Halogeny

 

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 – HClO4nejsilnější 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

Napsat komentář

Vaše emailová adresa nebude zveřejněna. Vyžadované informace jsou označeny *