halogenene

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), ClO^2– (kloritt), ClO^3– (klorat) og ClO^4– (perklorat). Tilsvarende forbindelser og ioner finnes også med brom og jod, som altså i slike forbindelser har oksidasjonstall helt opp til +VII i oksygenforbindelser.

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.

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.

• grunnstoff
• periodesystemet