الهالوجينات: الخواص الفيزيائية، التفاعلات الكيميائية، الاستخدامات

في هذا المنشور سنتعرف على الهالوجينات ومميزاتها، وتركيبها الذري، وكذلك الخواص الفيزيائية والتفاعلات الكيميائية للهالوجينات، بالإضافة إلى التواجد الطبيعي لها واستخداماتها المتعددة.

ما هي الهالوجينات؟

الهالوجينات هي العناصر الكيميائية التي توجد في المجموعة السابعة عشر (17) من الجدول الدوري، وتتميز بحاجتها لإلكترون واحد فقط للوصول إلى الاستقرار الثماني. وهذه الميزة هي التي جعلتها في مجموعة واحدة؛ كما جعلتها تتشابه في السلوك الكيميائي لها أثناء التفاعلات الكيميائية. ويرمز لها بشكل عام بالرمز X.

وتشمل الهالوجينات؛ الفلور، الكلور، البروم، اليود والأستاتين. وتتميز هذه العناصر بعدة أشياء حيث أنها:

• توجد في شكل جزيئات ثنائية الذرات في درجات الحرارة العادية.
• تصنف ضمن اللافلزات.
• رديئة التوصيل للحرارة والكهرباء.
• تمتلك نقاط انصهارها وغليانها منخفضة.
• تمتلك قيم كهرسلبية عالية، ويعتبر الفلور أكثر العناصر الكيميائية كهرسلبية.
• بسبب النشاط الكيميائية العالي لها يمكن أن تتفاعل مع مكونات الخلايا لذلك فهي سامة.
• تعتبر المجموعة الوحيدة التي تحتوي على عناصر من حالات المادة الثالثة (صلبة، سائلة، غازية).
• تمتلك روائح نفاذة.
• تشكل أملاح بالاتحاد المباشر مع الفلزات.
• جميعها تمتلك سبع إلكترونات في المدار الإلكتروني الأخير، لذلك فهي أحادية التكافؤ وتكافؤها: -1.

التركيب الذري للهالوجينات

يوضح التركيب الذري للهالوجينات الخواص الذرية لها كما في الجدول التالي:

تركيب الهالوجينات

العنصر	الرمز	العدد الذري	مستويات الطاقة الرئيسية	التوزيع الإلكتروني[1]	الكتلة الذرية
الفلور	F	9	K	[He] 2s² 2p⁵	19
الكلور	Cl	17	K, L	[Ne] 3s² 3p⁵	35.5
البروم	Br	35	K, L, M	[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵	80
اليود	I	53	K, L, M, N	[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵	127
الأستاتين	At	85	K, L, M, N, O	[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵	210

الخواص الفيزيائية

تتغير الخواص الفيزيائية للهالوجينات تدريجيا عند الانتقال من أعلى المجموعة إلى الأسفل. نجد العناصر في الأعلى غازات ونمر بالبروم وهو سائل، أما اليود فهو صلب في الحالة الطبيعية. كما في الجدول أدناه:

الخواص الفيزيائية للهالوجينات

الهالوجين	نقطة الانصهار (°C)	نقطة الغليان (°C)	الطور	اللون	الكثافة (g/cm³)[1]	الكهروسالبية	الذوبانية في الماء
الفلور	-219	-188	غاز	عديم اللون	0.0017	3.98	غير منحل
الكلور	-101	-34	غاز	أخضر شاحب	0.0032	3.16	غير منحل
البروم	-7.2	58.8	سائل	بني أحمر	3.1028	3.04	قابل للذوبان
اليود	113.7	184.3	صلب	أسود	4.933	2.66	قابل للذوبان

الخواص و التفاعلات الكيميائية

تتفاعل الهالوجينات بسهولة مع جميع أنواع المعادن، بما في ذلك المجموعات 1 و 2 و 3 والمعادن الانتقالية. كما أنها تتفاعل مع الهيدروجين. عند التفاعل مع المعادن، تشكل الهالوجينات أملاحًا ذات بنية أيونية ضخمة، وعند التفاعل مع الهيدروجين، تشكل هاليدات الهيدروجين[2].

يقل النشاط التفاعلي للهالوجينات عند الانتقال من الأعلى إلى الأسفل خلال المجموعة 7 (أو 17)، وذلك بسبب كبر حجم الذرة. وتكون النواة الموجبة بعيدة داخل الذرة، ما يقلل من قدرتها على جذب إلكترون خارجي نحوها[2]. لذلك يصبح النشاط التفاعلي كالتالي: \(\ce{F>Cl>Be>I>At}\). فيما يلي بعض التفاعلات الكيميائية لعناصر المجموعة 17:

التفاعلات مع الفلزات: تتفاعل الهالوجينات مع الفلزات القلوية (عناصر المجموعة الأولى)؛ وفقا للمعادلة التي تأخذ الصيغة التالية:

\[\text{M + X} \rightarrow \text{MX}\]

حيث:

• M: الفلز
• X: الهالوجين.

أمثلة على تفاعلات الهالوجينات مع الفلزات القلوية:

تتفاعل جميع الهالوجينات مع الصوديوم لتكوين هاليد الصوديوم يعطي هذا التفاعل لهب برتقالي ساطع[3].

تفاعل الكلور مع الصوديوم لتكوين كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) كما في المعادلة: \[\text{Na + Cl} \rightarrow  \text{NaCl}\].

ويتفاعل البروم بنفس الطريقة ولكن بنشاط أقل مع نفس الفلز. يمكن أن يتكون مركب بروميد البوتاسيوم من التفاعل التالي:\[\text{K + Br} \rightarrow \text{KBr}\]

أما فلزات المجموعات الأخرى ستكوِّن مركبات تأخذ صيغ مثل MX2 و MX3. على تكافئها فمثلا الحديد وحده يمكن أن يكون الصيغة FeX2 إذا كان حديد ثنائي، والصيغة FeX3 إذا كان ثلاثي الأكسدة (+3).

