Τα αλογόνα στον περιοδικό πίνακα βρίσκονται στα αριστερά των ευγενών αερίων. Αυτά τα πέντε τοξικά μη μεταλλικά στοιχεία βρίσκονται στην ομάδα 7 του περιοδικού πίνακα. Αυτά περιλαμβάνουν φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη. Αν και η αστίνη είναι ραδιενεργή και έχει μόνο βραχύβια ισότοπα, συμπεριφέρεται όπως το ιώδιο και συχνά ταξινομείται ως αλογόνο. Επειδή τα στοιχεία αλογόνου έχουν επτά ηλεκτρόνια σθένους, χρειάζονται μόνο ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο για να σχηματίσουν μια πλήρη οκτάδα. Αυτό το χαρακτηριστικό τα κάνει πιο αντιδραστικά από άλλες ομάδες μη μετάλλων.
Γενικά χαρακτηριστικά
Τα αλογόνα σχηματίζουν διατομικά μόρια (του τύπου X2, όπου το Χ υποδηλώνει άτομο αλογόνου) - μια σταθερή μορφή της ύπαρξης αλογόνων με τη μορφή ελεύθερων στοιχείων. Οι δεσμοί αυτών των διατομικών μορίων είναι μη πολικοί, ομοιοπολικοί και απλοί. Οι χημικές ιδιότητες των αλογόνων τους επιτρέπουν να συνδυάζονται εύκολα με τα περισσότερα στοιχεία, επομένως δεν εμφανίζονται ποτέ ασυνδυασμένα στη φύση. Το φθόριο είναι το πιο ενεργό αλογόνο και η αστατίνη το λιγότερο.
Όλα τα αλογόνα σχηματίζουν άλατα της ομάδας Ι με παρόμοιαιδιότητες. Σε αυτές τις ενώσεις, τα αλογόνα υπάρχουν ως ανιόντα αλογονιδίου με φορτίο -1 (για παράδειγμα, Cl-, Br-). Η κατάληξη -id υποδεικνύει την παρουσία ανιόντων αλογονιδίου. π.χ. το Cl- ονομάζεται "χλωρίδιο".
Επιπλέον, οι χημικές ιδιότητες των αλογόνων τους επιτρέπουν να δρουν ως οξειδωτικοί παράγοντες - να οξειδώνουν μέταλλα. Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αλογόνα είναι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής σε υδατικό διάλυμα. Τα αλογόνα σχηματίζουν απλούς δεσμούς με άνθρακα ή άζωτο σε οργανικές ενώσεις όπου η κατάσταση οξείδωσής τους (CO) είναι -1. Όταν ένα άτομο αλογόνου αντικαθίσταται από ένα άτομο υδρογόνου με ομοιοπολικό δεσμό σε μια οργανική ένωση, το πρόθεμα αλογόνο- μπορεί να χρησιμοποιηθεί με γενική έννοια ή τα προθέματα φθόριο-, χλωρό-, βρώμιο-, ιώδιο- για συγκεκριμένα αλογόνα. Τα στοιχεία αλογόνου μπορούν να διασταυρωθούν για να σχηματίσουν διατομικά μόρια με πολικούς ομοιοπολικούς απλούς δεσμούς.
Το
Χλώριο (Cl2) ήταν το πρώτο αλογόνο που ανακαλύφθηκε το 1774, ακολουθούμενο από το ιώδιο (I2), το βρώμιο (Br 2), φθόριο (F2) και αστατίνη (At, ανακαλύφθηκε τελευταία, το 1940). Το όνομα "αλογόνο" προέρχεται από τις ελληνικές ρίζες hal- ("αλάτι") και -gen ("σχηματίζω"). Μαζί, αυτές οι λέξεις σημαίνουν «σχηματισμός άλατος», υπογραμμίζοντας το γεγονός ότι τα αλογόνα αντιδρούν με τα μέταλλα για να σχηματίσουν άλατα. Χαλίτης είναι το όνομα του ορυκτού αλατιού, ενός φυσικού ορυκτού που αποτελείται από χλωριούχο νάτριο (NaCl). Και τέλος, τα αλογόνα χρησιμοποιούνται στην καθημερινή ζωή - το φθόριο βρίσκεται στην οδοντόκρεμα, το χλώριο απολυμαίνει το πόσιμο νερό και το ιώδιο προάγει την παραγωγή ορμονών.θυρεοειδής.
