V. skupina PS, ns2np3 Dusík, fosfor, arsen, antimon, bismut • N a P jsou nekovy (tvoří kovalentní vazby), As, Sb jsou polokovy, Bi je typický kov • pro N je charakteristická tvorba np vazeb • P má vakantní 3d-orbitaly a je schopen se silně elektronegativními prvky (F, O) vytvářet npd interakce • je schopen tyto orbitaly použít pro tvorbu vyšších koordinačních čísel (5 a 6) v uspořádání trigonální bipyramidy a oktaedru • As a Sb jsou amfotery • v oxidačním stupni V mají oxidační vlastnosti. • As upřednostňuje koordinační číslo 4, Sb v antimoničnanech má většinou koordinační číslo 6 • vůči vodíku jsou všechny prvky ve formálním oxidačním stupni -III • stabilita tohoto oxidačního stupně se stoupajícím atomovým číslem klesá, což souvisí s klesající energií vazby M—H Vlastnosti prvků V. sk. PS N P As Sb Bi atomové číslo 7 15 33 51 83 hustota [g.cm3] 1,027 1,828 (bílý) 5,73 6,68 9,80 teplota tání oC - 210 44,1 816 (4 MPa) 630,7 271,4 teplota varu oC - 195,8 280,5 615 (subl.) 1587 1564 Kov. poloměr [pm] 70 110 121 141 146 Ion. energie [eV] I, 14,53 10,488 9,81 8,639 7,287 2 29,60 19,72 18,63 16,5 16,68 I3 3 47,43 30,16 28,34 25,3 25,56 4 77,5 51,4 50,1 44,1 45,3 I5 97,9 65,0 62,3 56 56 oxidační stupně -III až +V -III až +V -III, +V -III +V -III +V elektronegativita 3,07 2,06 2,20 1,82 1,9 Dusík Výskyt * je součástí zemské atmosféry (cca 78 %) • chilský ledek NaNO3 • amonné soli • jako biogenní prvek je amidickou součástí bílkovin ♦> Molekula dusíku je izostrukturní a izoelektronová s některými jinými |N°N| |C°O| |N °O|+ |C°N|-molekulami eventuálně ionty: ❖ Rozdělení elektronové hustoty je však v molekule N2 symetrické, čímž si (také vzhledem k vysoké vazebné energii) vysvětlujeme nízkou chemickou reaktivitu molekulárního dusíku. |N ° N| 946,2 kJ.mol1 |N - N| 159,1 kJ.mol-1 Vazebné možnosti dusíku Typ hybridizace Typ vazby Příklady sp3 NH4+, (CH3)3NO, [Ag(NH3)2l+ 3c + 1 vp NH3, NF3, NH2-NH2 37 37 2 2 2c + 2 vp Na+NH2- 1c + 3 vp Li22+NH2-2 3c + 1;r delok. HNO3, NO2Cl, NO3-37 2 7 3 2c + 1 vp + 1 delok. NOF, NO2-7 2 2c + 2;r delok. NO2+ 2 1c + 1 vp + 2;r NNO (koncový atom N) vp - volný elektronový pár Reaktivita dusíku ❖ Dusík reaguje pouze s malým počtem N2 + 2 O2 žpQajQ 2 NO2 látek, většinou až za vysoké teploty, příp. přítomnosti katalyzátorů (Fe, Al2O3): N2 + 3 H2 2 NH3 ❖ S kovy tvoří za vysokých teplot nitridy: Mg, Ca, Sr, Ba, B, Al, Si a Ti. ❖ Průmyslový význam má reakce, při které vzniká kyanamid vápenatý CaC2 + N2 -> CaCN2 + C ❖ Fixace molekulárního dusíku jako ligandu v komplexních sloučeninách (izoelektronové CO, NO+ a CN totiž tvoří komplexy velmi snadno) se podařila teprve v nedávné době, např. [CoH(N2)(PPh3)2], [Ru(NH3)5N2]Cl Příprava Příprava, výroba a užití dusíku (NH4)2Cr2O7 —-—> N2 + Cr2O3 + 4H2O NH4NO2 —- — N2 + 2 H2O 4 NH3 + 3 O2—-—> 2 N2 + 6 H2O Příprava velmi čistého dusíku Ba(N3)2 azid barnatý Výroba frakční destilací zkapalněného vzduchu Užití Ba + 3 N2 výroba amoniaku, kyseliny dusičné, kyan t.v.