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0 République Algérienne Démocratique et Populaire Université : université scien

0 République Algérienne Démocratique et Populaire Université : université science et la technologie Mohammed Boudiaf Oran. Département de Génie des procèdes Faculté de chimie L2 ; GP Module : chimie minéral Thème : Les propriétés et les réactivités des halogènes (F, Cl, Br, I) Présenté par : o KHIRANI Zineb. o KRIM Issam Eddine. Groupe: 224 Responsable de module: madame F.BOUKRAA. 2017 - 2018 1  Introduction : ……………………………………………………………………………………………..……………… 4 o A) Chimie minérale o B) Les halogènes  1) Généralité : …………………………………………………………………………………………….…………………………. 5 o A) Dans la classification périodique o B) Structure électronique, configuration de l'état fondamental o C) Stabilités et nombre d’oxydation  2) Les propriétés : ………………………………………………………………………………………………………………… 6 o A) Propriétés physiques o B) Propriétés chimiques  3) Les réactivités : ……………………………………………………………………………………………………………… 7 o A) Halogénures d'hydrogène et acides halogénohydriques o B) Pouvoir oxydant des halogènes o C) Réaction avec H2O o D) Réaction avec O2 et formation d’oxydes et d’oxyacides o E) Réaction avec les bases et formation de sel et oxysels o F) Avec les métaux et formation d’halogénure métallique MX o G) Réaction avec les non métaux  4) Importance biologique et/ou thérapeutique ……………………………………………………………… 9  5) Dérivés halogénés …………………………………………………………………………………………………………. 9  6) Utilisation industrielle ……………………………………………………………………………………………………. 10  Chapitre 1 : Le fluor …………………………………………………………………………………………………………………………………11  1) Généralité : …………………………………………………………………………………….…………………………………… 12 o A) Définition o B) Structure électronique o C) Place du fluor dans la classification périodique o D) Principaux état d’oxydation o E) Degré d’oxydation  2) Les propriétés : ………………………………………………………………………………………………………… 12 o A) Propriétés chimiques o B) Propriétés physiques  3) Réactivité et combinaisons avec les métaux et les non-métaux : …………………………….… 14 o A) Combustion  4) Usages pratiques : ……………………………………………………………………………………………………. 14 o A) Usage industriel o B) Usage médicaux  5) Rôle biologique chez l'humain …………………………………………………………………………………………….. 14  6) Utilisation …………………………………………………………………………………………………………………. 15  7) Préparation, importance industrielle et principaux composés……………………………… .. 15 2  Chapitre 2 : Le chlore ……………………………………………………………………………………………………………………………… 16  1) Généralité : …………………………………………………………………………………………………………………………….. 17 o A) Définition o B) Structure électronique o C) Place dans la classification périodique o D) Principaux états d'oxydation  2) Les propriétés : ……………………………………………………………………………………………………………………… 17 o A) Propriétés chimique o B) Propriétés physiques  3) Réactivité et combinaisons avec les métaux et les non-métaux : …………………………………. 19 o A) Avec les métaux o B) Avec les non-métaux o C) Réaction du chlore avec l’hydrogène o D) Réaction du chlore avec les métaux o E) Réaction du chlore avec les autres corps simples o F) Réaction du chlore avec les corps composés o G) Réaction avec la soude  4 ) Importance industrielle et économique …………………………………………………………………… 20  5) Usage pratique : …………………………………………………………………………………………………………. 20 o A) Usage industriel o B) Usage médicaux  6) Utilisation ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 21  Chapitre 3 : Le brome …………………………………………………………………………………………………………………………….. 22  1) Généralité : ………………………………………………………………………………………………………………………………. 23 o A) Définition o B) Structures électroniques o C) Place dans la classification périodique o D) Principaux états d oxydations  2) Les propriétés : ………………………………………………………………………………………………………… 23 o A) Propriétés chimiques o B) Propriétés physiques et chimiques o C) Propriétés atomiques et isotopes  3) Stabilité et réactivité : …………………………………………………………………………………………………………. 25 o A) Stabilité o B) Incompatibilités  4) Usages pratiques : ……………………………………………………………………………………………………………….. 25 o A) Usage industriels et médicaux de Br2 o B) Usages médicaux  5) Utilisations …………………………………………………………………………………………………………………………….. 26  Chapitre 4 : L’iode ……………………………………………………………………………………………..………………………………………… 27  1) Généralité : …………………………………………………………………………………………………………………………….. 28 3 o A) Définition o B) Structure électronique, configuration de l'état fondamental o C) Place dans la classification périodique o D) Nombre d oxydations :  2) Les propriétés : …………………………………………………………………………………………….. ………….. 28 o A) Propriétés physiques o B) Propriétés chimiques  3) Importance industrielle et économique ………………………………………………………………………….. 30  4) Importance biologique ……………………………………………………………………………………………… 30  5) Dérivés iodés ………………………………………………………………………………………………………………………… 30  6) Utilisations : ………………………………………………………………………………………………………………………….. 30 o A) Production d'acide acétique o B) Complément alimentaire en iode pour le bétail o C) Lampe halogène o D) Autres utilisations  7) Chez l'être humain : ……………………………………………………………………….………….. 31 o A) Comme oligo-élément  8) Usages pratiques : ……………………………………………………………………………………………………. 