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 a k 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 F fluór 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 ku 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 disociiujú.

HF  - fluorovodík. Má leptavé účinky (leptá sklo).Vodný roztok HF je kyselina fluorovodíková, ktorá sa správa 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 - tvoria ich halogény vo väzbe hlavne s nekovmi, polokovmi a niektorými kovmi. Napríklad: TiCl4 - chlorid titaničity

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 čísla 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 + H2O → HClO + HCl

Chlórnany vznikajú  reakciou chlóru vo vodnom roztoku s hydroxidom
Cl2 + 2OH- →ClO-  +  Cl- + H2O
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

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

2Cl + 2Ca(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 používajú 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.

 

Zopakujte si!!!

1.  Zoraďte kyseliny podľa ich sily :HClO  HClO4 HClO2 HClO3

HClO   HClO2     HClO3   HClO4


2. Ako nazývame soli kyseliny HClO2 - kyseliny chloritej?
Jej soli voláme chloritany ClO2-

3. Doplňte chemickú reakciu: Cl2 + H2O →  
Cl2 + H2O → HClO + HCl


Použitá literatúra: Chémia pre 1. ročník gymnázií, Kolektív autorov, SPN,2003
Prednášky FPV UKF Nitra