14. Vlastnosti a reakce p5 prvků, významné sloučeniny halogenů

Charakteristika Prvky VII. skupiny označujeme jako halogeny, řadíme mezi ně fluor, chlor, brom, jod a radioaktivní astat Všechny halogeny mají sedm valenčních elektronů (konfigurace valenční vrstvy: ns2 np5), do úplného zaplnění valenční vrstvy (elektronový oktet) jim chybí pouze jeden elektron. To je příčinou jejich vysoké elektronegativity Hodnota elektronegativity jednotlivých halogenů klesá s rostoucím protonovým číslem (čím je valenční vrstva blíže k jádru, tím je halogen elektronegativnější). Nejelektronegativnější halogen je fluor, může se svých sloučeninách vyskytovat pouze v oxidačním čísle −I. Ostatní dosahují nejvyššího oxidačního čísla +VII a nejnižšího −I Všechny halogeny tvoří dvouatomové molekuly (X₂) a dobře se rozpouštějí v nepolárních rozpouštědlech, v polárních se rozpouštějí hůře Páry halogenů silně leptají sliznice (mají dráždivé účinky)

Všechny halogeny jsou jedovaté Fluor, chlor a jod jsou biogenní prvky Všechny halogeny jsou velmi reaktivní, v přírodě se proto vyskytují pouze ve sloučeninách Sloučeniny halogenů s elektropozitivními kovy jsou iontové Všechny halogeny se mohou podílet na tvorbě vodíkových můstků Halogen s nižším Z vytěsňuje z halogenidu halogen s vyšším Z: Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂ Již za normálních podmínek reagují s mnoha prvky a sloučeninami, s kovy a s některými nekovy tvoří halogenidy, s vodíkem halogenovodíky, reagují i s vodou

Fluor Fluor je za normálních podmínek zelenožlutý plyn Výskyt: Jeho nejvýznamnější sloučeniny jsou kazivec (fluorit) CaF₂, kryolit Na₃AlF₆ a apatit Ca₅(PO₄)₃F Je také součástí kostí a zubní skloviny Výroba: Výhradně elektrolýzou taveniny KF . nHF (n=1, 2, 3), prováděnou v ocelových reaktorech vyložených tzv. Monelovým kovem (68% Ni, 32% Cu a stopy Mn a Fe) Anoda je z grafitu (zde se fluor vylučuje), katodu tvoří vlastní nádoba reaktoru Elementární fluor se využívá při výrobě uranu a separaci jeho izotopů

Fluor se s většinou prvků slučuje přímo Reaktivita: Nejreaktivnější prvek VII. skupiny (díky nízké energii vazby v molekule F₂ a vysoké energii vazby vzniklé mezi ním a atomy ostatních prvků) Fluor se s většinou prvků slučuje přímo S vodíkem reaguje explozivně, s některými prvky reaguje za vzniku plamene Měď a nikl jsou vůči fluoru odolné (vrstvička oxidu bránící další oxidaci) Fluor oxiduje elektronegativní složky většiny sloučenin: 2H₂O + 2F₂ → 4HF + O₂ 2NH₃ + 3F₂ → 6HF + N₂ karnalit apatit kryolit

Chlor Za normálních podmínek zelenožlutý plyn Výskyt: Z prvků VII. skupiny nejrozšířenější a průmyslově nejvýznamnější Je součástí minerálů jako např. halit (sůl kamenná) NaCl, sylvín KCl, karnalit KCl . MgCl₂ . 6H₂O; chloridy jsou dobře rozpustné ve vodě, a proto se ve velké míře nacházejí v mořské vodě a solných ložiskách, která vznikla odpařením moří Příprava: 4HCl + MnO₂ → Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O 2KMnO₄ + 16HCl → 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O Výroba: Výroba plynného chloru je založena na elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného - solanky Na anodě se uvolňuje chlor a na katodě vodík halit

Brom Katoda: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ Anoda:2 Cl- - 2 e- → 2 Cl → Cl2 Na + OH⁻ → NaOH Na⁺ + e⁻ → Na Chlor je podobně jako fluor velmi reaktivní, s většinou prvků reaguje přímo, neslučuje se pouze s kyslíkem, dusíkem a uhlíkem Brom Za normálních podmínek červenohnědá kapalina Výskyt: V malém množství doprovází sloučeniny chloru, rozpuštěné bromidy se nacházejí v mořské vodě a slaných jezerech Příprava a výroba: Oxidace bromidů chlorem: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂ Chlor je schopen odebrat bromidovému aniontu elektron, protože má vyšší hodnotu elektronegativity

