Halogènes

Les propriétés physiques des halogènes

Sous pressions atmosphériques et à température ambiante, les halogènes sont constitué de molécules diatomiques aux états et couleurs suivants :

• l’iode : un solide violet,
• le brome : un liquide rouge,
• le chlore : un gaz vert pâle,
• le fluor : un gaz jaune.

Quant à l’astate, il est radioactif. Il est connu en très petites quantités et sa demi-vie est de seulement quelques heures.

La polarisabilité des halogènes augmente avec le numéro atomique. Il s’agit de la faculté d’une structure à se déformer sous l’action d’un champ électrique. Ce qui accroît simultanément la force de dispersion de London au sein des corps simples. Par conséquent, la température d’ébullition et de fusion augmente. À l’inverse, l’énergie d’ionisation et l’électronégativité de ces éléments diminuent.

Les propriétés physiques des halogènes sont présentées dans le tableau suivant :

Les molécules d’halogènes

Les halogènes produisent des molécules homonucléaires diatomiques X₂ :

• Fluor : il forme une molécule F₂ ;
• Brome : cet élément forme une molécule Br₂ ;
• Chlore : il produit une molécule Cl₂ ;
• Iode : cet élément forme une molécule I_2.

La longueur de la liaison entre les atomes croît avec leur rayon atomique. Le tableau suivant récapitule ces longueurs suivant leur état :

Actuellement, la structure de la molécule At₂ de diastase n’est pas encore bien établie. Les données concernant son observation ne sont pas confirmées. Des études indiquent que cette molécule est inexistante car jamais étudiée, alors que d’autres scientifiques considèrent qu’elle doit exister.

La réaction de l’hydrogène avec les non-métaux

Les halogènes sont réactifs avec des non-métaux à l’instar du carbone, du silicium et du dihydrogène pour donner des halogénures covalents.

La réaction avec les hydrocarbures

Associés aux hydrocarbures, les halogènes produisent des hydrocarbures halogénés. Ceux-ci s’imposent en industrie en tant que matériaux importants. Ils concernent principalement les perfluorocarbures (PFC), les chlorofluorocarbures (CFC) ainsi que le chloroforme (trichlorométhane CHCl₃) .

La réaction chimique avec les solutions aqueuses et l’eau

La liaison du fluor avec de l’eau permet d’obtenir de l’ozone O_3, du dioxygène O_2, et du fluorure d’hydrogène HF. Concernant le brome et le chlore, ils sont modérément hydrosolubles. Ainsi, leurs solutions sont dissociées partiellement en hypohalogénite HXO et en acide halogénohydrique (H⁺,X⁻). Quant à l’iode, celui-ci est moins soluble.

La réaction des halogènes, à l’exception du fluor, avec l’eau peut former une série d’oxoacides. Dans la plupart de ces associations, les halogènes jouent le rôle d’oxydants. Les halogènes les plus légers sont donc capables d’oxyder des anions halogénures lourds.

Les composés chimiques

Les interhalogènes

Les interhalogènes ont comme formule XY_n, où n est une valeur impaire de 1 à 7. X et Y correspondent à des halogènes. Ces composés sont constitués d’au moins deux types d’halogènes. Les molécules d’interhalogènes les plus importantes, par exemple, le trifluorure de chlore CIF₃, sont formées par la réaction d’un plus petit interhalogène avec un halogène pur.

Comparés aux halogènes purs, sauf la molécule de difluor, les interhalogènes sont relativement réactifs. En effet, les combinaisons des molécules d’halogènes homonucléaires sont plus fortes que les liaisons interhalogènes.

Toutefois, les propriétés générales de ces composés chimiques sont similaires à celles des halogènes purs. Par ailleurs, un bon nombre d’interhalogènes sont obtenus par l’association d’atomes de fluor à un halogène lourd. Il est possible de lier cinq atomes de fluor à un atome de brome et de chlore.

Aux conditions normales de pression et de températures, la plupart de ces composés chimiques sont gazeux. Cependant, certains restent liquides, notamment le trifluorure de brome BrF₃. Plusieurs interhalogènes iodés sont solides, c’est le cas du monobromure d’iode IBr.

