Halogeenid

Igal halogeeni aatomil on seitse väliselektroni ja täieliku stabiilse kihi saavutamiseks on vaja täpselt üht lisaelektroni, mistõttu on kogu rühm nii ühtlaselt reaktsioonivõimeline — ja ka mitte ühtlane selles, kui reaktsioonivõimeline. Reaktsioonivõime tähendab siin rühmas seda, kui innukalt aatom seda üht elektroni ligi tõmbab, ja see tõmme nõrgeneb ennustatavalt, kui rühmas alla liikuda: fluori väliskiht asub tugevasti tuntava tuuma lähedal, samal ajal kui joodi oma asub mitu kihti kaugemal, varjestatud ja nõrgemalt köidetud. Fluor on seetõttu tavalise keemia kõige tugevam teadaolev oksüdeerija; jood on võrdlemisi leebe.

Sellel gradiendil on otsene, kontrollitav tagajärg: reaktsioonivõimelisem halogeen tõrjub vähem reaktsioonivõimelise oma ühenditest välja. Juhi kloori läbi kaaliumbromiidi lahuse ja kloor võtab elektroni, mis bromiidil oli, moodustades kloriidi ja vabastades vaba broomi — mitte kunagi vastupidi. Väljatõrjumisrida järgib täpselt rühma järjekorda ülalt alla, mistõttu see ongi tõeline suhtelise reaktsioonivõime kontroll, mitte meelevaldne pähe õpitav loend.

Vabad halogeenid on kaheaatomilised — Cl₂, Br₂, I₂ —, sest üksik halogeeni aatom, mis on stabiilsusest ühe elektroni kaugusel, ühineb kohe teisega, et puuduvat elektroni kovalentselt jagada. Neid ei leidu looduses sisuliselt kunagi üksikute aatomitena ja ühendid, mida nad metallidega moodustavad, halogeniidid, on üldiselt stabiilsed ioonilised soolad, sest metall loovutab meelsasti elektroni, mida halogeen tahab. See kombinatsioon — elemendina äärmiselt reaktsioonivõimeline, ühendunult äärmiselt stabiilne — on iseloomulik kogu rühmale ja see on põhjus, miks halogeenid ilmuvad ühenditena kogu perioodilisustabeli keemias.