Els halògens són els elements del grup 17 de la taula periòdica i que tenen configuració electrònica ns² np⁵, i són: fluor (F), clor (Cl), brom (Br), iode (I), àstat (At) i tennes (Ts). El mot "halogen" vol dir "que forma sals", compost de les formes gregues , halo-, 'sal', i de , génos, 'naixement, raça', que significa 'que genera', que produeix'.
Grup 17 Període 2 F 3 Cl 4 Br 5 I 6 At 7 Ts
En la natura, es troben en forma de molècules diatòmiques i en diferents estats: gas (F₂, Cl₂), líquid (Br₂) o sòlid (I₂). Aquests són elements volàtils, que tendeixen a capturar un electró per acabar d'emplenar la seva capa de valència, formant un anió (halur). També tendeixen a reaccionar amb metalls alcalins i alcalinoterris per formar sals iòniques. En augmentar el nombre atòmic Z s'intensifica el color (el fluor és groc pàl·lid, el clor verd, el brom vermell i el iode violat). El clor és el més conegut dels elements halògens. L'element lliure s'utilitza àmpliament com a agent de purificació d'aigua i s'utilitza en diversos processos químics. La sal de taula, el clorur de sodi, és un dels compostos químics més familiars. Els fluorurs són coneguts principalment per la seva addició a subministraments públics d'aigua per evitar la càries, però els fluorurs orgànics també s'utilitzen com a refrigerants i lubricants. El iode és més conegut com a antisèptic i el brom s'utilitza principalment per preparar compostos de brom que s'utilitzen en ignífugs i com a pesticides generals.
Història El clor fou el primer halogen en ser descobert. Els alquimistes coneixien l'àcid clorhídric, la dissolució aquosa de clorur d'hidrogen HCl, però el clor no fou produït fins al 1774 per Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) a Uppsala, Suècia, escalfant l'àcid clorhídric amb el mineral pirolusita que té diòxid de manganès natural, MnO2. Obtingué un gas dens i de color groc verdós que tenia amb una olor sufocant i que es dissolgué en aigua per donar una solució àcida. Observà que blanquejava paper de tornassol i descoloria fulles i flors. Humphry Davy l'investigà el 1807 i finalment conclogué no només que era una substància simple, sinó que era realment un element. Ho anuncià el 1810 i, tot i això, passaren deu anys més perquè alguns químics finalment acceptessin que el clor era realment un element. El mot «clor» prové del grec χλωρóς, khlōrós, 'verd clar' pel seu color.
A principis del 1800, Bernard Courtois (1777-1838) de París produïa nitre (nitrat de potassi, KNO3) a partir de les cendres de les algues. Un dia de 1811, afegí àcid sulfúric i observà fums de color porpra que es condensaven per formar cristalls amb una brillantor metàl·lica. Courtois suposà que aquest era un element nou i donà algunes mostres a Charles-Bernard Desormes (1777-1862) i a Nicolas Clément (1779-1841), que realitzaren una investigació sistemàtica i confirmaren el descobriment. El novembre de 1813 exposaren iode a l'Institut Imperial de París. Joseph-Louis Gay-Lussac demostrà que realment era nou i l'anomenà iode del grec ἰώδης, iṓdēs, 'violat, marró', de íon 'violeta' i eĩdos 'aspecte'. Humphry Davy, que visitava París, envià un informe a la Royal Institution de Londres on suposaren per error que ell era el descobridor, una creença que persistí durant més de 50 anys.
El químic francès Antoine-Jérôme Balard (1802-1876) descobrí el brom mentre investigava l'aigua salada de Montpeller, França. Prengué el residu concentrat que quedava després que la major part de la salmorra s'havia evaporat i hi passés clor gasós. En fer-ho, alliberà un líquid vermell taronja que deduí que era un element nou. El 1826 envià una memòria de les seves troballes a la revista de l'Académie des Sciences. El nom prové del grec βρῶμος, brõmos, 'pudor', nom proposat per l'Académie de Sciences.