Χημικά στοιχεία
Το φθόριο είναι ένα στοιχείο με ατομικό αριθμό 9, που συμβολίζεται με το σύμβολο F. Το στοιχειακό φθόριο ανακαλύφθηκε για πρώτη φορά το 1886 απομονώνοντάς το από υδροφθορικό οξύ. Στην ελεύθερη κατάστασή του, το φθόριο υπάρχει ως διατομικό μόριο (F2) και είναι το πιο άφθονο αλογόνο στον φλοιό της γης. Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο στον περιοδικό πίνακα. Σε θερμοκρασία δωματίου, είναι ένα ωχροκίτρινο αέριο. Το φθόριο έχει επίσης σχετικά μικρή ατομική ακτίνα. Το CO του είναι -1, εκτός από τη στοιχειακή διατομική κατάσταση, στην οποία η κατάσταση οξείδωσής του είναι μηδέν. Το φθόριο είναι εξαιρετικά αντιδραστικό και αλληλεπιδρά άμεσα με όλα τα στοιχεία εκτός από το ήλιο (He), το νέο (Ne) και το αργό (Ar). Στο διάλυμα H2O, το υδροφθορικό οξύ (HF) είναι ένα ασθενές οξύ. Αν και το φθόριο είναι έντονα ηλεκτραρνητικό, η ηλεκτραρνητικότητα του δεν καθορίζει την οξύτητα. Το HF είναι ένα ασθενές οξύ λόγω του γεγονότος ότι το ιόν φθορίου είναι βασικό (pH> 7). Επιπλέον, το φθόριο παράγει πολύ ισχυρά οξειδωτικά. Για παράδειγμα, το φθόριο μπορεί να αντιδράσει με το αδρανές αέριο ξένο για να σχηματίσει έναν ισχυρό οξειδωτικό παράγοντα διφθοριούχο ξένο (XeF2). Το φθόριο έχει πολλές χρήσεις.
Το χλώριο είναι ένα στοιχείο με ατομικό αριθμό 17 και χημικό σύμβολο Cl. Ανακαλύφθηκε το 1774 απομονώνοντάς το από υδροχλωρικό οξύ. Στη στοιχειακή του κατάσταση, σχηματίζει ένα διατομικό μόριο Cl2. Το χλώριο έχει πολλά CO: -1, +1, 3, 5 και7. Σε θερμοκρασία δωματίου, είναι ένα ανοιχτό πράσινο αέριο. Δεδομένου ότι ο δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων χλωρίου είναι αδύναμος, το μόριο Cl2 έχει πολύ υψηλή ικανότητα να εισέρχεται σε ενώσεις. Το χλώριο αντιδρά με μέταλλα για να σχηματίσει άλατα που ονομάζονται χλωρίδια. Τα ιόντα χλωρίου είναι τα πιο κοινά ιόντα που βρίσκονται στο θαλασσινό νερό. Το χλώριο έχει επίσης δύο ισότοπα: 35Cl και 37Cl. Το χλωριούχο νάτριο είναι το πιο κοινό από όλα τα χλωριούχα.
Το βρώμιο είναι ένα χημικό στοιχείο με ατομικό αριθμό 35 και σύμβολο Br. Ανακαλύφθηκε για πρώτη φορά το 1826. Στη στοιχειακή του μορφή, το βρώμιο είναι ένα διατομικό μόριο Br2. Σε θερμοκρασία δωματίου, είναι ένα κοκκινοκαφέ υγρό. Το CO του είναι -1, +1, 3, 4 και 5. Το βρώμιο είναι πιο δραστικό από το ιώδιο, αλλά λιγότερο ενεργό από το χλώριο. Επιπλέον, το βρώμιο έχει δύο ισότοπα: 79Br και 81Br. Το βρώμιο εμφανίζεται ως βρωμιούχα άλατα διαλυμένα στο θαλασσινό νερό. Τα τελευταία χρόνια, η παραγωγή βρωμιδίου στον κόσμο έχει αυξηθεί σημαντικά λόγω της διαθεσιμότητας και της μεγάλης διάρκειας ζωής του. Όπως και άλλα αλογόνα, το βρώμιο είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας και είναι εξαιρετικά τοξικός.
