Charakteristika prvků

Fluor	F
Chlor	Cl
Brom	Br
Iod	I
Astat	At

 

 

 

 

 

 

 

• Mezi halogeny řadíme prvky p⁵
• konfigurace: ns²np⁵  ® mají 7 valenčních elektronů
• Stabilitu tvoří:
  a) jako dvouatomové molekuly (F₂)

1. b) jako anionty ® elektron přijmou (FeCl₂)
   c,)Také tvoří kationty např. v kyselinách

• Tvoří:   kovalentní vazby (př. Cl₂)

kovalentní polární vazby (HF)

iontové vazby (př. NaCl)

 

• Elektronegativní prvky, elektronegativita ve skupině klesá: F>Cl>Br>I (F má nejvyšší elektronegativitu, X=4,1)
• Oxidační schopnost klesá F>Cl>Br>I, halogen s nižším protonovým číslem oxiduje z halogenidů halogen s vyšším protonovým číslem a naopak halogen s vyšším protonovým číslem redukuje halogen s nižším protonovým číslem z jeho kyslíkatých solí:

2KBr+Cl₂→Br₂+2KCl (₁₇Cl, ₃₅Br)

2KClO₃+I₂→2KIO₃+Cl₂ (₅₃I, ₁₇Cl)

 

• Reaktivita klesá F>Cl>Br>I, fluor je nejreaktivnějším prvkem, oxiduje vodu: 2H₂0+2F₂→4HF+Cl₂, slučuje se s vzácnými plyny (př. XeF₄)
• Plyny, vodné roztoky tvoří kyseliny, chovají se jako silné kyseliny kromě HF (středně silná), jejich síla roste: HCl<HBr<HI

• Nejčastější oxidační číslo je –I, 0, ale vyskytují se v ox. číslech od –I do VII

 

Vlastnosti

 

• Velmi reaktivní
• Mají vysokou elektronegativitu
• Rozpouštějí se dobře v nepolárních rozpouštědlech
• Jsou obsaženy v bojových otravných látkách (fosgen, yperit)

• Síla kyslíkatých kyselin roste:
  • Se stoupajícím oxidačním číslem halogenu HClO<HClO₂<HClO₃<HClO₄

• • S rostoucí elektronegativitou halogenu HIO₃<HBrO₃<HClO₃
• Soli halogenvodíkových kyselin (halogenidy) jsou rozpustné s výjimkou chloridů, bromidů, AgI, HgF, PBI₂, TlI, CaF₂
• Podle typu vazby:
  • Iontové halogenidy – iontová vazba, např.: NaCl, KCl, KBr)
  • Halogenidy s atomovou strukturou (kovalentní vazby, např.: CuCl₂, CdCl₂)
  • Molekulové halogenidy (TiCl₄, PbCl₄)

 

Fluor

Charakteristika

• [He]2s² 2p⁵
• Prvek s nejvyšší elektronegativitou
• Oxidační čísla: -I, 0
• F₂-žlutozelený plyn, agresivní, toxický (slzný plyn), nejreaktivnější prvek

• Výskyt: kazivec (CaF₂), kryolit (hexafluorohlinitan sodný K₃[AlF₆]), fluorapatit

 

Příprava, výroba

 

• Elektrolýzou taveniny KF + HF

 

Sloučeniny

 

Bezkyslíkaté

 

• Fluorovodík – vzniká vytěsněním z halogenidu kyselinou sírovou

CaF₂ + H₂SO₄→2HF+CaSO₄

 

• Kyselina fluorovodíková je vodný roztok plynného HF
  silná žíravina, leptá sklo, používá se k výrobě tetrafluorethylenu
• Fluoridy – vznik nerozpustných fluoridů srážením

CaCl₂+2NaF→CaF₂+2NaCl

• vznik rozpuštěním kovů v kyselině fluorovodíkové

Zn + 2 HF ® ZnF₂  +  H₂

• tvoří se neutralizacíkyseliny fluorovodíkové hydroxidy

Ca(OH)₂ + HF→CaF₂+2H₂O

 

Význam

 

• Biogenní prvek
• Fluoridy zabraňují vzniku zubního kazu
• Fluor je přítomen jako fluorapatit v zubech a kostech
• Vyšší dávky toxické
• Fluoridy porušují metabolismus vápníku

 

Použití

 

• Výroba freonů – chladící kapaliny, hnací plyny ve sprejích
• Výroba plastických hmot: teflon – vzniká polymerací tetrafluorethylenu.

 

Chlór

 

Charakteristika

 

• Elektronová konfigurace [Ne] 3s² 3p⁵
• Vyskytuje se v různých oxidačních číslech od –I po VII (mimo II)

 

Vlastnosti

 

• CL₂– žlutozelený plyn, agresivní a toxický (slzný plyn)
• Výskyt ve sloučeninách NaCl, KCl (sylvín)

 

Příprava

• Elektrolýzou roztoku NaCl (solanka)

 

Sloučeniny

 

Bezkyslíkaté

 

• Chlorovodík HCl
  • připravuje se přímou syntézou vodíku a chlóru

H₂+Cl₂→2HCl

• • Vytěsněním halogenidu kyselinou sírovou

2NaCl+H₂SO₄→2HCl+Na₂SO₄

• • Chlorovodík je plyn, kyselina chlorovodíková je vodný roztok plynného HCl  (36%ní HCl – k. solná)

• Kyselina chlorovodíková – silná kyselina
  základní chemikálie v chemickém průmyslu
  H₂ + Cl₂ ® 2 HCl               koncentrovaná je 38%
  je důležitou složkou žaludečních šťáv
  NaCl  +  H₂SO₄  ®  2HCl  +  Na₂SO₄ 

