Halogény

Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová

Halogény nazývame aj prvky p5. Patria sem fluór F, chlór Cl, bróm Br, jód I, astát At. Nachádzajú sa v VII. A skupine.

Elektrónová konfigurácia 

Halogény majú na valenčnej sfére 7 valenčných elektrónov. Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns2 np5. Do elektrónovej konfigurácie najbližšieho vzácneho plynu im chýba jeden elektrón. Halogény zaraďujeme medzi prechodné prvky, ktorých valenčná vrstva je n-1.

Spôsob väzby 
Snažia sa dosiahnuť stabilnú elektrónovú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu ak tomu môže dôjsť vznikom jednomocných halogenidových aniónov X- alebo vytvorením jednej kovalentnej väzby. Vtedy halogén prijme jeden elektrón a vystupuje s oxidačným číslom -I.

Vlastnosti 

F - svetlozelený plyn

Cl - žltozelený plyn

Br - červenohnedá kvapalina

I - tmavosivá tuhá látka

Všetky halogény sú jedovaté, tvoria dvojatómové molekuly. V prírode sa nachádzajú vo forme zlúčenín. Najvyššiu elektronegativitu má fluór F a smerom k astátu At elektronegativita prvkov VII. A skupiny klesá.

Keďže F má najvyššiu elektronegativitu, má aj najvyššiu tendenciu vystupovať v podobe aniónu. Preto majú fluoridy často iónový charakter, kým ostatné halogenidy majú kovalentné väzby. Teda pre halogenidy je charakteristická silne polárna kovalentná väzba.

Nepolárnu kovalentnú väzbu tvoria v dvojatómových molekulách F₂, Cl₂, Br₂.

Atómy halogénov môžu vytvárať vodíkové väzby.

Napríklad: HF – fluorovodík

Halogény sú veľmi reaktívne prvky. Zlučujú sa s väčšinou kovov aj nekovov a tvoria s nimi halogenidy. S vodíkom vytvárajú halogénvodíky.

Zlúčeniny 
Halogénvodíky 
Halogénvodíky sú zlúčeniny halogénov a vodíka (HF, HCl, HBr, HI).

Sú to bezfarebné ostro zapáchajúce plyny, ktoré sa dajú ľahko skvapalniť. V štruktúre majú halogénvodíky jednu kovalentnú väzbu, ktorej polarita klesá smerom od fluorovodíku k jodovodíku. Majú vysoké teploty varu, čo je spôsobené polaritou ich molekúl. Vysoký bod varu pri fluorovodíku je spôsobený prítomnosťou vodíkových mostíkov. Halogénvodíky sa pripravujú priamou syntézou z prvkov alebo pôsobením kyselín na halogenidy.

Napríklad:

CaF₂+ H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HF

Halogénvodíky sú veľmi dobre rozpustné vo vode. Vodné roztoky halogénvodíkov nazývame kyseliny halogénvodíkové. Všetky sú silné kyseliny okrem HF - slabá kyselina. V zriedenom vodnom roztoku ľahko disociujú.

HF - fluorovodík. Má leptavé účinky (leptá sklo).Vodný roztok HF je kyselina fluorovodíková a správa sa ako veľmi slabá kyselina.

Príprava: H₂ + F₂ → 2HF

HCl - chlorovodík. Vodný roztok HCl je kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková je veľmi dôležitá surovina v chemickom priemysle. Je zložkou žalúdočnej šťavy a v procese trávenia zohráva nezastupiteľnú úlohu.

Príprava : H₂ + Cl₂ → 2HCl

HBr - bromovodík. Vodný roztok je kyselina bromovodíková.

HI - jodovodík. Vodný roztok je kyselina jodovodíková.

HBr a HI sa pripravujú hydrolýzou príslušných halogenidov fosforu.

Napríklad : PBr₃ + 3H₂O → H₃PO₃ +3HBr

Halogenidy 
Halogenidy sú zlúčeniny daného prvku, ktorý má menšiu elektronegativitu s halogénom.

Podľa štruktúry a charakteru väzieb rozlišujeme:

1. iónové halogenidy - halogén (väčšinou chlór a fluór) sa viaže s kovom. Daný kov má menšiu elektronegativitu a medzi kovom a halogénom sa vytvára iónová väzba.