Το ιώδιο είναι ένα χημικό στοιχείο με ατομικό αριθμό 53 και σύμβολο I. Το ιώδιο έχει καταστάσεις οξείδωσης: -1, +1, +5 και +7. Υπάρχει ως διατομικό μόριο, I2. Σε θερμοκρασία δωματίου είναι ένα μωβ στερεό. Το ιώδιο έχει ένα σταθερό ισότοπο, το 127I. Ανακαλύφθηκε για πρώτη φορά το 1811με φύκια και θειικό οξύ. Επί του παρόντος, τα ιόντα ιωδίου μπορούν να απομονωθούν στο θαλασσινό νερό. Αν και το ιώδιο δεν είναι πολύ διαλυτό στο νερό, η διαλυτότητά του μπορεί να αυξηθεί χρησιμοποιώντας ξεχωριστά ιωδίδια. Το ιώδιο παίζει σημαντικό ρόλο στο σώμα, συμμετέχοντας στην παραγωγή θυρεοειδικών ορμονών.
Η Αστατίνη είναι ένα ραδιενεργό στοιχείο με ατομικό αριθμό 85 και σύμβολο At. Οι πιθανές καταστάσεις οξείδωσής του είναι -1, +1, 3, 5 και 7. Το μόνο αλογόνο που δεν είναι διατομικό μόριο. Υπό κανονικές συνθήκες, είναι ένα μαύρο μεταλλικό στερεό. Η αστατίνη είναι ένα πολύ σπάνιο στοιχείο, επομένως λίγα είναι γνωστά γι' αυτήν. Επιπλέον, η αστατίνη έχει πολύ μικρό χρόνο ημιζωής, όχι περισσότερο από μερικές ώρες. Παρελήφθη το 1940 ως αποτέλεσμα σύνθεσης. Πιστεύεται ότι η αστατίνη είναι παρόμοια με το ιώδιο. Διαθέτει μεταλλικές ιδιότητες.
Ο παρακάτω πίνακας δείχνει τη δομή των ατόμων αλογόνου, τη δομή του εξωτερικού στρώματος των ηλεκτρονίων.
| Αλογόνο | Διαμόρφωση ηλεκτρονίων |
| Φθόριο | 1s2 2s2 2π5 |
| Χλώριο | 3s2 3p5 |
| Βρώμιο | 3η10 4s2 4p5 |
| Ιώδιο | 4η10 5s2 5π5 |
| Αστατίνη | 4f14 5η106δ2 6π5 |
Παρόμοια δομή του εξωτερικού στρώματος των ηλεκτρονίων καθορίζει ότι οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των αλογόνων είναι παρόμοιες. Ωστόσο, κατά τη σύγκριση αυτών των στοιχείων, παρατηρούνται επίσης διαφορές.
Περιοδικές ιδιότητες στην ομάδα αλογόνου
Οι φυσικές ιδιότητες των απλών ουσιών αλογόνων αλλάζουν με την αύξηση του αριθμού των στοιχείων. Για καλύτερη κατανόηση και μεγαλύτερη σαφήνεια, σας προσφέρουμε αρκετούς πίνακες.
Τα σημεία τήξης και βρασμού της ομάδας αυξάνονται όσο αυξάνεται το μέγεθος του μορίου (F <Cl
Πίνακας 1. Αλογόνα. Φυσικές ιδιότητες: σημεία τήξης και βρασμού
| Αλογόνο | TLing T (˚C) | Σημείο βρασμού (˚C) |
| Φθόριο | -220 | -188 |
| Χλώριο | -101 | -35 |
| Βρώμιο | -7,2 | 58,8 |
| Ιώδιο | 114 | 184 |
| Αστατίνη | 302 | 337 |
Αυξάνεται η ατομική ακτίνα
Το μέγεθος του πυρήνα αυξάνεται (F < Cl < Br < I < At), καθώς αυξάνεται ο αριθμός των πρωτονίων και των νετρονίων. Επιπλέον, όλο και περισσότερα επίπεδα ενέργειας προστίθενται με κάθε περίοδο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα μεγαλύτερο τροχιακό και επομένως αύξηση της ακτίνας του ατόμου.