Brom lze také připravit reakcí příslušných halogenidů s manganistanem draselným nebo oxidem manganičitým v kyselém prostředí Jod Za normálních podmínek je jod tmavě fialová krystalická látka Snadno sublimuje, nerozpustný ve vodě, rozpustný v benzínu , v alkoholu Výskyt: Doprovází sloučeniny chloru Je součástí mořských řas, chaluh, hub a korálů V podobě jodičnanu ve výluhu pro zpracování čilského ledku Výluhy některých vysokopecních prachů Významný biogenní prvek, nezbytný pro správnou činnost štítné žlázy, při nedostatku dochází k vytvoření strumy Příprava a výroba: Oxidace jodidů chlorem: Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂

Sloučeniny halogenů s vodíkem Jod lze také připravit reakcí příslušných halogenidů s manganistanem draselným nebo oxidem manganičitým v kyselém prostředí Použití: lékařství – jodová tinktura (alkoholový roztok) Důkaz škrobu jodem – Lugolův roztok KI3 = roztok jodu v jodidu draselném Sloučeniny halogenů Nejvýznamnější sloučeniny halogenů jsou halogenovodíky, halogenidy, oxidy, kyslíkaté kyseliny a jejich soli Sloučeniny halogenů s vodíkem Vlastnosti: Halogenovodíky tvoří dvouprvkové sloučeniny (HX) Bezbarvé, ostře páchnoucí plyny, poměrně vysoké body varu (HF má vodíkové můstky), snadno zkapalnitelné

Výroba: Přímá syntéza z prvků, např: H₂ + Cl₂ → 2HCl Příprava: Fluorovodík a chlorovodík se nejčastěji připravují reakcí příslušného halogenidu se silnou, netěkavou kyselinou CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HF NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl Bromovodík a jodovodík se připravují hydrolýzou bromidu, případně jodidu fosforitého (koncentrovaná H₂SO₄ totiž HBr a HCl oxiduje na elementární prvky) PX₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HX (X=Br,I) Halogenovodíky se výborně rozpouštějí ve vodě a jejich roztoky se označují jako halogenovodíkové kyseliny Síla halogenovodíkových kyselin: HF < HCl < HBr < HI

Kyselina chlorovodíková Kyselina fluorovodíková Silná kyselina, nemá oxidační účinky Základní chemikálie v chemickém průmyslu a laboratořích Výroba: H₂ + Cl₂ → 2HCl Dřívější výroba: NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl Za vyšších teplot NaHSO₄ reaguje dále s NaCl: NaHSO₄ + NaCl → Na₂SO₄ + HCl Technický název: kyselina solná Výskyt: žaludeční šťávy člověka Použití: např. očištění kovů před letováním V laboratořích 36 % Kyselina fluorovodíková Středně silná kyselina Leptá sklo, musí se uchovávat v plastových nádobách

Kyselina bromovodíková a kyselina jodovodíková Prodává se 40 % roztok fluorovodíku ve vodě Jedovatá a nebezpečná látka, způsobuje bolestivé popáleniny Kyselina bromovodíková a kyselina jodovodíková Podléhají oxidaci vzdušným kyslíkem V průběhu reakce vzniká elementární brom a jod, proto jejich roztoky časem tmavnou Halogenidy = soli halogenovodíkových kyselin Sloučeniny halogenů s elektropozitivními prvky Převážně dobře rozpustné ve vodě Dle struktury se dělí na: iontové, polymerní a molekulové

A) iontové halogenidy Halogenidy alkalických kovů, hořčíku, kovů alkalických zemin a některých přechodných kovů Tvoří iontové vazby, mají vysoké body tání a varu Vedou elektrický proud Např. NaCl, KBr B) polymerní halogenidy Sloučeniny halogenů a kovů ze střední části periodické tabulky Spojeny kovalentními vazbami do řetězců nebo vrstev Mají nižší teploty tání i varu Např. CoCl₂ C) molekulové halogenidy Sloučeniny halogenů s nekovy a polokovy (nebo kovy ve vyšších oxidačních stupních Spojeny kovalentními vazbami do molekul, snadno těkají, často plyny nebo kapaliny Např. PCl₅

Příprava: 1.) Reakce halogenovodíkových kyselin s neušlechtilými kovy: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ 2.) Neutralizace: NaOH + HCl → NaCl + H₂O 3.) Přímou syntézou prvků: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ 4.) Srážením: NaCl + HNO₃ → AgCl + NaNO₃ 5.) Reakcí halogenovodíkových kyselin s oxidy, případně se solemi slabých kyselin: ZnO + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂O CaCO₃ + 2HBr → CaBr₂ + CO₂ + H₂O Důkazy halových aniontů: NaCl + AgNO₃ → AgCl + NaNO₃ AgCl - bílá sraženina KBr + AgNO₃ → AgBr + KNO₃ AgBr- nažloutlá sraženina KI + AgNO₃ → AgI + KNO₃ AgI- žlutá sraženina

