Réactions des halogènes

Que sont les halogènes ?

Fig. 1 - Les halogènes

Leshalogènes peuvent réagir de plusieurs façons. Ils peuvent :

• Déplacer d'autres halogènes.

• Réagir avec l'hydrogène.

• Réagir avec les métaux.

• Réagir avec l'hydroxyde de sodium.

• Réagir avec les alcanes, le benzène et d'autres molécules organiques.

Nous allons explorer ces réactions dans la suite de cet article.

Réactions des halogènes en tant qu'agents oxydants

Les halogènes peuvent agir en tant qu'agents oxydants.

Tu connais peut-être déjà l'acronyme OIL RIG. Il t'aide à te souvenir du mouvement des électrons dans les réactions d'oxydoréduction :

Fig. 2 - L'acronyme OIL RIG

De même, il existe un autre acronyme, RAD OAT. Il t'aide à te souvenir des actions des agents oxydants et réducteurs, encore une fois en termes d'électrons :

Fig. 3 - Le sigle RAD OAT

Cela signifie qu'un agent oxydant prend des électrons à une autre espèce et en gagne lui-même. Il est réduit.

En général, le pouvoir oxydant des halogènes diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. En fait, le fluor est l'un des agents oxydants les plus puissants qui soient !

Réactions de déplacement des halogènes

Un exemple de réaction d'oxydation impliquant des halogènes est une réaction de déplacement.

En principe, ces réactions sont assez simples. Un halogène plus réactif déplace un halogénure moins réactif d'une solution aqueuse:

• Les atomes d'halogène plus réactifs oxydent les ions halogénures moins réactifs.
• Les ions halogénures perdent des électrons et forment des atomes d'halogène. Ils sont oxydés.
• Les atomes d'halogène gagnent des électrons pour former des ions halogénure. Ils sont réduits.

Supposons que tu aies une solution de bromure de sodium à laquelle tu ajoutes du chlore. Les halogènes sont de moins en moins réactifs au fur et à mesure que l'on descend dans le tableau périodique, ce qui signifie que le chlore est plus réactif que le brome.

Fig. 4 - Réactivité des halogènes

Les atomes de chlore déplacent donc les ions bromure d'une solution aqueuse. Les ions bromure sont oxydés et perdent des électrons, tandis que les atomes de chlore sont réduits et gagnent des électrons. Les ions bromure forment du brome, et le chlore forme des ions chlorure. Voici l'équation :

${\mathrm{Cl}}_2\left(\mathrm{aq}\right)+2{\mathrm{Br}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)\to 2{\mathrm{Cl}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{Br}}_2\left(\mathrm{aq}\right)$

Tu peux aussi la formuler sous la forme de deux demi-équations :

${\mathrm{Cl}}_2\left(\mathrm{aq}\right)+2{\mathrm{e}}^{-}\to 2{\mathrm{Cl}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)$

$2{\mathrm{Br}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)\to {\mathrm{Br}}_2\left(\mathrm{aq}\right)+2{\mathrm{e}}^{-}$

Nous savons que cette réaction se produit parce que nous pouvons observer un changement de couleur. Les ions bromure donnent à la solution une couleur brun-orange.

Cependant, si tu ajoutes du brome à une solution contenant des ions chlorure, il ne se passera rien - le brome est moins réactif que le chlore. Il n'est pas un agent oxydant assez puissant pour oxyder les ions chlorure.

Le tableau suivant montre les réactions de déplacement entre différentes combinaisons de chlore, de brome, d'iode et leurs ions aqueux, ainsi que les changements de couleur observables. Tu remarqueras que le fluor n'est pas inclus. La raison en est que le fluor est un agent oxydant trop puissant. En fait, il parvient à oxyder l'eau en oxygène, ce qui complique encore la réaction. De même, nous n'avons pas inclus l'astate parce qu'il est à la fois extrêmement rare et très réactif, et que tu ne le rencontreras probablement jamais.

Fig. 5 - Réactions de déplacement des halogènes

Réactions des halogènes avec l'hydrogène

Les halogènes réagissent avec l'hydrogène dans un autre exemple de réaction d'oxydoréduction. Ils forment un halogénure d'hydrogène, HX. Comme dans les réactions de déplacement que nous avons examinées plus haut, les halogènes agissent comme des agents oxydants, et leur réactivité diminue donc au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe.

Par exemple, le fluor et l'hydrogène réagissent de manière explosive pour donner du fluorure d'hydrogène gazeux :

${\mathrm{F}}_2\left(\mathrm{g}\right)+{\mathrm{H}}_2\left(\mathrm{g}\right)\to 2\mathrm{HF}\left(\mathrm{g}\right)$

L'hydrogène est oxydé et perd des électrons, tandis que le fluor est réduit et gagne des électrons.

Cependant, l'iode et l'hydrogène ne réagissent que partiellement. Le mélange forme un équilibre :

${\mathrm{I}}_2\left(\mathrm{g}\right)+{\mathrm{H}}_2\left(\mathrm{g}\right)\rightleftharpoons 2\mathrm{HI}\left(\mathrm{g}\right)$

Réactions des halogènes avec les métaux

Voyons maintenant quelques exemples de réactions entre les halogènes et les métaux. Toutes ces réactions forment des sels. Là encore, il s'agit de réactions d'oxydoréduction et la réactivité diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe.

Réaction avec le sodium

Les halogènes réagissent vigoureusement avec le sodium métallique chaud pour produire un halogénure de sodium. Ils oxydent le sodium en ions Na(I) avec une charge de +1. Le fluorure, le chlorure, le bromure et l'iodure de sodium sont tous des solides blancs.

