positif ;
• partager un électron avec un non-métal pour former une liaison covalente.

En se déplaçant de haut en bas dans le groupe 7A, il y a une augmentation du rayon atomique et une diminution de l’électronégativité.

Les halogènes possèdent la plus grande variation d’électronégativité de tous les groupes du tableau périodique (selon l’échelle de Pauling, X_F = 4,0, X_As = 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) + 2X (aq) → 2F (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.

Dans ce groupe, la configuration électronique est ns np. 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 :

• le rayon atomique et le rayon ionique augmentent de haut en bas ;
• l’énergie d'ionisation et l’électronégativité diminuent de haut en bas.

Ces halogènes réagissent de façon exothermique pour former des composés inter-halogènes. Les molécules les plus simples dans ce domaine sont les molécules diatomiques, comme le ClF ou le BrCl. La formule générale des composés inter-halogènes est XY_n (n= 3,5,7). 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).