Πίνακας 2. Αλογόνα. Φυσικές ιδιότητες: ατομικές ακτίνες
| Αλογόνο | Ομοιοπολική ακτίνα (pm) | Ιονική (X-) ακτίνα (pm) |
| Φθόριο | 71 | 133 |
| Χλώριο | 99 | 181 |
| Βρώμιο | 114 | 196 |
| Ιώδιο | 133 | 220 |
| Αστατίνη | 150 |
Η ενέργεια ιονισμού μειώνεται
Αν τα ηλεκτρόνια εξωτερικού σθένους δεν βρίσκονται κοντά στον πυρήνα, τότε δεν θα χρειαστεί πολλή ενέργεια για να αφαιρεθούν από αυτόν. Έτσι, η ενέργεια που απαιτείται για την ώθηση του εξωτερικού ηλεκτρονίου προς τα έξω δεν είναι τόσο υψηλή στο κάτω μέρος της ομάδας στοιχείων, καθώς υπάρχουν περισσότερα επίπεδα ενέργειας. Επιπλέον, η υψηλή ενέργεια ιονισμού αναγκάζει το στοιχείο να εμφανίζει μη μεταλλικές ιδιότητες. Το ιώδιο και η αστατίνη εμφανίζουν μεταλλικές ιδιότητες επειδή η ενέργεια ιονισμού μειώνεται (Στο < I < Br < Cl < F).
Πίνακας 3. Αλογόνα. Φυσικές ιδιότητες: ενέργεια ιονισμού
| Αλογόνο | Ενέργεια ιονισμού (kJ/mol) |
| φθόριο | 1681 |
| χλωρίνη | 1251 |
| βρώμιο | 1140 |
| ιώδιο | 1008 |
| αστατίνη | 890±40 |
Η ηλεκτροαρνητικότητα μειώνεται
Ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους σε ένα άτομο αυξάνεται με την αύξηση των ενεργειακών επιπέδων σε προοδευτικά χαμηλότερα επίπεδα. Τα ηλεκτρόνια είναι προοδευτικά πιο μακριά από τον πυρήνα. Έτσι, ο πυρήνας και τα ηλεκτρόνια δεν έλκονται και τα δύο μεταξύ τους. Παρατηρείται αύξηση της θωράκισης. Επομένως, η ηλεκτροαρνητικότητα μειώνεται με την αύξηση της περιόδου (Στο < I < Br < Cl < F).
Πίνακας 4. Αλογόνα. Φυσικές ιδιότητες: ηλεκτραρνητικότητα
| Αλογόνο | Ηλεκτραρνητικότητα |
| φθόριο | 4.0 |
| χλωρίνη | 3.0 |
| βρώμιο | 2,8 |
| ιώδιο | 2,5 |
| αστατίνη | 2.2 |
Η συγγένεια ηλεκτρονίων μειώνεται
Καθώς το μέγεθος ενός ατόμου αυξάνεται με την περίοδο, η συγγένεια των ηλεκτρονίων τείνει να μειώνεται (B < I < Br < F < Cl). Εξαίρεση αποτελεί το φθόριο, του οποίου η συγγένεια είναι μικρότερη από αυτή του χλωρίου. Αυτό μπορεί να εξηγηθεί από το μικρότερο μέγεθος του φθορίου σε σύγκριση με το χλώριο.
Πίνακας 5. Συγγένεια ηλεκτρονίων των αλογόνων
| Αλογόνο | Συγγένεια ηλεκτρονίων (kJ/mol) |
| φθόριο | -328,0 |
| χλωρίνη | -349,0 |
| βρώμιο | -324,6 |
| ιώδιο | -295,2 |
| αστατίνη | -270,1 |
Η αντιδραστικότητα των στοιχείων μειώνεται
Η αντιδραστικότητα των αλογόνων μειώνεται με την αύξηση της περιόδου (Στο <I
Ανόργανη χημεία. Υδρογόνο + αλογόνα
Ένα αλογονίδιο σχηματίζεται όταν ένα αλογόνο αντιδρά με ένα άλλο, λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο για να σχηματίσει μια δυαδική ένωση. Το υδρογόνο αντιδρά με αλογόνα για να σχηματίσει αλογονίδια HX:
- υδροφθόριο HF;
- υδροχλώριο HCl;
- υδροβρωμιούχο HBr;
- hydroiodine HI.