Els primers químics eren conscients que els fluorurs metàl·lics contenien un element no identificat similar al clor, però no el podien aïllar. El científic francès André Marie Ampère (1773-1835) encunyà el nom de «fluor» el 1812a partir del llatí fluor, -ōris 'raig, acte de rajar', perquè el mineral més comú, la fluorita, constituït per fluorur de calci, flueix en fondre's. L'anglès Humphry Davy (1778-1829) no pogué produir l'element i s'emmalaltí intentant aïllar-lo de l'àcid fluorhídric. El químic britànic George Gore (1826-1908) el 1869 passà un corrent elèctric per fluorur d'hidrogen líquid, i observà que el gas alliberat reaccionava violentament amb el seu aparell. Pensà que era fluor però no pogué recollir-lo i demostrar-ho. Després, el 1886, el químic francès Henri Moissan (1852-1907) aconseguí obtenir-lo mitjançant l'electròlisi del hidrogenfluorur de potassi KHF2 dissolt en fluorur d'hidrogen líquid. El 1940 Dale R. Corson (1914-2012), Kenneth R. MacKenzie (1912-2002) i Emilio Segrè (1905-1989) de la Universitat de Califòrnia a Berkeley sintetitzaren sense ambigüitat l'element 85 per bombardeig d'àtoms de bismut 209 amb partícules alfa mitjançant la reacció en un ciclotró:^209_83Bi + ^4_2He -> ^211_85At + 2 ^1_0nEl 1943 la física austríaca Berta Karlik (1904-1990), amb la seva assistent Traude Bernert, detectaren tres isòtops de l'àstat de nombres màssics 215, 216 i 218 a les cadenes de desintegració naturals, essent la primera detecció confirmada de l'àstat a la naturalesa. El 1947, acabada la Segona Guerra Mundial que aturà les seves investigacions, l'equip de Segrè proposà donar al nou element el nom d'«àstat», del grec ἄστατον, ástaton, 'inestable'.
El tennes fou obtingut per científics del Joint Institute for Nuclear Research de Dubnà, Rússia, del Lawrence Livermore National Laboratory de Califòrnia, EUA i del Oak Ridge National Laboratory de Tennessee, EUA) el 2015.
Estat natural miniatura|330x330px|Cadena de desintegració del neptuni en la qual es produeix àstat 237 en desintegrar-se el franci 221:^221Fr -> ^217At + \alpha A causa de la seva gran reactivitat, els quatre primers halògens no es troben lliures a la natura. L'àstat és inestable i els seus isòtops només tenen unes poques hores de vida, per la qual cosa no s'acumula. El tennes és sintètic i altament inestable, només s'observen uns pocs àtoms en el moment de sintetitzar-los. En forma combinada, el fluor és el més abundant dels halògens a l'escorça terrestre amb 950 ppm (950 mg/kg), seguit del clor amb 130 ppm, del brom 0,4 ppm i del iode 0,14 ppm. El fluor és ocupa la posició 13a en abundància, el clor la 20a, el brom la 62a i el iode la 64a. En els sòls al fluor hom el troba en concentracions entre 150 ppm i 400 ppm, el clor entre 50 ppm i 2 000 ppm, el brom entre 5 ppm i 40 ppm, i el iode entre 0,1 ppm i 10 ppm.
A l'aigua de la mar el més abundant és el clor, ja que forma part del clorur de sodi o sal comuna. Hom troba a l'aigua de la mar una mitjana d'un 1,8 % de clor, 65 ppm (65 mg/L) de brom, 13 ppm de fluor i 0,06 ppm de iode. A l'atmosfera la concentració de fluor és de 0,6 ppb (0,6 nL/L) majoritàriament formant part del clorofluorocarbonis, de clor i brom només se'n detecten quantitats insignificants i de iode entre 0,2 i 60 ppb (a l'aigua de pluja en conté de iode 0,7 ppb (0,7 μg/L).