Použití halogenidů Vzájemné vytěsňování A.) bezkyslíkaté soli Elektronegativnější halogen vytěsní z bezkyslíkaté soli elektropozitivnější halogen: Cl₂ + 2 KI → 2 KCl + I₂ Br₂ + 2 NaCl → neprobíhá B.) kyslíkaté soli Zde je to naopak: Cl₂ + NaIO₄ → I₂ + NaClO₄ Použití halogenidů Chlorid sodný Důležitá surovina pro chemický průmysl Potravinářství (konzervace, solení) Výroba mýdla, zpracování kůží, solení silnic

Bromid stříbrný Výroba černobílých fotografií Jodid draselný V analytické chemii (jodometrie) Do kuchyňské soli (předcházení nemocem) Chlorid draselný Průmyslové hnojivo

Sloučeniny halogenů s kyslíkem Nejstálejší jsou kyslíkaté sloučeniny jodu, sloučeniny fluoru jsou stálé jen za velmi nízkých teplot Fluoridy kyslíku Kyslík zde má kladné oxidační číslo (je elektropozitivnější) Patří sem např. OF₂, O₂F₂, O₄F₄ Difluorid kyslíku (OF₂) Žlutý, jedovatý plyn, silné oxidační účinky Vznik: 2F₂ + 2NaOH → OF₂ + NaF + H₂O Difluorid dikyslíku (O₂F₂) Připravuje se účinkem el. výboje na směs kyslíku a fluoru Je nestabilní, s řadou látek reaguje explozivně

Oxidy chloru Chlor tvoří s kyslíkem několik oxidů – Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇ Nedají se připravit přímou syntézou z prvků, jsou nestálé Oxid chlorný Žlutohnědý plyn, má silné oxidační účinky, dobře se rozpouští ve vodě Oxid chloričitý Žlutozelený plyn, kondenzuje na hnědočervenou explozivní kapalinu, silné oxidační činidlo Oxid chlorový Tmavočervená kapalina, tvořena dimerními molekulami Cl₂O₆ Oxid chloristý Bezbarvá, olejovitá kapalina

Z oxidů chloru nejstálejší, při zahřátí prudce vybuchuje Oxidy bromu Brom tvoří pouze dva oxidy Oxid bromný (Br₂O) - hnědý Oxid bromičitý (BrO₂) - žlutý Oba jsou stálé jen při nízkých teplotách Oxidy jodu Jod tvoří s kyslíkem tři oxidy Nejznámnější je oxid jodičný (I₂O₅), který má silné oxidační účinky

Kyslíkaté kyseliny halogenů Síla kyselin stoupá se zvyšujícím se oxidačním číslem halogenu Z hlediska centrálního atomu roste síla kyseliny s jeho protonovým číslem (tedy v pořadí Cl < Br < I) Kyslíkaté kyseliny fluoru Jediná známá je kyselina fluorná (HOF) Kyslíkaté kyseliny chloru V řadě kyselin chloru s rostoucím oxidačním číslem roste síla kyseliny, ale klesají její oxidační schopnosti HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄

Kyselina chlorná Velmi slabá, nestálá kyselina, silné oxidační a bělící účinky Její soli chlornany jsou rovněž silnými oxidovadly: - směs chloridu a chlornanu sodného, tzv. bělicí louh, se používá k bělení - směs chloridu a chlornanu vápenatého, tzv. chlorové vápno, se používá jako bělicí a dezinfekční prostředek Kyselina chlorečná Silná, nestálá kyselina, silné oxidační činidlo Její soli chlorečnany mají oxidační účinky, ale slabší než chlornany, při styku s organickými látkami vybuchují - chlorečnan draselný (KClO₃) se používá při výrobě světlic a jiných třaskavin - chlorečnan sodný (NaClO₃) se uplatňuje jako totální herbicid pod názvem travex, má bělicí účinky

Kyselina chloristá Velmi silná kyselina (nejsilnější z kyselin chloru), nepříliš silné oxidovadlo Reaguje explozivně na náraz Její soli chloristany se používají v pyrotechnice jako náhrada za nebezpečné chlorečnany NH₄ClO₄ je oxidovadlo při startu raketoplánů Mg(ClO₄)₂ je hygroskopická látka, která se používá v laboratořích k vysoušení plynů Kyslíkaté kyseliny bromu HBrO, HBrO₃, HBrO₄ Kyslíkaté kyseliny jodu HIO, HIO₃, HIO₄, H₅IO₆ Nejstálejší z kyselin jodu je HIO₃ (za normálních podmínek v pevném stavu)

Zdroje: Chemie pro čtyřletá gymnázia, Odmaturuj z chemie, internet Jan Bočánek, 4.C