Αλογονίδια του υδρογόνου διαλύονται εύκολα στο νερό για να σχηματίσουν υδροαλικά (υδροφθορικό, υδροχλωρικό, υδροβρωμικό, υδροϊωδικό) οξέα. Οι ιδιότητες αυτών των οξέων δίνονται παρακάτω.
Τα οξέα σχηματίζονται με την ακόλουθη αντίδραση: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Όλα τα υδραλογονίδια σχηματίζουν ισχυρά οξέα εκτός από το HF.
Η οξύτητα των υδραλογονικών οξέων αυξάνεται: HF <HCl <HBr <HI.
Το υδροφθορικό οξύ μπορεί να χαράξει γυαλί και μερικά ανόργανα φθορίδια για μεγάλο χρονικό διάστημα.
Μπορεί να φαίνεται αντιπαθητικό ότι το HF είναι το πιο αδύναμο υδροαλικό οξύ, καθώς το φθόριο έχει το υψηλότεροηλεκτραρνητικότητα. Ωστόσο, ο δεσμός H-F είναι πολύ ισχυρός, με αποτέλεσμα ένα πολύ ασθενές οξύ. Ένας ισχυρός δεσμός καθορίζεται από ένα μικρό μήκος δεσμού και μια υψηλή ενέργεια διάστασης. Από όλα τα υδραλογονίδια, το HF έχει το μικρότερο μήκος δεσμού και τη μεγαλύτερη ενέργεια διάστασης δεσμού.
Οξοξέα αλογόνου
Τα οξοξέα αλογόνου είναι οξέα με άτομα υδρογόνου, οξυγόνου και αλογόνου. Η οξύτητά τους μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας ανάλυση δομής. Τα οξοξέα αλογόνου παρατίθενται παρακάτω:
- Υποχλωρώδες οξύ HOCl.
- χλωρικό οξύ HClO2.
- χλωρικό οξύ HClO3.
- Περχλωρικό οξύ HClO4.
- Υποχλωρικό οξύ HOBr.
- Βρωμικό οξύ HBrO3.
- Βρωμοϊκό οξύ HBrO4.
- Υοϊοδικό οξύ HOI.
- Ιωδονικό οξύ HIO3.
- Μεθαιοδικό οξύ HIO4, H5IO6.
Σε καθένα από αυτά τα οξέα, ένα πρωτόνιο συνδέεται με ένα άτομο οξυγόνου, επομένως η σύγκριση των μηκών των δεσμών πρωτονίων είναι άχρηστη εδώ. Η ηλεκτροαρνητικότητα παίζει κυρίαρχο ρόλο εδώ. Η όξινη δραστηριότητα αυξάνεται με τον αριθμό των ατόμων οξυγόνου που συνδέονται με το κεντρικό άτομο.
Εμφάνιση και κατάσταση της ύλης
Οι κύριες φυσικές ιδιότητες των αλογόνων μπορούν να συνοψιστούν στον ακόλουθο πίνακα.
| Κατάσταση της ύλης (σε θερμοκρασία δωματίου) | Αλογόνο | Εμφάνιση |
| σκληρό | ιώδιο | μοβ |
| αστατίνη | μαύρο | |
| υγρό | βρώμιο | κόκκινο-καφέ |
| αέριο | φθόριο | παλό μαύρισμα |
| χλωρίνη | ωχροπράσινο |
Εξήγηση εμφάνισης
Το χρώμα των αλογόνων είναι το αποτέλεσμα της απορρόφησης του ορατού φωτός από τα μόρια, το οποίο προκαλεί τη διέγερση των ηλεκτρονίων. Το φθόριο απορροφά το ιώδες φως και επομένως εμφανίζεται ανοιχτό κίτρινο. Το ιώδιο, από την άλλη πλευρά, απορροφά το κίτρινο φως και εμφανίζεται μοβ (το κίτρινο και το μοβ είναι συμπληρωματικά χρώματα). Το χρώμα των αλογόνων γίνεται πιο σκούρο όσο αυξάνεται η περίοδος.
Σε κλειστά δοχεία, το υγρό βρώμιο και το στερεό ιώδιο βρίσκονται σε ισορροπία με τους ατμούς τους, οι οποίοι μπορούν να παρατηρηθούν ως έγχρωμο αέριο.