31 o A) Usages industriels o B) Usage médicaux  Conclusion ……………………………………………………………………………………………………… 33  Références ………………………………………………………………………………………………………. 34 4 Chimie minérale : La chimie minérale est la science qui décrit les corps simples et les composés de tous les éléments autres que le carbone, et de quelques molécules très simples contenant un seul atome de carbone (oxydes de carbone, carbonates, cyanures...). La chimie minérale des corps simples distingue 3 grandes classes d’éléments : les métaux alcalins, les non-métaux et les gaz rares. Les métaux alcalins font partie des éléments les plus électropositifs du tableau périodique, et tendent à former des liaisons ioniques avec les éléments les plus électronégatifs (les halogènes). Les halogènes : Les halogènes sont les éléments chimiques du 17e groupe (colonne) du tableau périodique, anciennement appelé groupe VIIA : ce sont le fluor 9F, le chlore 17Cl, le brome 35Br, l’iode 53I, l’astate 85At et le Tennesse 117Ts , seuls les quatre premiers sont bien caractérisés, et forment une famille d'éléments chimiques homonyme aux propriétés très homogènes : particulièrement électronégatifs, ils sont chimiquement très réactifs, leur réactivité décroissant lorsque leur numéro atomique augmente ; le fluor est ainsi le plus réactif d'entre eux, formant des composés avec tous les autres éléments chimiques connus hormis l'hélium et le néon. Le mot « halogène » est issu du grec ἅλς (hals) signifiant « sel », et γεννάν (gennán) signifiant « engendrer ». Il a été introduit par Schweigger (en) en 1811 pour désigner le di chlore Cl2, qui était connu pour attaquer les métaux et donner des sels, les halogènes se présentent naturellement essentiellement sous forme de sels comprenant un anion halogénure, comme le fluorure de calcium CaF2, le chlorure de sodium Na Cl (sel de table), le bromure d'argent Ag Br. et l'iodure de potassium KI. On peut cependant également les rencontrer dans des composés non ioniques. [1] 5 1) Généralité : a) Dans la classification périodique : La famille des halogènes se situe dans la dix- septième colonne de la classification périodique, dans le bloc p. Elle est située entre la colonne de l’oxygène np4 et la colonne des gaz monoatomiques np6…(2) b) Structure électronique, configuration de l'état fondamental : La famille des halogènes comprend les éléments suivants : Fluor F (Z=9), Chlore Cl (Z=17) , Brome Br (Z =35 ) , Iode I (Z=53 ) . Tous les éléments de cette famille possèdent sept électrons sur le dernier niveau d’énergie. Pour les halogènes des périodes n = 2 ou 3, la configuration électronique externe est ns2 np5 Pour les halogènes des périodes n = 4, 5 ou 6, cette configuration est ns2 (n-1) d10 np5 [2] 6 c) Stabilités et nombre d’oxydation : Conduisant les halogènes à la configuration stable des gazes rares correspondantes. Leur degré d’oxydation le plus probable est donc du tableau périodique ; n’existe qu’un cet état dans les composés. Les autres halogènes peuvent présenter des degrés d’oxydation positifs jusqu’à +7 en partagent leurs électrons de valence avec des éléments plus électronégatifs qu’eux ; notamment avec l’oxygène. [2] 2) Les propriétés : a) Propriétés physiques: Elément Masse atomique(U) T de fusion(C°) T de débullition(C°) Masse Volumique Rayon de covalence(Pm) Fluor 18,9984036 -219,67 -188,11 1,696(g /l) 64 Chlore 35,4515 -101,5 -34 ,04 100(g/l) 100 Brome 79,904 -7,2 58,8 3,1028(g /cm3) 115 Iode 126,90447 113,7 184,3 4,933(g/cm3) 140 Fig 1 b) Propriétés chimiques : L'énergie de liaison des halogènes décroît de haut en bas de la 17e colonne du tableau périodique, avec une exception pour la molécule de di fluor F2, ce qui signifie que la réactivité chimique de ces éléments décroît lorsque leur numéro atomique croît, car la taille de leurs atomes croît également. La réactivité chimique des halogènes les rend dangereux voir létaux pour les êtres vivants lorsqu'ils sont présents en quantité importante. Cette réactivité élevée est une conséquence de leur électronégativité élevée, qui provient de leur charge nucléaire effective (en) élevée. Le fluor est l'un des éléments chimiques les plus réactifs, susceptible de former des composés avec un grand nombre de substances généralement inertes, ainsi qu'avec tous les autres éléments chimiques connus, y compris les gaz nobles, à l'exception de l'hélium et du néon. Il se présente sous la forme d'un gaz corrosif et très toxique. Sa réactivité est telle qu'il attaque le verre en présence de la moindre trace d'humidité pour former du tétra fluorure de silicium SiF4. C'est la raison pour laquelle le fluor doit être manipulé à l'aide d'instruments en verre en l'absence totale d'humidité, en poly tétra fluor éthylène (PTFE) ou en métaux tels que le cuivre et l'acier, lesquels forment une couche de passivation en fluorure à leur surface. [1] 7 3) Les réactivités : a) Halogénures d'hydrogène et acides halogénohydriques : Tous les halogènes réagissent avec l'hydrogène pour former des halogénures d'hydrogène. La réaction est de la forme : H2 + X2 → 2 HX [3] b) Pouvoir oxydant des halogènes : Les halogènes sont tout des oxydants comme le laisse prévoir leur affinité électronique élevée ; mais ce pouvoir uploads/Industriel/ les-halogenes.pdf