(°C) N2 nou - 196 vápe o C aCN2 jako ochranná atmosféra proti oxidaci látek vzdušným kyslíkem. Sloučeniny dusíku a vodíku Baze: amoniak NH3 hydrazin N2H4 Kyselina: azoimid HN3 Soli: azid amonný NH4N3 azid hydrazinia(l+) N2H5N3 Nestabilní: diazen (diimid) 11N=N11 (-180 °C) lelrazen H2N-N=N-NH2 (-30 °C) Neexistuje: hyJrid ;imomiy tetrazen N4H4 Sloučeniny dusíku a vodíku - amoniak \ Bezbarvý plyn, charakteristického zápachu, NlH3 / teplota tání -77,7 °C, teplota varu - 33,4 °C Příprava Mg3N2 + 6 H2O — 3 Mg(OH)2 + 2 NH3 CaCN2 + 3 H2O — CaCO3 + 2 NH3 2 NH4Cl + CaO — CaCl2 + 2 NH3 + H2O NH4Cl + NaOH — NH3 + H2O + NaCI 3Mg(OD): příprava deuterovaného amoniaku Výroba ze čpavkových vod (odpadní produkt výroby v plynárnách a koksovnách) reakcí s Ca(OH)2 přímou syntézou dle labera a Bosche N2 + 3 H2 2 NH3 AH = - 92 kJ mol-1, 20-100 MPa Sloučeniny dusíku a vodíku - amoniak Reakce amoniaku amoniak se výborně se rozpouští ve vodě 3CuO + 2NH, 3Cu + 3H20 + N; 4NH3 + 30: + 6H.O + 2N. 4 NH3 + 5 O2 750 oC, Pt 4 NO + 6 H2O amoniak jako redukční činidlo rozdíl ve výsledku termického rozkladu amonných solí t t Sloučeniny dusíku a vodíku - amoniak Reakce v kapalném amoniaku 2N! I, Nil, i NI ľ; K» 1030 2H20 «: H30+ - OH" Amonolýza vede k amidům, imidům nebo nitridům PC13 + 6NH,----► P(NH2)3 + 3NH4C1 Gel4 + 6NH,----► Ge(NH)2 + 4NH4I SbCl3 + 4NH3----> SbN + 3NH4C1 Sloučeniny dusíku a vodíku - amoniak Použití amoniaku ❖ v podobě amonných solí slouží jako dusíkaté hnojivo ❖ je výchozí surovinou pro výrobu kyseliny dusičné ❖ výroba sody Solvayovou metodou ❖ cirkulační kapalina v chladicích zařízeních ❖ do prodeje přichází jako 25 % vodný roztok nebo zkapalněný v ocelových lahvích ❖ celosvětová roční produkce amoniaku se pohybuje v řádu 100 milionů tun Sloučeniny dusíku a vodíku - amidy, imidy Průmyslově se vyrábí amid sodný (používá se v organické syntéze) Na + 2 NH3 (g) —-—> 2 NaNH2 + H2 Ve vodě a roztocích alkálií podléhají hydrolýze Imidy Imidů kovů je známo jen několik, např. Li2NH, CaNH apod. Vznikají obvykle (spontánním) termickým rozkladem amidů. Sloučeniny dusíku a vodíku - nitridy ©Příprava 3 B i) (N11 >), B ;;i-< i 4 N11. 3CaNH i Ca N + NH CrC\3 + NH3--ř CrN + 3 HC1 Rozdělení nitridů Iontové (Li3N, Mg3N2, Be3N2, Ca3N2) Intcrsticiální XN, (m^n25u2n3) Kovalentní (A1N, BN, SxNy) S vodou hydrolyzují AlN + 3 H2O ® Al(OH)3 + NH3 Sloučeniny dusíku a vodíku - hydrazin Hydrazin N2H4 Bezbarvá, na vzduchu dýmající kapalina teplota tání 1,4 °C, teplota varu 113,5 °C Zahříváním na vyšší teplotu se rozkládá (někdy s výbuchem). Výroba: meziprodukt 1. krok : NH3 + NaOCl — NH2Cl + NaOH 2. krok : NH2Cl + NaOH + NH3 — N2H4 + NaCl + H2O CO(NH2)2 + NaOCl + 2 NaOH — N2H4 + NaCl + Na2CO3 + H2O Hydrazin se izoluje v podobě málo rozpustného hydrogensíranu hydrazinia N2H5+HSO4-. Hydrazin se mísí s vodou v libovolném poměru. Podobně jako amoniak vytváří hydrát N2H4- H2O a takto přichází obvykle do prodeje. Sloučeniny dusíku a vodíku - hydrazin Reakce hydrazinu N2H4 ® N2 + 4 NH3 disproporcionace Pozn.: Redukční účinky hydrazinu se využívají při výrobě drahých kovů Vodík v hydrazinu je "kyselý" => lze připravit hydrazidy 2 N2H4 + 2 Na ® 2 Na+2H3- + H2 S chloridy kyseliny lze získat hydrazidy kyselin HSO3Cl + N2H4 + py —► HSO3NHNH2 + py-HCl Sloučeniny dusíku a vodíku - hydrazin Použití hydrazinu ♦> N2H4 a jeho methylderiváty se využívají jako raketová paliva ♦> Samotný hydrazin je vynikající redukční činidlo (jeho oxidační zplodiny