Αν και το χρώμα της αστατίνης είναι άγνωστο, θεωρείται ότι πρέπει να είναι πιο σκούρο από το ιώδιο (δηλαδή μαύρο) σύμφωνα με το παρατηρούμενο σχέδιο.
Τώρα, αν σας ρωτήσουν: "Χαρακτηρίστε τις φυσικές ιδιότητες των αλογόνων", θα έχετε κάτι να πείτε.
Η κατάσταση οξείδωσης των αλογόνων στις ενώσεις
Συχνά χρησιμοποιείται κατάσταση οξείδωσης αντί για "σθένος αλογόνου". Κατά κανόνα, η κατάσταση οξείδωσης είναι -1. Αλλά εάν ένα αλογόνο είναι συνδεδεμένο με οξυγόνο ή άλλο αλογόνο, μπορεί να πάρει άλλες καταστάσεις:Το CO οξυγόνο -2 έχει προτεραιότητα. Στην περίπτωση δύο διαφορετικών ατόμων αλογόνου συνδεδεμένα μεταξύ τους, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο υπερισχύει και παίρνει CO -1.
Για παράδειγμα, στο χλωριούχο ιώδιο (ICl) το χλώριο έχει CO -1 και το ιώδιο +1. Το χλώριο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το ιώδιο, επομένως το CO του είναι -1.
Στο βρωμικό οξύ (HBrO4) το οξυγόνο έχει CO -8 (-2 x 4 άτομα=-8). Το υδρογόνο έχει συνολική κατάσταση οξείδωσης +1. Η προσθήκη αυτών των τιμών δίνει CO-7. Εφόσον το τελικό CO της ένωσης πρέπει να είναι μηδέν, το CO του βρωμίου είναι +7.
Η τρίτη εξαίρεση στον κανόνα είναι η κατάσταση οξείδωσης του αλογόνου σε στοιχειακή μορφή (X2), όπου το CO του είναι μηδέν.
| Αλογόνο | CO σε ενώσεις |
| φθόριο | -1 |
| χλωρίνη | -1, +1, +3, +5, +7 |
| βρώμιο | -1, +1, +3, +4, +5 |
| ιώδιο | -1, +1, +5, +7 |
| αστατίνη | -1, +1, +3, +5, +7 |
Γιατί η SD του φθορίου είναι πάντα -1;
Η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται με την περίοδο. Επομένως, το φθόριο έχει την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα από όλα τα στοιχεία, όπως αποδεικνύεται από τη θέση του στον περιοδικό πίνακα. Η ηλεκτρονική του διαμόρφωση είναι 1s2 2s2 2p5. Εάν το φθόριο αποκτήσει ένα ακόμη ηλεκτρόνιο, τα εξωτερικά ρ-τροχιακά γεμίζουν πλήρως και αποτελούν μια πλήρη οκτάδα. Επειδή το φθόριο έχειυψηλή ηλεκτραρνητικότητα, μπορεί εύκολα να πάρει ένα ηλεκτρόνιο από ένα γειτονικό άτομο. Το φθόριο σε αυτή την περίπτωση είναι ισοηλεκτρονικό ως προς το αδρανές αέριο (με οκτώ ηλεκτρόνια σθένους), όλα τα εξωτερικά τροχιακά του είναι γεμάτα. Σε αυτή την κατάσταση, το φθόριο είναι πολύ πιο σταθερό.
Παραγωγή και χρήση αλογόνων
Στη φύση, τα αλογόνα βρίσκονται σε κατάσταση ανιόντων, επομένως τα ελεύθερα αλογόνα λαμβάνονται με οξείδωση με ηλεκτρόλυση ή με τη βοήθεια οξειδωτικών παραγόντων. Για παράδειγμα, το χλώριο παράγεται από την υδρόλυση ενός διαλύματος άλατος. Η χρήση των αλογόνων και των ενώσεων τους είναι ποικίλη.
