Interhalogène

Un interhalogène est un composé chimique formé de deux halogènes distincts qui a pour formule générique XY_n, où Y est un halogène plus électronégatif que X, et n vaut 1, 3, 5 ou 7. L'halogène X se trouve par conséquent dans l'état d'oxydation +1, +3, +5 et +7 respectivement. Ce sont des molécules oxydantes très réactives dans les conditions standard, susceptibles de provoquer des halogénations. Leurs propriétés physicochimiques sont généralement semblables à celles des halogènes qui les constituent, parfois intermédiaires entre ces dernières. Ils ont tendance à s'hydrolyser, et plus les atomes X et Y sont situés vers les bas du tableau périodique, plus l'interhalogène a tendance à s'ioniser pour former des ions polyhalogène. On peut les produire par réaction directe des halogènes constituants, le produit final étant déterminé par la proportion des réactifs.

Aucun interhalogène formé de plus de deux halogènes distincts n'a été formellement caractérisé, bien que certaines publications fassent état de l'existence des interhalogènes IFCl₂ et IF₂Cl^[1],[2],[3], sans toutefois citer de source à l'appui ; certaines études théoriques laissent penser que des composés du type BrClF_n pourraient être juste assez stables pour pouvoir être observées^[4].

Tableau des interhalogènes

F	F2
Cl	ClF, ClF3, ClF5	Cl2
Br	BrF, BrF3, BrF5	BrCl	Br2
I	IF, IF3, IF5, IF7	ICl, (ICl3)2	IBr	I2
At	—	AtCl	AtBr	AtI	?
	F	Cl	Br	I	At

Propriétés

Les interhalogènes sont généralement plus réactifs que les halogènes car les liaisons qui les unissent sont plus faibles, exception du faite du fluor F₂. Ils réagissent avec l'eau en donnant des ions halogénure et oxohalogénure, parfois de manière explosive, comme avec le pentafluorure de brome BrF₅. Avec les oxydes métalliques, comme avec le dioxyde de silicium SiO₂, ils forment un halogénure de métal en libérant l'autre halogène ainsi que de l'oxygène O₂ ; avec les métaux, ils forment un halogénure de métal.

Hormis un iodure (AtI) et deux bromures (IBr et AtBr), la majorité des interhalogènes sont des fluorures, les autres étant des chlorures. Jusqu'à cinq atomes de fluor peuvent se lier à un même atome de chlore ou de brome, et jusqu'à sept à un même atome d'iode. Le caractère oxydant d'un interhalogène augmente avec le nombre d'atomes constituant la molécule, et est d'autant plus élevé que l'atome central est petit. Les interhalogènes fluorés tendent davantage à être volatils que ceux contenant des halogènes plus lourds. Tous les interhalogènes sont diamagnétiques.

Les interhalogènes XY et XY₃ se forment entre halogènes dont l'électronégativité est relativement proche, tandis que les interhalogènes XY₅ et XY₇ se forment entre halogènes dont les tailles sont très différentes. De nombreux interhalogènes réagissent avec tous les métaux hormis ceux du groupe du platine. L'heptafluorure d'iode IF₇, contrairement aux pentafluorures d'halogènes, ne réagit pas avec les fluorures de métaux alcalins.

Parmi les interhalogènes de la forme XY₃, le plus réactif est le trifluorure de chlore ClF₃ tandis que le trifluorure d'iode IF₃ est le moins réactif. Le plus stable thermiquement est le trifluorure de brome BrF₃ tandis que le trichlorure d'iode ICl₃ est le moins stable. La température d'ébullition est d'autant plus élevée que l'électronégativité des halogènes sonstituants est différente.

La plupart des interhalogènes sont des gaz covalents aux conditions standard. Certains sont liquides, notamment ceux qui contiennent du brome, tandis que ceux qui contiennent de l'iode sont généralement solides. Les interhalogènes formés à partir d'halogènes légers sont plutôt incolores tandis que ceux qui contiennent des halogènes lourds tendent à être plus sombres.

Production et applications

Il est possible de produire des interhalogènes plus lourds, comme le trifluorure de chlore ClF₃, en exposant des interhalogènes plus légers, comme le monofluorure de chlore ClF, à un halogène pur comme le fluor F₂. Cette méthode est particulièrement utile pour produire des fluorures d'halogènes. À des températures de 250 à 300 °C, ce mode de production peut également convertir des interhalogènes lourds en interhalogènes plus légers. Il est également possible de produire des interhalogènes en faisant réagir des halogènes dans des conditions particulières : cette méthode permet de produire tous les interhalogènes hormis l'heptafluorure d'iode IF₇ ; ce dernier peut être obtenu en faisant réagir de l'iodure de palladium(II) avec du fluor.

Les interhalogènes les plus légers peuvent ainsi se former par réaction directe des halogènes qui les constituent. Par exemple, le fluor F₂ réagit avec le chlore Cl₂ à 250 °C pour former deux molécules de monofluorure de chlore ClF. Le brome Br₂ réagit avec le fluor de la même manière à 60 °C, et l'iode I₂ à seulement 35 °C.

Certains interhalogènes, tels que le trifluorure de brome BrF₃, le pentafluorure d'iode IF₅ et le monochlorure d'iode ICl, sont de bons agents d'halogénation. Le BrF₅ est trop réactif pour libérer du fluor F₂. Le monochlorure d'iode connaît plusieurs applications industrielles, comme catalyseur ainsi que pour mesurer la saturation des graisses et des huiles. Un certain nombre d'interhalogènes, comme l'heptafluorure d'iode IF₇, sont utilisés pour produire des ions polyhalogène.

Notes et références

1. (en) Norman N. Greenwood et Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, Butterworth-Heinemann, 1997, 2^e édition, p. 824. (ISBN 0-08-037941-9).
2. (en) Robert A. Meyers, Encyclopedia of Physical Science and Technology: Inorganic Chemistry, Academic Press, 2001, 3^e édition. (ISBN 978-0-12-227410-7) : « A few ternary compounds, such as IFCl₂ and IF₂Cl, are also known. [aucune source citée en référence] ».
3. (en) Balaram Sahoo, Nimai CharanNayak, Asutosh Samantaray et Prafulla Kumar Pujapanda, Inorganic Chemistry, PHI Learning, 2001. (ISBN 8120343085) : « Only a few ternary interhalogen compounds such as IFCl₂ and IF₂Cl have been prepared [aucune source citée en référence] ».
4. (en) Igor S. Ignatyev et Henry F. Schaefer III, « Bromine Halides:  The Neutral Molecules BrClF_n (n = 1− 5) and Their Anions  Structures, Energetics, and Electron Affinities », Journal of the American Chemical Society, vol. 121, n^o 29,‎ 14 juillet 1999, p. 6904-6910 (DOI 10.1021/ja990144h, lire en ligne)