Napríklad : NaCl - chlorid sodný, KCl - chlorid draselný

2. atómové halogenidy - v ich štruktúre je kovalentná väzba, tvoria ich halogény s kovmi so strednej časti PSP. Napríklad: CuCl2 - chlorid meďnatý

3. molekulové halogenidy - tvoia ich halogény vo väzbe hlavne s nekovmi, polokovmi a niektorými kovmi. Napríklad: TiCl4 -  chlorid titaničitý

Halogenidy sú dobre rozpustné vo vode a pripravujú sa priamou syntézou prvkov alebo reakciou kovu (jeho hydroxidu, oxidu alebo uhličitanu) s kyselinou halogénvodíkovou.

Napríklad: Pb + 2Cl₂ → PbCl4 - chlorid olovičitý

NaOH + HCl → NaCl +H₂O

Cu + HCl → CuCl + H₂

Oxidy 
Sú to veľmi nestále zlúčeniny a pri bežných teplotách sa rozkladajú. Najstálejší je I2O5.

Kyslíkaté kyseliny halogénov 

Majú rôzny stupeň oxidačných účinkov, ktoré závisia od oxidačného čísel príslušného halogénu v oxokyseline.

Napríklad ak si zoberieme nasledovné kyseliny:

HClO   HClO2   HClO3   HClO4

Sila kyseliny rastie v smere od HClO po HClO4 a oxidačné účinky rastú v smere HClO4 ku HClO.

HClO - kyselina chlórna. Jej soli nazývame chlórnany ClO^-

Je to veľmi nestála kyselina. Zahrievaním sa rozkladá na kyslík, chlór a kyselinu chlorečnú. Je to veľmi silné oxidačné činidlo.

Príprava: Cl₂ + H₂ O → HClO + HCl

Chlórnany vznikajú reakciou chlóru vo vodnom roztoku s hydroxidom

Cl₂ + 2OH^- →ClO^- + Cl^- + H₂ O

Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

NaCl + NaClO tvoria bieliaci lúh - používa sa na bielenie vlákien

2Cl + 2 Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Ca(CIO)₂ + H₂O

CaCl₂ + Ca(CIO)₂ - chlórové vápno, ktoré sa používa ako dezinfekčný prostriedok.

HClO2 - kyselina chloritá. Jej soli voláme chloritany ClO₂^-

HClO3 - kyselina chlorečná. Jej soli nazývame chlorečnany ClO₃^-

Je to silné oxidovadlo.

Príprava: Ba(ClO3)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HClO₃

Chlorečnany vznikajú pri vysokých teplotách pri zlučovaní chlóru s hydroxidom alkalického kovu:

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + H₂O.

Chlorečnan draselný sa používa na výrobu zápaliek a výbušnín. Chlorečnany majú oxidačné účinky, ale slabšie ako chloritany a chlórnany. S horľavými látkami ako síra alebo uhlík tvoria prudko výbušné zmesi.

HClO4 - kyselina chloristá. Má najsilnejšie oxidačné vlastnosti a mieša sa s vodou v každom pomere. Tvorí soli - chloristany ClO₄^-

Príprava : KclO₄ + H₂SO₄ → KHSO₄ + HClO₄

Chloristany sú vo vode dobre rozpustné.

Výskyt a príprava halogénov
V prírode sa nevyskytujú voľne, ale len v zlúčeninách, F a Cl sú súčasťou minerálov.

F - fluór 

Vyskytuje sa v mineráloch ako napríklad CaF₂ - kazivec, Na₃AlF₆ - kryolit.

Zlúčeniny fluóru sa nachádzajú najmä v kostiach, sú súčasťou zubnej skloviny.

Používa sa pri výrobe teflónu a plastických hmôt.

Cl - chlór

Najdôležitejším minerálom chlóru je NaCl - chlorid sodný (kuchynská soľ) alebo v KCl - draselné hnojivo. Nachádza sa v morskej vode, v ľudskom tele sa nachádza v krvi vo forme chloridu sodného.

Chlór sa používa na dezinfekciu, výrobu HCl, na bielenie celulózy, ľanu, bavlny a papiera.

Br - bróm a I - jód

Bróm sa vyskytuje vo forme bromidov a vyrába sa elektrolýzou HBr. používa sa na výrobu farbív. Jód vo forme jodičnanov, je to dezinfekčný prostriedok, vo vode sa nerozpúšťa.

Príprava  
Fluór sa pripravuje elektrolitickou oxidáciou v bezvodom prostredí a elektrolýza sa uskutočňuje v oceľových nádobách.

Chlór sa pripravuje elektrolýzou vodného roztoku NaCl a chlór sa uvoľňuje na grafitovej anóde.

Použitá literatúra:

Chémia pre 1. ročník gymnázií

Prednášky FPV UKF