HalogenyHalogeny

PrvekX I I [kJ mol -1 ] ρ [g cm -3 ] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] F 4,016810, Cl 3,212510, Br 3,011403, I 2,710084, At 2, skupina – 7 valenčních elektronů s 2 p 5 konfigurace n s 2 n p 5 Oxidační číslo F: -1 Cl, Br, I: -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7

Obecné informace 100 % 19 F, 76 % 35 Cl a 24 % 37 Cl, 51 % 79 Br a 49 % 81 Br, 100 % 127 I, 210 At (T 1/2 = 8,1 h) Obsah halogenů v zemské kůře v % Přírodní zdroje halogenů Přírodní zdroje halogenů: fluoroapatit Ca 5 (PO 4 ) 3 F, kryolit Na 3 AlF 6, fluorit CaF 2, halit NaCl, NaBr (moře), NaIO 3 (v chilském ledku), organicky vázaný I v moři, přírodní rozpadové řady (At) Tvoří biatomické molekuly X 2 ve všech fázích Známé i polykationty těžších halogenů (Cl, Br, I) – zejména jód FClBrIAt 0,0540,0130,000280,000046stopy

F světle žlutohnědý plyn vazba F – F snadno disociuje, proto je F 2 velice reaktivní nejreaktivnější prvek, některé kovy (Cu, Ni) se na povrchu pasivují, některé ve F 2 hoří, často explozivní průběh reakce u N 2 a O 2 pomalá reakce reagující prvky převádí většinou do max. oxidačního čísla oxiduje elektronegativní složky většiny sloučenin 2 H 2 O + 2 F 2  4 HF + O 2Cl žlutozelený plyn reaktivní, nereaguje s O 2 a N 2, řada prvků v Cl 2 hoří

Br hnědočervená kapalina méně reaktivní než Cl a FI tmavě fialová krystalická látka málo rozpustný ve vodě (hodně v roztoku KI- vznik KI 3 ) více v organických rozpouštědlechAt vysoce radioaktivní pevná látka v přírodě vzniká reakcí: 209 Bi +   211 At(7,5 h)

Výroba a použití F průmyslově elektrolýzou KHF 2 (HF. n KF, n = 1-3) HF + KF  KHF 2 2 KHF 2  2 KF + H 2 + F 2 používá se k přípravě UF 6, SF 6, C 2 F 4, teflon … (obecně jako fluorační činidlo)Cl elektrolýza roztoku NaCl v laboratoři: 4 HCl + MnO 2  MnCl H 2 O + Cl 2 2 KMnO HCl  5 Cl MnCl KCl + 8 H 2 O používá se jako chlorační činidlo, bělení a úprava vody, (bojový plyn)

Br, I oxidace bromidů a jodidů (pomocí Cl 2, MnO 2, K 2 Cr 2 O 7 apod.) Cl 2 + Br -  Br Cl - MnO I H 3 O +  I 2 + Mn 2+ + H 2 O Br se používá jako bromační činidlo a především ve sloučeninách I 2 - desinfekce, katalyzátor, radioaktivní tracer Sloučeniny halogenů Halogenvodíky bezbarvé, ostře páchnoucí, snadno zkapalnitelné plyny polarita a pevnost vazeb klesá od HF k HI (roste nestabilita – uvol. X 2 ) HF (ostatní ne) – vodíkové můstky (asociace ve všech skupenstvích), rozpouštědlo síla halogenvodíkových kyselin roste od HF k HI (HF slabá, ostatní silné)

příprava: CaF 2 + H 2 SO 4  2 HF + CaSO 4 PX H 2 O  3 HX + H 3 PO 3Halogenidy binární sloučeniny s elektropozitivnějšími prvky fluoridy se odlišují (strukturou, charakterem vazby) různé vlastnosti – iontové, polymerní, molekulové „pseudohalogenidy“ – polyatomické anionty chováním blízké halogenidům (CN -, SCN -, N 3 - ) různé metody přípravy: S + 3 F 2  SF 6 Zn + 2 HCl  ZnCl 2 + H 2 CaCO HBr  CaBr 2 + CO 2 + H 2 O Pb(NO 3 ) KI  PbI 2 (nerozp.) + 2 KNO 3 CrCl HF  CrF HCl Interhalogeny a jejich ionty (kationty i anionty) – Interhalogeny a jejich ionty (kationty i anionty) – XY, XY 3, XY 5 a XY 7

OF 2 – difluorid kyslíku a O 2 F 2 – difluorid dikyslíku HOF – kyselina fluornáOxidy Chlor oxidy chloru jsou nestálé, endotermické a explozivní, nelze připravit z prvků Cl 2 O – anhydrid kys. chlorné, silné oxidovadlo, výroba chlornanů ClO 2 - silné oxidovadlo, nedimerující radikál, úprava vody, bělení Cl 2 O 6 (ClO 3 ) – v krystalech jako chloristan chlorylu ClO 2 + ClO 4 - Cl 2 O 7 – anhydrid kyseliny chloristé, nejstálejší (Cl 2 O 3 a Cl 2 O 4 )Brom Br 2 O a BrO 2Jod zejména I 2 O 5 - jediný exotermický oxid halogenů

Oxokyseliny HClO HClO - kyselina chlorná silné oxidační činidlo stejně jako její soli, slabá kyselina „chlorová voda“ – zavedení Cl 2 do vody: Cl H 2 O  HClO + HCl použití: bělící a dezinfekční prostředky (Savo) podobně i HBrO a HIO (síla kyselin klesá k HIO) HClO 2 HClO 2 – kyselina chloritá nejméně stálá, jen ve zředěných roztocích (obdobně HBrO 2 /HIO 2 ) silnější kyselina i silnější oxidovadlo než kyselina chlorná 2 ClO 2 + O 2 2-  2 ClO O 2 chloritany těžkých kovů jsou explozivní

Oxokyseliny HClO 3 HClO 3 - kyselina chlorečná silné oxidační činidlo (ale slabší než HClO/HClO 2 ) i silná kyselina 3 X OH -  XO X - + 3H 2 O podobně i HBrO 3 a HIO 3 (nejstálejší oxokyselina jodu) HClO 4 HClO 4 – kyselina chloristá nejstálejší a nejsilnější oxokyselina chloru jedna z nejsilnějších anorganických kyselin (pK a = -11) chloristany – většinou rozpustné ve vodě (méně alkalických kovů a NH 4 + ) Kyseliny jodisté HIO 4, H 5 IO 6, H 3 IO 5 (pouze soli) Jodistany – čtyři řady, složitý systém – deprotonizace, dehydratace, agregace