Propietats HalogenMolèculaEstructuraModel moleculard(X−X) gas (pm)d(X−X) sòlid (pm)Punt de fusió (°C)Punt d'ebullició
(°C)fluorF₂45x45px45x45px143149–219,67–188,11clorCl₂70x70px63x63px199198–101,5–34,04bromBr₂80x80px72x72px228227–7,2–58,8iodeI₂70x70px84x84px266272113,7184,4
Propietat físiques El fluor és un gas de color groguenc pàl·lid, lleugerament més pesant que l'aire, corrosiu i d'olor penetrant i irritant. El clor és un gas groguenc verdós d'olor penetrant i irritant. El brom a temperatura ambient és un líquid de color roig obscur, tres vegades més dens que l'aigua, que volatilitza amb facilitat produint un vapor verinós. Amb el mercuri són els únics elements líquids a temperatura ambient (20 °C). El iode és un sòlid cristal·lí a temperatura ambient, color negre brillant, que sublima donant un vapor violeta molt intens, verinós i d'olor picant.
A temperatura ambient i pressió atmosfèrica, els halògens en els seus estats lliures existeixen com a molècules diatòmiques X2. En el fluor molecular F₂ els àtoms es mantenen units per un enllaç covalent fet a partir de la unió d'un orbital p de cada àtom, classificant-se com un enllaç sigma σ. Cal esmentar que l'energia de dissociació del fluor (l'energia necessària per trencar l'enllaç F—F) és més d'un 30 % menor que la del clor, però és similar a la del iode I₂. La debilitat de l'enllaç F—F en comparació amb el Cl—Cl es pot atribuir a la petita mida del fluor, cosa que provoca una disminució de la superposició d'orbitals enllaçants i una major repulsió dels orbitals no enllaçants. En el iode, però, els orbitals p són més difusos, la qual cosa significa que l'enllaç es fa més feble que en el clor o en el brom.
Propietats químiques Els àtoms dels halògens tenen set electrons de valència, configuració electrònica ns² np⁵. Potencialment, un àtom d'halogen podria contenir un electró més (en un orbital p), cosa que donaria a l'anió halogen resultant la mateixa configuració electrònica que la del gas noble que té a la dreta a la taula periòdica. Les configuracions electròniques amb capes completes són excepcionalment estables. Aquesta acusada tendència dels halògens a adquirir un electró addicional els converteix en forts oxidants. Les afinitats electròniques (energia que es desprèn en adquirir un electró) en eV són: 3,40 pel F, 3,61 pel Cl, 3,36 pel Br, 3,06 pel I i 2,8 per l'At; essent les més altes, amb diferència, dels totes les dels elements químics. El potencials de reducció estàndards dels elements són: ε(F₂/F–) = 2,87 V; ε(Cl₂/Cl–) = 1,358 V; ε(Br₂/Br–) = 1,087 V; ε(I₂/I–) = 0,53 V.
Estats d'oxidació 0 i -1 miniatura|296x296px|Halurs d'hidrogen. Davallant HF, HCl, HBr, HI Els elements halògens mostren grans semblances entre si en el seu comportament químic general i en les propietats dels seus compostos amb altres elements. No obstant això, hi ha un canvi progressiu en les propietats des del fluor fins a l'àstat, essent la diferència entre dos elements successius més pronunciada del fluor al clor. El fluor és el més reactiu dels halògens i, de fet, de tots els elements, i té certes altres propietats que el diferencien dels altres halògens. La seva gran reactivitat prové en gran manera de l'energia de dissociació relativament baixa de l'enllaç F—F (37,7 kcal/mol) i la seva capacitat de formar enllaços forts estables amb, essencialment, tots els altres elements. Totes les afinitats electròniques dels àtoms halògens són elevades i només mostren lleugeres diferències entre si. Tanmateix, se sap que les propietats oxidants (capacitat d'acollir un electró mitjançant la formació d'un enllaç amb un altre àtom) augmenten de l'àstat al fluor. Aquest augment hom pot atribuir-la a la baixa energia de dissociació i a l'alta afinitat electrònica del fluor combinada amb la força de l'enllaç fluor-heteroàtom resultant, que resulta en una gran calor de reacció. Tot i que l'ió fluor no presenta propietats reductores, l'ió iodur és un agent reductor suau. El fluor té la electronegativitat més alta de tots els elements (χF = 3,98 en l'escala de Pauling) i hi ha una disminució de la electronegativitat dins de la família dels elements halògens, des del fluor fins al clor, el brom i el iode fins a l'àstat (χF = 3,98, χCl = 3,16, χBr = 2,96, χBr = 2,66 i χAt = 2,2). El fluor substitueix qualsevol altre ió halogen dels seus compostos.