- Φθόριο. Αν και το φθόριο είναι πολύ αντιδραστικό, χρησιμοποιείται σε πολλές βιομηχανικές εφαρμογές. Για παράδειγμα, είναι βασικό συστατικό του πολυτετραφθοροαιθυλενίου (Teflon) και ορισμένων άλλων φθοροπολυμερών. Οι χλωροφθοράνθρακες είναι οργανικές χημικές ουσίες που προηγουμένως χρησιμοποιούνταν ως ψυκτικά και προωθητικά σε αερολύματα. Η χρήση τους έχει σταματήσει λόγω πιθανών επιπτώσεών τους στο περιβάλλον. Έχουν αντικατασταθεί από υδροχλωροφθοράνθρακες. Προστίθεται φθόριο στην οδοντόκρεμα (SnF2) και στο πόσιμο νερό (NaF) για την πρόληψη της τερηδόνας. Αυτό το αλογόνο βρίσκεται στον πηλό που χρησιμοποιείται για την κατασκευή ορισμένων τύπων κεραμικών (LiF), που χρησιμοποιούνται στην πυρηνική ενέργεια (UF6), για την παραγωγή του αντιβιοτικού φθοροκινολόνης, αλουμινίου (Na 3 AlF6), για μόνωση υψηλής τάσης (SF6).
- Το χλώριο έχει επίσης βρει μια ποικιλία χρήσεων. Χρησιμοποιείται για την απολύμανση του πόσιμου νερού και των πισινών. Υποχλωριώδες νάτριο (NaClO)είναι το κύριο συστατικό των λευκαντικών. Το υδροχλωρικό οξύ χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία και στα εργαστήρια. Το χλώριο υπάρχει στο πολυβινυλοχλωρίδιο (PVC) και σε άλλα πολυμερή που χρησιμοποιούνται για τη μόνωση καλωδίων, σωλήνων και ηλεκτρονικών. Επιπλέον, το χλώριο έχει αποδειχθεί χρήσιμο στη φαρμακοβιομηχανία. Τα φάρμακα που περιέχουν χλώριο χρησιμοποιούνται για τη θεραπεία λοιμώξεων, αλλεργιών και διαβήτη. Η ουδέτερη μορφή του υδροχλωριδίου είναι συστατικό πολλών φαρμάκων. Το χλώριο χρησιμοποιείται επίσης για την αποστείρωση του νοσοκομειακού εξοπλισμού και την απολύμανση. Στη γεωργία, το χλώριο είναι ένα συστατικό σε πολλά εμπορικά φυτοφάρμακα: Το DDT (διχλωροδιφαινυλοτριχλωροαιθάνιο) χρησιμοποιήθηκε ως γεωργικό εντομοκτόνο, αλλά η χρήση του έχει διακοπεί.
- Το βρώμιο, λόγω της άκαυσής του, χρησιμοποιείται για την καταστολή της καύσης. Βρίσκεται επίσης στο μεθυλοβρωμίδιο, ένα φυτοφάρμακο που χρησιμοποιείται για τη διατήρηση των καλλιεργειών και την καταστολή των βακτηρίων. Ωστόσο, η υπερβολική χρήση του μεθυλοβρωμιδίου έχει σταδιακά καταργηθεί λόγω της επίδρασής του στη στιβάδα του όζοντος. Το βρώμιο χρησιμοποιείται στην παραγωγή βενζίνης, φωτογραφικού φιλμ, πυροσβεστήρων, φαρμάκων για τη θεραπεία της πνευμονίας και της νόσου Αλτσχάιμερ.
- Το ιώδιο παίζει σημαντικό ρόλο στην καλή λειτουργία του θυρεοειδούς αδένα. Εάν το σώμα δεν λαμβάνει αρκετό ιώδιο, ο θυρεοειδής αδένας μεγεθύνεται. Για την πρόληψη της βρογχοκήλης, αυτό το αλογόνο προστίθεται στο επιτραπέζιο αλάτι. Το ιώδιο χρησιμοποιείται επίσης ως αντισηπτικό. Το ιώδιο βρίσκεται σε διαλύματα που χρησιμοποιούνται γιακαθαρισμός ανοιχτών πληγών, καθώς και σε απολυμαντικά σπρέι. Επιπλέον, το ιωδιούχο ασήμι είναι απαραίτητο στη φωτογραφία.
- Η Αστατίνη είναι ένα ραδιενεργό και αλογόνο σπανίων γαιών, επομένως δεν χρησιμοποιείται ακόμη πουθενά. Ωστόσο, πιστεύεται ότι αυτό το στοιχείο μπορεί να βοηθήσει το ιώδιο στη ρύθμιση των θυρεοειδικών ορμονών.