Les composés interhalogènes disposent de propriétés physico-chimiques intermédiaires par raport à celles de leurs halogènes constitutifs. Par conséquent, le monochlorure de brome BrCl possède un pouvoir d’oxydation supérieur à celui du brome Br₂, mais inférieur à celui du chlore Cl₂. Physiquement, le monochlorure d’iode ICl est similaire au brome Br₂.

On peut se servir des interhalogènes fluorés comme réactifs de fluoration plus doux que le fluor F_2. Il est aussi possible d’ioniser des interhalogènes afin d’obtenir des interhalogénures. L’ion triiodure I₃⁻est formé par réaction entre l’ion iodure I⁻ et la diode I_2. Il se présente comme le paradigme de la plupart des interhalogénures comme I₂Cl⁻. Même si ce dernier est moins courant, il est produit par la liaison entre l’ion chlorure Cl⁻ et I₂.

Les halogénures d’hydrogènes et les acides halogénohydriques

La réaction des halogènes avec l’hydrogène produit des halogénures d’hydrogène :

X₂ + H₂ → 2 HX

HX correspond au fluorure d’hydrogène, le bromure d’hydrogène HBr ainsi que le chlorure d’hydrogène HCI. L’astate se comporte comme un halogène. Par la même réaction, il forme de l’astature d’hydrogène AtH. Par ailleurs, le fluorure d’hydrogène représente le seul halogénure qui puisse donner des liaisons hydrogène.

Lorsque les halogènes sont plus lourds, leur réaction avec l’hydrogène est moins rapide. Même à froid et dans l’obscurité, celle-ci est explosive avec le fluor. Avec le chlore, cette réaction est explosive seulement à chaud et en présence de lumière. Avec l’astate et l’iode, elle reste incomplète et permet d’établir un équilibre chimique.

Les halogénures d’hydrogène se présentent sous forme de gaz à température ambiante. Lorsqu’ils sont associés à l’eau, ils forment des acides halogénohydriques tels que :

• l’acide chlorhydrique ;
• l’acide fluorhydrique ;
• l’acide iodhydrique ;
• l’acide bromhydrique ;
• l’acide astathydrique.

L’acide fluorhydrique est considéré comme un acide faible. Les autres, quant à eux, sont des acides forts. Concernant l’acide astathydrique, il peut se décomposer en hydrogène et en astate.

Les halogénures d’hydrogène se présentent comme des composés toxiques et irritants. Le chlorure et le fluorure d’hydrogène sont particulièrement acides. Le premier est létal lorsqu’il excède 50 ppm dans l’atmosphère. Le second est utilisé dans l’industrie. Très toxique, il peut provoquer des lésions cellulaires ainsi que des œdèmes pulmonaires.

Les halogénures de métaux

Les halogènes produisent plusieurs composés chimiques en réagissant avec le sodium, notamment :

• le chlorure de sodium NaCI ;
• le fluorure de sodium NaF ;
• le bromure de sodium NaBr ;
• l’iodure de sodium Nal ;
• l’astate de sodium NaAt.

Ces réactions forment aussi des flammes orange clair.

Le fer réagit avec le chlore, le fluor ainsi que le brome en vue de produire des halogénures de fer (III). Lié avec de l’iode, il crée de l’iodure de fer(II) Fel₂.

Même à basse température, la paille de fer réagit avec le fluor en formant du fluorure de fer(III) de teinte blanche. Quand le fer réagit avec le chlore à température élevée, du chlorure de (III) FeCl₃ de couleur noire est obtenu. En présence d’humidité, ce dernier présente une teinte brun-rouge. Le fer réagit également avec le brome, ce qui permet de former du bromure de fer(III) FeBr₃ coloré en brun-rouge. Sa liaison avec de l’iode permet de produire de l’iodure de fer(II).

