Alogeni (gruppo 17): dal fluoro allo iodio, i non metalli reattivi

Sul lato opposto della tavola rispetto ai metalli, nel gruppo 17, si trovano gli alogeni: fluoro, cloro, bromo, iodio e astato. Sono non metalli estremamente reattivi, a cui manca un solo elettrone per completare il guscio: per questo sono «affamati» di elettroni e tra gli ossidanti più potenti che esistano. Il loro nome significa «generatori di sali», perché con i metalli formano i sali più comuni, a cominciare dal cloruro di sodio.

Vediamo la configurazione che li accomuna, perché sono così reattivi, quali stati di ossidazione assumono e come variano le proprietà dal fluoro allo iodio.

Manca un solo elettrone: la configurazione ns2np5

Tutti gli alogeni hanno sette elettroni nel guscio di valenza: la configurazione ns²np⁵. A loro manca quindi un solo elettrone per raggiungere l’ottetto completo del gas nobile successivo.

F [He]2s²2p⁵ · Cl [Ne]3s²3p⁵ → configurazione di valenza ns²np⁵

È questa «casella mancante» a definirne il carattere: catturare un elettrone è per loro un processo molto favorevole, che li porta a formare ioni con carica −1 (F⁻, Cl⁻) o a condividere un elettrone in un legame covalente. L’affinità elettronica e l’elettronegatività sono tra le più alte della tavola: il fluoro è in assoluto l’elemento più elettronegativo. Allo stato elementare gli alogeni esistono come molecole biatomiche (F₂, Cl₂, Br₂, I₂), perché due atomi mettono in comune un elettrone ciascuno completando entrambi l’ottetto.

Perché sono così reattivi

Gli alogeni sono fra gli ossidanti più energici: strappano elettroni a quasi tutto. Con i metalli formano sali ionici (gli alogenuri), con l’idrogeno formano gli acidi alogenidrici, e con i non metalli formano composti covalenti.

H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)  ·  2 Na(s) + Cl₂(g) → 2 NaCl(s)

La reattività è massima per il fluoro e diminuisce scendendo nel gruppo, all’opposto di quanto avviene nei metalli. Il motivo è che, salendo dimensione, l’atomo trattiene meno saldamente l’elettrone catturato: il fluoro è così reattivo da attaccare perfino vetro e acqua, mentre lo iodio è relativamente blando. Proprio per questo gli alogeni più reattivi (cloro, fluoro) e i loro composti sono potenti disinfettanti e sbiancanti, ma vanno maneggiati con grande cautela: cloro e bromo gassosi sono tossici e corrosivi.

Gli stati di ossidazione

Lo stato di ossidazione caratteristico degli alogeni è −1, quello dello ione alogenuro. Il fluoro, essendo il più elettronegativo in assoluto, presenta solo lo stato −1: non può essere «battuto» da nessun altro elemento. Gli altri alogeni, invece, quando si combinano con elementi più elettronegativi di loro (ossigeno, fluoro) possono assumere stati di ossidazione positivi: +1, +3, +5 e +7. È il caso degli ossoacidi e dei loro sali, come ipocloriti (+1), clorati (+5) e perclorati (+7) del cloro, alla base di candeggine ed esplosivi.

Come variano le proprietà dal fluoro allo iodio

Scendendo nel gruppo le dimensioni atomiche crescono e con esse le forze tra le molecole, quindi lo stato fisico cambia in modo progressivo: a temperatura ambiente il fluoro è un gas giallo pallido, il cloro un gas giallo-verde, il bromo un liquido rosso-bruno (l’unico non metallo liquido a temperatura ambiente) e lo iodio un solido grigio-violetto che sublima facilmente in vapori violacei. Anche il colore si intensifica verso il basso. La reattività e l’elettronegatività, invece, calano dal fluoro allo iodio.

Questa regolarità ha conseguenze pratiche dirette: un alogeno più reattivo è capace di «spodestare» un alogeno meno reattivo dai suoi sali. Il cloro, per esempio, libera lo iodio da una soluzione di ioduro. È il principio alla base di molte reazioni di sintesi e di analisi, e un altro esempio di come la posizione nella tavola periodica permetta di prevedere il comportamento chimico.

Gli alogeni a confronto

La tabella riassume lo stato fisico, il colore e la reattività dei quattro alogeni comuni, dal fluoro allo iodio:

La progressione gas → liquido → solido e l’intensificarsi del colore sono il segno visibile dell’aumento delle forze intermolecolari scendendo nel gruppo.

Domande frequenti

Quali sono gli alogeni?

Sono gli elementi del gruppo 17 della tavola periodica: fluoro, cloro, bromo, iodio e astato. Hanno sette elettroni di valenza (configurazione ns²np⁵) e tendono ad acquistare un elettrone per completare l’ottetto, formando lo ione alogenuro con carica −1. Sono non metalli molto reattivi.

Perché gli alogeni sono così reattivi?

Perché manca loro un solo elettrone per completare il guscio di valenza: catturarlo è un processo molto favorevole. Hanno affinità elettronica ed elettronegatività elevatissime e sono tra gli ossidanti più potenti, capaci di strappare elettroni a quasi tutti gli altri elementi e di formare sali con i metalli.

Perché il fluoro è il più reattivo?

Perché è l’elemento più elettronegativo della tavola e il suo atomo, piccolo, attrae fortemente gli elettroni. La reattività degli alogeni cala scendendo nel gruppo, quindi il fluoro è il più aggressivo (attacca perfino vetro e acqua) e lo iodio il più blando. Il fluoro presenta inoltre solo lo stato di ossidazione −1.

Quali stati di ossidazione assumono gli alogeni?

Quello caratteristico è −1, dello ione alogenuro. Il fluoro presenta solo questo stato. Gli altri alogeni, combinandosi con elementi più elettronegativi come ossigeno e fluoro, possono assumere stati positivi: +1, +3, +5 e +7, come negli ipocloriti, clorati e perclorati.

Perché il bromo è liquido e lo iodio solido?

Perché scendendo nel gruppo aumentano le dimensioni delle molecole e le forze che le tengono insieme. Così il fluoro e il cloro sono gas, il bromo è liquido (l’unico non metallo liquido a temperatura ambiente) e lo iodio è solido. È un effetto diretto dell’aumento delle forze intermolecolari lungo il gruppo.