• Chloridy
  • Srážecí reakce:

                               AgNO₃   +   NaCl   ®   AgCl  +  NaNO₃, vzniká bílá sraženina AgCl, postupně tmavnoucí vyredukovaným stříbrem (fotochemický děj)

• Uvolňují se reakcí kovů nebo jejich oxidů a uhličitanů s kyselinou chlorovodíkovou

Zn+2HCl→ZnCl₂+H₂

HgO+2HCl→HgCl₂+H₂O

CaCO₃+2HCl→CaCl₂+CO₂+H₂O

 

• Neutralizací kyseliny chlorovodíkové hydroxidy

Al(OH)₃+HCl→AlCl₃+3H₂O

 

 

Kyslíkaté

 

Kyseliny

 

• Kyselina chlorná – HClO slabá kyselina, silné oxidační činidlo
  – nestálá a rozkládá se za běžné teploty: HClO  ®  HCl + O
  – uvolněný kyslík má dezinfekční (baktericidní) účinky
  – Cl₂  +   H₂O  ®   HClO  +   HCl
• Kyselina chlorečná – HClO₃, silná, nestálá kyselina
  silné oxidační činidlo
• Kyselina chloristá – HClO₄ – nejsilnější kyselina (z kyselin chlóru)
  –  vzniká elektrolýzou roztoků chlorečnanů

 

Soli=halogenidy

 

• Chlornany – mají silné oxidační účinky
  směs chloridu a chlornanu sodného – bělící louh (používá se k bělení)
  směs chloridu a chlornanu vápenatého – chlorové vápno (dezinfekce)

vznikají reakcí chloru s alkalickým hydroxidem

Cl₂+2NaOH→NaClO+NaCl+H₂O

• Chlorečnany – oxidační účinky
  výroba výbušnin a zápalek

– vznikají zaváděním chlóru do horkých roztoků alkalických hydroxidů

3Cl₂+6NaOH→NaClO₃+5NaCl+3H₂O

• Chloristany – použití v pyrotechnice

Disproporciací chlorečnanů alkalických kovů

4KClO₃→3 KClO₄+KCl

 

Použití

 

• Bělící a dezinfekční prostředky – savo, domestos, cilit (HCl)
• HCl- součástí žaludečních šťáv, plynný HCl-leptavé a dráždivé účinky
• Dezinfekce bazénů (chlornany)
• Dezinfekce pitné vody
• Výroba plastických hmot (PVC)

 

 

Brom

 

• [Ar] 3d¹⁰4s²4p⁵
• Červenohnědá kapalina
• Oxidační čísla: od –I do VII (mimo II, III)
• Leptá sliznice, jedovatý
• Používá se do bromových kapek – proti kašli (Bromhexin)
• Dezinfekční účinky

 

 

 

 

Sloučeniny

 

Bezkyslíkaté

 

• Bromovodík HBr – Vniká reakcí chloru s bromidy ve vodné roztoku

2KBr+Cl₂→Br₂+2KCl

Kyselina bromovodíková je vodný roztok plynného HBr

 

• Bromidy – vznik srážecí reakcí

AgNO₃+NaBr→AgBr+NaNO₃ (nažloutlá sraženina AgBr)

– reakcí kovů a jejich oxidů a uhličitanů s kyselinou bromovodíkovou

Zn+2HBr→ZnBr+H₂

– neutralizací kyseliny bromovodíkové hydroxidy

HBr+KOH→KBr+H₂O

Kyslíkaté

 

Kyseliny

 

• Kyselina bromná HBrO – reakcí bromu s vodou

Br₂+H₂O→HBrO+HBr

 

• Kyselina bromičná HBrO₃

 

Soli

– vznikají neutralizací kyslíkatých kyselin hydroxidy

HBrO₃+KOH→KBrO₃+H₂O

 

• Bromnany –  vznikají reakcí bromu s alkalickým hydroxidem

Br₂+2KOH→KBrO+KBr+H₂O

 

• Bromičnany – reakcí Br s roztoky alkalických hydroxidů

3Br₂+6KOH→KBrO₃+5KBr+3H₂O

 

Využití

– Brom je stopový prvek, dezinfekční účinky

– Bromidy – působí na CNS (sedativa)

 

Jód

 

• Fialové šupinaté krystalky
• Velmi snadno sublimuje, v parách je fialový
• Rozpouští se v roztoku jodidu draselného – Lugolův roztok
• Použití v lékařství – 5% roztok jódu v ethanolu = jodová tinktura ® dezinfekční účinky
• Je součástí thyroxinu – hormonu štítné žlázy (nedostatek způsobuje onemocnění štítné žlázy – struma)
• Kyselina jodičná – HIO₃ – nejstálejší z kyselin jódu
  za normálních podmínek bílá krystalická látka dobře rozpustná ve
  vodě.
• Jodovodík – HI

 

 

Halogenvodíky

 

• Dvouprvkové sloučeniny halogenů s vodíkem
• Bezbarvé, ostře páchnoucí, snadno zkapalnitelné plyny
• Dobře se rozpouštějí ve vodě
• Např. HF, HCl

 

Halogenidy

 

• Soli halogenových kyselin
• Sloučeniny halogenů s elektropozitivnějšími prvky
• Připravují se přímou syntézou: 2 Fe +  3 Cl₂  ®  2 FeCl₃
• Iontové halogenidy – vedou elektrický proud např. NaCl