Halogeeni

Halogeenit ovat jaksollisen järjestelmän 17. ryhmän, 7. pääryhmän, alkuaineet eli fluori, kloori, bromi, jodi ja astatiini. Jaksollisessa järjestelmässä ne ovat toiseksi oikeanpuolimmaisessa sarakkeessa, ja niiden oikealla puolella ovat vain jalokaasut.

Halogeenien uloimmalta kuorelta puuttuu vain yksi elektroni oktetista. Elektronirakenteensa vuoksi halogeenien yleisin hapetusluku on −I, mutta fluoria lukuun ottamatta ne esiintyvät yhdisteissään myös positiivisilla hapetusluvuilla +I...+VII. Esimerkiksi kloori muodostaa seuraavat anionit: kloridi (Cl⁻), hypokloriitti (ClO⁻), kloriitti (ClO₂⁻), kloraatti (ClO₃⁻) ja perkloraatti (ClO₄⁻), joissa sen hapetusluku on −I, +I, +III, +V ja +VII.

Vapaina alkuaineina halogeenit esiintyvät kaksiatomisina molekyyleinä, joissa on yksinkertaiset, kovalenttiset sidokset. Halogeenit ovat epämetalleista herkimmin reagoivia ja voimakkaita hapettimia. Ne reagoivat herkästi monien metallien kanssa ja muodostavat suoloja, mistä niiden "suolanmuodostajaa" tarkoittava nimityskin johtuu (kreik. halos = suola, gennan = synnyttää). Luonnossa niitä ei esiinny vapaina alkuaineina, vaan ainoastaan yhdisteinä, etupäässä suoloina.

Halogeenien reaktiokyky kasvaa ryhmässä ylöspäin mentäessä. Fluori on siis halogeeneista reaktiokykyisin.

Vapaana alkuaineena esiintyessään halogeenit ovat myrkyllisiä, mutta ioneina kloori ja jodi ovat ihmiselle välttämättömiä. Kloridi-ioneja tarvitaan solunesteissä positiivisten natrium- ja kaliumionien vastapainoksi, ja jodia tarvitaan kilpirauhasten tyroksiini-nimiseen hormoniin.

Ominaisuudet

Fysikaaliset ominaisuudet

Halogeenit esiintyvät alkuainemuodossaan kaksiatomisina molekyyleinä, mutta luonnossa ne esiintyvät hapettuneina tai pelkistyneinä. Fluori ja kloori ovat huoneenlämmössä kaasuja, bromi neste ja jodi ja astatiini kiinteitä. Muutoinkin halogeenien ominaisuudet muuttuvat jaksollisesti siirryttäessä pienemmistä halogeeneista suurempiin: Atomien Van der Waalsin säde kasvaa, samoin alkuainemolekyylien sidospituus kasvaa ja ionisaatioenergia pienenee.^[1]

Halogeenien ominaisuuksia
	Fluori	Kloori	Bromi	Jodi	Astatiini
Sulamispiste °C	–218,6	–101,0	–7,3	113,6	302
Kiehumispiste °C	–188,1	–34,9	59,5	185,2	337
X-X pituus Å	1,43	1,99	2,28	2,66
Ionisaatioentalpia kJ/mol	1681	1255	1140	1008

Kemialliset ominaisuudet

Kaikki halogeenit ovat epämetalleja. Alkuainemuodossaan halogeenit ovat hyvin reaktiivisia. Halogeenit muodostavat helposti metallien kanssa anioneja X^-. Erityisesti hapen ja muiden halogeenien kanssa halogeenit, paitsi fluori, saavat myös positiivisia hapetuslukuja aina seitsemään saakka.^[1]

Vedyn kanssa reagoidessaan halogeenit muodostavat happoja.

Alkuainemuotoisia halogeeneja valmistetaan yleensä elektrolyysin avulla. Fluorin valmistamisessa käytetään yleensä kaliumfluoridin ja vetyfluoridin seosta. Klooria voidaan valmistaa natriumkloridin vesiliuoksesta suoraan elektrolyysin avulla.^[2]

Yhdisteet

Kloori reago metaanin kanssa kloorimetaaniksi, dikloorimetaaniksi, trikloorimetaaniksi tai tetrakloorimetaaniksi. Näistä trikloorimetaani ja tetrakloorimetaani voivat reagoida edelleen fluorivedyn kanssa, jolloin syntyy freoneja. Tetrafluorieteenistä tehdään polytetrafluorieteeniä, joka tunnetaan paremmin nimellä teflon. Halogenit muodostavat yhdisteitä kaikkien metallien kanssa. Metallien ja halogeenien yhdisteitä syntyy usein parhaimmiten korkeissa lämpötiloissa ja joskus myös, kun metalleja liuotetaan vetyä ja halogeneja sisältävässä hapossa. kloridit, bromidit ja jodidit ovat yleensä vesiliukoisia, mutta fluoridit liukenevat huonommin. Vedyn ja halogeenien yhdisteitä valmistetaan happojen avulla. Bromin oksidiyhdisteet ovat vähemmän pysyviä kuin muut halogeenioksidit.^[3]

Esiintyminen

Maaperässä yleisin halogeeni on fluori, jota on 0,065 prosenttia maankuoren massasta. Fluoria esiintyy useissa eri mineraaleissa, kuten kryoliitissa, fluoriitissa ja fluoriapatiitissa. Toiseksi yleisin halogeeni on kloori, jota on 0,055 prosenttia maankuoren massasta. Suurin osa kloorista kuitenkin esiintyy merissä natriumkloridina. Bromi esiintyy alkali- ja maa-alkalimetallien kanssa suoloina ja yleensä kloridin kanssa yhdessä.

Halogeenien käyttö

Kaikki halogeenit tappavat hyvin bakteereja. Tästä syystä halogeeneja, erityisesti klooria, käytetään desinfiointiaineina, esimerkiksi uimahalleissa. Tosin ilmassa yli 30 ppm:n (miljoonasosan) klooripitoisuus tappaa ihmisen puolessa tunnissa, eli halogeeneilla on omat vaaransakin.

Kemianteollisuudessa monia aineita valmistetaan halogenoimalla hiilivetyjä, jolloin halogeeniatomit korvaavat niissä yhden tai useamman vetyatomin. Halogeenien happiyhdisteiden suuren hapetuskyvyn takia niitä käytetään esimerkiksi ilotulitusaineissa ja rakettien polttoaineseoksissa. Halogeeneja käytetään myös muun muassa titaanin jalostuksessa ja PVC-muovin valmistuksessa.

Lähteet

F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo & Manfred Bochmann: Advanced Inorganic Chemistry. New York: Wiley-Interscience, 1999. ISBN 0-471-19957-5 (englanniksi)
N. N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9 (englanniksi)

Viitteet

↑ ^a ^b Cotton s. 547–548
↑ Cotton s. 548–551
↑ Risto Laitinen, Jukka Toivonen: Yleinen ja epäorgaaninen kemia, s. 110-114. Otatieto, 1982. ISBN 951-672-242-3

Aiheesta muualla

Kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Halogeeni Wikimedia Commonsissa

Katso myös

Halogeenilamppu

Tämä kemiaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.

[cotton547_548-1] Cotton s. 547–548

[2] Cotton s. 548–551

[3] Risto Laitinen, Jukka Toivonen: Yleinen ja epäorgaaninen kemia, s. 110-114. Otatieto, 1982. ISBN 951-672-242-3

[1]

[2]

[3]