التفاعل مع الماء: التفاعل بين الماء والفلور قوي وينتج عنه غاز الأكسجين وفلوريد الهيدروجين كما يلي:

\[\ce{F2(g) + 2H2O(l)} \rightarrow \ce{O2(g) + 4HF(aq)}\]

في حين أن تفاعل الماء مع كل من الكلور والبروم يعطي مركبات الهيبو وحمض الهالوجين[2] كالتالي:

\[\ce{Cl2(g) + H2O(l) -> HCl(aq) + HClO(aq)}\\ \ce{Br2(g) + H2O(l) -> HBr(aq) + HBrO(aq)}\]

وتكون ذوبانية هذين العنصرين مختلفة حيث يذوب الكلور بنسبة 7.1 جرام لكل 100 جرام من الماء. في حين يذوب البروم بنسبة 3.41 جرام في 100 جرام من الماء. أما اليود يذوب بنسبة 0.03 جرام لكل 100 جرام لكن بدون تفاعل[3].

التفاعل مع الهيدروجين: تتحد الهالوجينات مع الهيدروجين بشكل مباشر عبر روابط تساهمية؛ نتيجة لقيمة الفرق في الكهروسلبية الأقل مقارنة بالفلزات. حيث نحصل على هاليدات الهيدروجين؛ وتكون هذه المركبات عديمة اللون، وكلها تذوب في الماء لتكوين أحماض قوية، ما عدا فلوريد الهيدروجين. وتكون قوة الرابطة في هذه المركبات كالتالي: \[\ce{HF>HCl>HBr>HI}\].

التفاعل مع المركبات العضوية: يمكن أن تتفاعل الهالوجينات مع الألكانات في وجود الأشعة فوق البنفسجية. حيث يتم استبدال بعض ذرات الهيدروجين بذرات الهالوجين. ويسمى هذا التفاعل باستبدال الجذور الحرة. يمكنك الحصول على معلومات أكثر في منشورنا عن الخواص والتفاعلات الكيميائية للألكانات. ولكن بشكل عام يتم التفاعل كالاتي:

 \[\ce{Alkane + X ->[\text{UV}] Haloalkane}\]

يمكن هلجنة الألكينات وذلك عن طريق إضافة الهالوجين إلى الرابطة المزدوجة في الألكين، وينتج عن ذلك ثنائي الهاليد[4].

يتبين مما سبق أن الهالوجينات بسبب نشاطها الكيميائية العالي تدخل في عدد واسع من أنواع التفاعلات الكيميائية. يؤدي ذلك إلى تكوين مركبات متنوعة، حيث تشكل أملاح مع الفلزات، وأحماض مع الهيدروجين، بالإضافة إلى الهاليدات العضوية. كل هذا يشير إلى أهمية هذه العناصر في مختلف مجالات الحياة اليومية.

التواجد الطبيعي للهالوجينات

لا يمكن العثور على أي من الهالوجينات في الطبيعة في شكلها العنصري.  وتوجد دائمًا على شكل أملاح أيونات الهاليد (F- وCl- وBr- وI-).  توجد أيونات الفلورايد في المعادن مثل الفلوريت (CaF2) والكرايوليت (Na3AlF6).

 توجد أيونات الكلوريد في الملح الصخري (NaCl)، والمحيطات، والتي تبلغ نسبة الكلوريد فيها 2% تقريبًا من حيث الوزن. وفي البحيرات التي تحتوي على نسبة عالية من الملح، مثل البحيرة المالحة الكبرى في ولاية يوتا، والتي تبلغ 9% Cl-.  ايون بالوزن.

 تم العثور على كل من أيونات البروميد واليوديد بتركيزات منخفضة في المحيطات، وكذلك في الآبار المالحة في لويزيانا وكاليفورنيا وميشيغان[5].

استخدامات الهالوجينات

تجد الهالوجينات استخدامات في الكثير من المجالات بما في ذلك:

1. المطهرات: يُستخدم الكلور والبروم كمطهرات في معالجة المياه.
2. الطب: اليود يستخدم في مطهرات وأدوية الغدة الدرقية.
3. الإضاءة: مصابيح الهالوجين تستخدم شعيرات التنجستن وغازات الهالوجين.
4. الفلورة: إضافة مركبات الفلور لتعزيز صحة الأسنان.
5. صناعة البوليمرات: الكلور يُستخدم في إنتاج PVC.
6. التصوير الفوتوغرافي: مركبات هاليد الفضة في أفلام التصوير.
7. طفايات الحريق: استخدام محدود لمركبات الهالون بسبب المخاوف البيئية.
8. التحفيز: الهالوجينات كمحفزات في التفاعلات الكيميائية.
9. التخليق العضوي: المركبات المهلجنة في الكيمياء العضوية.
10. الإلكترونيات: استخدام بعض مركبات الهالوجين في صناعة الإلكترونيات.

تسلط هذه التطبيقات المتنوعة الضوء على أهمية الهالوجينات في مختلف الصناعات والحياة اليومية.

المصادر

1. ويكيبيديا. المنشورات المنفصلة عن الهالوجينات
2. https://shiken.ai/chemistry/reactions-of-halogens.
3. Wikipedia contributors. (2023, November 13). Halogen. In Wikipedia, The Free Encyclopedia. Retrieved 11:43, November 19, 2023.
4. https://www.vedantu.com/question-answer/what-is-halogenation-of-alkenes-class-11-chemistry-cbse-611b42a507461461fabaa3f7.
5. https://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch10/group7.php.