Les oxosels, oxoacides et oxydes

Il existe plusieurs oxydes d’halogène. Pouvant être plus ou moins stables, ils réagissent directement avec l’ozone O₃, le dioxygène O₂ ou encore avec l’oxyde comme H_gO. Au sein de ces oxydes, le fluor conserve son nombre d’oxydation habituel. Cependant, les autres halogènes disposent de nombres d’oxydation variés allant de +I à +VII.

Les anhydrides d’oxoacides possèdent un nombre d’oxydation +I, +III, +V ou encore +VII. Ils sont dénommés halogéneux HXO₂, acide hypohalogéneux HXO, perhalogénique HXO₄ ou halogénique HXO₃. Les sels et les anions de ces oxoacides sont désignés halogénates, hypohalogénite,  perhalogénates ainsi que halogénites.

Les usages pratiques

Les halogènes sont utilisés dans de nombreux secteurs.

La photographie

Les cristaux de bromures, de chlorures et d’iodures d’argent ont pour rôle d’absorber la lumière de certaines couleurs. Ils peuvent aussi réagir avec les révélateurs afin de produire les grains de l’image.

L’éclairage

Les lampes halogènes tirent leur nom de la présence de l’iode ou du brome. L’élément chimique produit une surtension dans le filament de tungstène afin de permettre à celui-ci d’atteindre une température élevée, ce qui donne une couleur plus blanche.

L’utilisation des halogènes dans les lampes comporte de nombreux avantages. L’action entre le tungstène et le dihalogène, à température modérée, forme des halogénures de tungstène. Au chaud, ils se décomposent afin de redonner du dihalogène et du tungstène. Lorsque le filament de tungstène possède une température élevée, il a un plus faible diamètre. Ainsi, il bénéficie d’une forte résistance et donc un effet Joule important.

Lorsque le dihalogène réagit avec du tungstène, il oxyde le filament. Cela génère des produits gazeux WBr_n. Par ailleurs, le bromure de tungstène se présente sous forme de gaz. Cela correspond donc à la partie du filament qui a été vaporisée, celle où le diamètre est le plus grand.

L’halogénure gazeux est décomposé au point le plus chaud de la lampe. Cela permet de déposer du tungstène sur toutes les parties fines du filament. Ainsi, tout le processus (évaporation / redéposition) consiste à transférer le tungstène des parties épaisses vers les parties fines du filament, homogénéisant ainsi son diamètre. Par conséquent, le filament auto-entretenu peut mieux résister à la chaleur que les lampes à incandescence ordinaires.

L’hygiène

Le chlore, qui se présente sous forme d’ion hypochlorite ClO⁻, est utilisé dans de l’eau de Javel. Agent bactéricide et oxydant actif, il est aussi présent dans des produits de blanchiment. Certains oxychlorures sont également utilisés dans des industries.

Le brome, principalement celui sous forme de dibrome, sert à désinfecter les piscines. Plus facile à stocker sous forme de liquide qu’en tant que gaz, cet élément s’avère peu agressif pour les cellules. Il est donc prisé pour assainir les piscines chaudes comme les spas. Cependant, ce réactif est relativement coûteux.

L’iode est souvent utilisé pour la désinfection, en tant que Bétadine ou teinture d’iode.

Le fluor est présent dans des produits d’hygiène dentaire. Notamment, les dentifrices contenant cet élément chimique renforce l’émail des dents. Favorisant la prévention de caries, elles protègent les gencives. Leur utilisation quotidienne permet de maintenir les dents en bonne santé. Cependant, le difluor gazeux est trop réactif. Il est donc très dangereux.

L’alimentation

Omniprésents dans la nature, les halogènes sont très utilisés dans le secteur alimentaire. Ainsi, le chlore fait partie de l’alimentation. On trouve de l’ion chlorure dans le sel de table. Ce dernier se compose essentiellement de chlorure de sodium. Par ailleurs, cet élément chimique se retrouve sous forme moléculaire dans les aliments contenant le sucralose, un édulcorant artificiel.

L’iode est essentiel à la santé humaine. La thyroïde est une glande ayant pour rôle de fixer cet élément chimique et de synthétiser les hormones iodées.