Par exemple, la réaction entre le chlore et le sodium :

${\mathrm{Cl}}_2\left(\mathrm{g}\right)+2\mathrm{Na}\left(\mathrm{s}\right)\to 2\mathrm{NaCl}\left(\mathrm{s}\right)$

Réaction avec le fer

Les halogènes peuvent oxyder le fer en ions fer(III). La réaction globale produit un halogénure de fer(III). Cependant, cette réaction ne se produit qu'avec le fluor, le chlore et le brome - l'iode n'est pas un agent oxydant assez puissant pour que la réaction se produise.

Par exemple, la réaction entre le chlore et le fer :

$3{\mathrm{Cl}}_2\left(\mathrm{g}\right)+2\mathrm{Fe}\left(\mathrm{s}\right)\to 2{\mathrm{FeCl}}_3\left(\mathrm{s}\right)$

Réactions des halogènes avec l'hydroxyde de sodium

Une autre réaction d'oxydoréduction impliquant des halogènes est leur réaction avec l'hydroxyde de sodium. Cependant, cette réaction est légèrement différente : c'est un exemple de réaction de disproportionnement.

Examinons la réaction entre le chlore et l'hydroxyde de sodium froid. Les deux réagissent pour produire du chlorure de sodium, du chlorate de sodium(I) et de l'eau :

${\mathrm{Cl}}_2\left(\mathrm{aq}\right)+2\mathrm{NaOH}\left(\mathrm{aq}\right)\to \mathrm{NaCl}\left(\mathrm{aq}\right)+\mathrm{NaClO}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\left(\mathrm{l}\right)$

Regarde les états d'oxydation des composés produits :

• Dans le chlorure de sodium, le chlore a un état d'oxydation de -1. Le chlore a été réduit.
• Dans le chlorate de sodium, le chlore a un état d'oxydation de +1. Le chlore a été oxydé.

L'état d'oxydation du chlore est la réaction de disproportionnement avec l'hydroxyde de sodium. Originaux de StudySmarter

La réaction du chlore avec l'hydroxyde de sodium chaud donne un produit légèrement différent : le chlorate de sodium(V). Dans ce composé, le chlore a un état d'oxydation de +5 :

$3{\mathrm{Cl}}_2\left(\mathrm{aq}\right)+6\mathrm{NaOH}\left(\mathrm{aq}\right)\to 5\mathrm{NaCl}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{NaClO}}_3\left(\mathrm{aq}\right)+3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\left(\mathrm{l}\right)$

Le brome et l'iode réagissent de la même façon. Cependant, tu peux produire du bromate(V) de sodium à une température beaucoup plus basse que celle nécessaire pour fabriquer du chlorate(V) de sodium, car le brome est un meilleur agent réducteur que le chlore. De même, la production d'iodate(V) de sodium est encore plus facile.

En général, alors que les halogènes deviennent de meilleurs agents oxydants au fur et à mesure que l'on monte dans le groupe, ils deviennent de meilleurs agents réducteurs au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe.

Réactions des halogènes avec les molécules organiques

Enfin, les halogènes peuvent réagir avec les molécules organiques. Tu les verras à nouveau dans le cadre de la chimie organique, mais nous allons aussi les examiner maintenant.

Réaction avec les alcanes

Si tu mélanges un alcane avec un halogène et que tu fais briller une lumière UV sur le mélange, les deux molécules réagiront. Les atomes d'halogène remplacent certains des atomes d'hydrogène de l'alcane pour produire un halogénoalcane. Cette réaction est connue sous le nom de substitution radicalaire. Si l'halogène utilisé est le chlore, on parle aussi de chloration.

La substitution par un radical libre peut donner lieu à toute une série de produits. Mais pour donner un exemple, la réaction entre l'éthane et le chlore pourrait produire du chloroéthane :

${\mathrm{CH}}_3{\mathrm{CH}}_3+{\mathrm{Cl}}_2\to {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{CH}}_2\mathrm{Cl}+\mathrm{HCl}$

Réaction avec le benzène

Les halogènes réagissent avec le benzène dans une autre réaction de substitution appelée substitution électrophile. Cette réaction nécessite un catalyseur - soit un halogénure d'aluminium, soit du fer.

Par exemple, la réaction du benzène et du chlore en présence de chlorure d'aluminium produit du chlorobenzène et de l'acide chlorhydrique :

${\mathrm{C}}_6\mathrm{H}{}_6+{\mathrm{Cl}}_2\to {\mathrm{C}}_6{\mathrm{H}}_5\mathrm{Cl}+\mathrm{HCl}$

En ce qui concerne les réactions avec les alcanes et le benzène, la réactivité des halogènes diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. La fluoration du benzène est explosive, alors que l'iodation n'a pas tendance à se produire. De même, il est difficile de faire réagir l'iode avec des alcanes. Le chlore et le brome sont les réactifs préférés. Ces réactions ne sont pas non plus des réactions d'oxydoréduction - il n'y a pas de transfert d'électrons. Au lieu de cela, elles forment des molécules covalentes.

Résumé des réactions des halogènes

Oui, nous savons - nous t'avons donné beaucoup de nouvelles informations ! Mais une fois que tu as compris ce que sont la réactivité et le pouvoir oxydant, la plupart des réactions des halogènes ne sont pas trop compliquées :

• Plus tu descends dans le groupe, plus le pouvoir oxydant diminue.
• Plus tu descends dans le groupe, plus le pouvoir réducteur augmente.