Periodiek systeem/Halogenen

Uit Wikibooks
Naar navigatie springen Naar zoeken springen
Periodiek systeem
  1. Inhoudsopgave
  2. Inleiding
  3. Geschiedenis
  4. Eigenschappen
    1. Edelgassen
    2. Halogenen
    3. Zuurstofgroep
    4. Stikstofgroep
    5. Koolstofgroep
    6. Boorgroep
    7. Overgangsmetalen
    8. Lanthaniden en actiniden
    9. Aardalkalimetalen
    10. Alkalimetalen

Periodieksysteemmaardaneffeietsanders-kolom31.svg

De halogenen (IUPAC groepsnummer 17, vroeger bekend als VIIa) uit het periodiek systeem hebben als kenmerk dat hun buitenste p-schil zeven elektronen bevat. 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.

Omdat waterstof na het opnemen van één elektron een volledig gevulde buitenste schil krijgt, 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 "hals", wat "zout" betekent. En inderdaad vormen de halogenen gemakkelijk (goed in water oplosbare) zouten met metalen. Het bekendste voorbeeld hiervan is ongetwijfeld natriumchloride, triviaal ook wel keukenzout genoemd. In een reactie van een halogeen met waterstof ontstaat HX, wat een zuur is. Naar beneden gaand in de kolom is het gevormde zuur sterker.

Eigenschappen[bewerken]

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:

2Br2 +5F2 => 2BrF5. Broom heeft hier een oxidatie getal +5. In perhalogenaten zoals kaliumperjodaat KIO4 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 KClO4 dat gebaseerd is op het 7+ heptaoxide Cl2O7 (Een vloeistof die kookt bij 82oC en bevriest bij -91,5oC)

Toepassingen[bewerken]

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, wat wil zeggen dat er een van de halogenen aan is toegevoegd op de plaats van een waterstofatoom. Halonen zijn bijzonder stabiele stoffen, 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[bewerken]

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 HF en KF, waarin HF2-. Men gebruikt een koolstofanode en een ijzeren kathode:

HF2- - 2e → F2 + H+ (aan de anode)
2 H+ + 2e → H2 (aan de kathode);

De totale reactie is dan:

2 HF + energie → H2 + F2

Dit mengsel van diwaterstof en difluor is, bij 80°C erg explosief.

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.


De elementen in de halogeengroep zijn:

9
F
17
Cl
35
Br
53
I
85
At

 

Informatie afkomstig van http://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.