halogenene

Halogenene er grunnstoffene i gruppe 17 i periodesystemet. De omfatter grunnstoffene fluor (F), klor (Cl), brom (Br), jod (I), astat (At) og tenness (Ts).

Faktaboks

Uttale
halogˈenene
Etymologi
gresk halos, ‘salt’, gen, ‘danne’

Disse grunnstoffene står nest sist i hver periode i periodesystemet. De mangler ett elektron for å ha et fullt elektronskall lik nærmeste edelgassatom.

Ved romtemperatur og atmosfæretrykk er fluor og klor gasser, brom en væske, og jod og astat faste stoffer. Astat har bare radioaktive isotoper, er sjeldent og behandles ikke her. Av tenness er det bare laget noen få, svært ustabile atomkjerner.

Egenskaper og forekomst

Halogenene er ikke-metaller. Alle danner molekyler som består av to atomer holdt sammen av en enkeltbinding (X2).

Et halogenatom tar lett opp et ekstra elektron og danner et negativt halogenidion (F, Cl og så videre). Halogenene er derfor reaktive, giftige og sterke oksidasjonsmidler. Reaktiviteten, oksidasjonspotensialet og elektronegativiteten avtar nedover i gruppen som vist i tabellen nederst.

Halogenene finnes i naturen vanligvis som anioner i salter som løses lett i vann. Fluor finnes bare i mindre grad som løselige fluorider. Det mest alminnelige fluoridet som finnes i naturen er flusspat, CaF2.

De ioniske halogenidene kan regnes som salter av halogensyrene, HF (flussyre), HCl (saltsyre), HBr (bromsyre) og HI (jodsyre). De tre siste er sterke syrer, med HI som den sterkeste. HF er en svak syre i vann. Det skyldes sterke hydrogenbindinger mellom HF-molekylene.

Halogener kan også danne kovalente halogenider som CCl4 (karbontetraklorid), PBr3 (fosfortribromid), SF6 (svovelheksafluorid), interhalogener som BrCl (bromklorid) og IF5 (jodpentaflorid) og edelgassforbindelser som XeCl3, (xenontrifluorid) og KrF2 (kryptondifluorid). Det høyeste oksidasjonstallet for noe halogen finner man i interhalogenet IF9, hvor jod har oksidasjonstall +IX.

Flere av disse stoffene er lite reaktive og dermed lite giftige, som for eksempel mange av KFK-gassene (blant annet C2F2Cl6) og plaststoffet polytetrafluoretylen (Teflon, (CF2-CF2)n). Alle halogener kan danne kovalente bindinger til karbon og dermed inngå i organiske forbindelser. Mange slike forbindelser er farlige miljøgifter fordi de brytes svært langsomt ned i naturen, for eksempel DDT (diklordifenyltrikloretan) og PCB (polyklorerte bifenyler).

Alle halogenene kan danne forbindelser med oksygen, og med unntak av fluor får halogenene et positivt oksidasjonstall i slike forbindelser. Fluor danner OF og OF2, og dette er de eneste enkle forbindelsene hvor oksygen har positivt oksidasjonstall. Fordi fluor er det mest elektronegative grunnstoffet, har det aldri annet oksidasjonstall enn –I i forbindelser.

De andre halogenene er mindre elektronegative enn oksygen, og får dermed et positivt oksidasjonstall i forbindelser med oksygen. Klor kan danne oksider som Cl2O og Cl2O7, hvor det har oksidasjonstallene +I og +VII. Alle kloroksidene kan reagere med vann til oksosyrer, som så danner ionene ClO (hypokloritt), ClO2– (kloritt), ClO3– (klorat) og ClO4– (perklorat). Tilsvarende forbindelser og ioner finnes også med brom og jod, som altså i slike forbindelser har oksidasjonstall helt opp til +VII i oksygenforbindelser.

Bruk

Halogenene anvendes for en rekke formål og er av stor teknisk betydning for fremstilling av kunststoffer, insekticider, fargestoffer, farmasøytika med mer, og som blekings- og desinfeksjonsmidler.

Historie

Halogenens utpregede evne til å danne salter lå til grunn for betegnelsen halogener, som ble brukt første gang av Johann Salomo Christoph Schweigger (1779–1857) i 1811 om klor og av Jöns Jacob Berzelius i 1825 om de den gang kjente grunnstoffene fluor, klor og jod. At disse grunnstoffene alene kunne danne salter, vakte stor oppmerksomhet, for den gang mente man at saltene alltid måtte inneholde oksygen.

Noen egenskaper til de stabile halogenene

Navn Fluor Klor Brom Jod
atomnummer Symbol 9F 17Cl 35Br 53I
Relativ atommasse (atomvekt) 18,998 35,453 79,904 126,904
Smeltepunkt i kelvin 53,53 172,17 265,9 386,7
Kokepunkt i kelvin 85,01 239,18 331,9 457,5
Ioneradius i pikometer 133 98 181 220
Tetthet i gram per milliliter væske 1,516 1,507 3,12 4,93 (solid)
Standard reduksjonspotensial i volt 2,87 1,36 1,09 0,535
Forekomst i jordskorpen i deler per million 950 130 0,37 0,14

Kommentarer (2)

skrev John Engebretsen

2:linje: Jod har fått symbolet J. Det skal vel være I?

svarte Bjørn Pedersen

Ja, du har rett. Det er nå rettet. Takk! Bjørn

Kommentaren din publiseres her. Fagansvarlig eller redaktør svarer når de kan.

Du må være logget inn for å kommentere.

eller registrer deg