jsou plynný dusík a voda) ♦> Řada derivátů má použití v zemědělství, medicíně aj. Příprava tetrafluorohydrazinu NF3+Cu--->N2F4,„ Sloučeniny dusíku a vodíku - azoimid kyselina azidovodíková Bezbarvá kapalina, teplota tání - 80 °C, teplota varu 35,7 °C , úderem vybuchuje Vodné roztoky reagují kysele (Ka = 1,8-10-5). Výroba N2H5+ + HNO2 ® HN3 + H3O+ + H2O Reakce s jodem 21IN3 + I2 -> 3N2 + 2HI Azoimid HN3 Sloučeniny dusíku a vodíku - azidy Stálejší jsou alkalické soli : Azidy \ 3 NaNH2 + NaNO3 —7——> NaN3 + NaOH + NH3 « ..... ^ 190 oc 2 NaNH2 + N2O -> NaN3 + NaOH + NH3 Azidy alkalických kovů a alkalických zemin jsou stálé, ve vodě rozpustné, teplem se rozkládají za vzniku dusíku a kovu bez výbuchu. Využití do patron pro airbagy: Azidy těžkých kovů jsou explozivní, AgN3, Pb(N3)2 a Hg(N3)2 se používají do roznětek (lze je získat srážením). Sloučeniny dusíku a vodíku - hydroxylamin Hydroxylamin NH2OH Bílá krystalická látka (t. tání 32 °C), dob ře rozpustná ve vodě. V bezvodém stavu disproporcionuje (zahřátím s výbuchem). Je slabší zásadou než amoniak, Kb = 6,6-10~9. Má redukční i oxidační účinky, podléhá i disproporcionaci. H H O-H H H ®\ H tautomerní rovnováha Jeden z mnoha způsobů výroby N02" + 2HSO/ + HXT----► NH2OH + 2HS04 v praxi CH3NO2 + konc. H2SO4 120 oC [NH3OH]HSO4 + CO Sloučeniny dusíku a vodíku - hydroxylamin Existují hydroxylamonné soli, např. [NH3OH]Cl, [NH3OH]2SO4 aj. Tvoří komplexy typu [Zn(NH2OH)2Cl2]. S aldehydy a ketony reaguje za vzniku oximů >C = O + NH2OH ® >C = NOH + H2O a - oxim R R N—OH N—OH diacetyldioxim (R= CH3) (Čugajevovo činidlo) se používá ke gravimetrickému stanovení Ni2+, Pd2+ (tvorba jasně červené sraženiny) NOH cyklohexanonoxim - prekurzor pro výrobu polymerů na bázi £ - kaprolaktamu (polyamidy jako silon, nylon, perlon) Kyslíkaté sloučeniny dusíku Dusík tvoří oxidy v oxidačních stupních I - V, ne vždy známe odpovídající kyseliny. Azoxid ° oxid dusný Bezbarvý plyn (teplota tání -90.8 °C, t. varu -88,5 °C ) NO2- Výroba Chemicky reaktivní, za zvýšené teploty se však rozkládá na dusík a kyslík a vykazuje pak oxidační vlastnosti. 2 N2O — 2 N2 + O2 Používal se jako „rajský plyn" při narkózách a rovněž jako hnací plyn do šlehaček. Kyslíkaté sloučeniny dusíku Kyselina didusná H2N2O2 - slabá dvojsytná kyselina, v suchém stavu je to nestálá kyselina (rozklad za výbuchu) s HO s s cis- trans- HON H, + ONOH _> HON=NOH + IU) Výroba (následuje H2N2O2 —► N2O + H2O ) Stálejší soli vznikají redukcí dusitanů či dusičnanů ve vodném prostředí sodíkovým amalgámem: 2 NaNO2 8 Na/Hg + 4 H2O —► Na2N2O2 + 8 NaOH + 8 Hg Kyslíkaté sloučeniny dusíku Oxid dusnatý NO Bezbarvý paramagnetický plyn (teplota tání -163,6 °C, varu - 151,8°C ). N=O Příprava Nepárový elektron je delokalizován po celé molekule, čímž je zabráněno tvorbě dimeru N2O2. Oxid dusnatý je neutrálním oxidem, nereaguje s vodou. Výroba Reakce s kyslíkem: 2 NO + O2 ® 2 NO2 Oxidace silnými oxidačními činidly => HNO3 Redukce vede k NH3, NH2OH, N2O Pozn.: Oxid dusnatý je velmi jedovatý ! Kyslíkaté sloučeniny dusíku Sloučeniny nitrosylu NOX (X = F, Cl, Br) 2 NO + Cl2 2 NOCl kovalentní sloučenina NOCl + ROH — HCl + RONO příprava esterů kyseliny dusité Sloučeniny s nitrosylovým kationtem NO+ Oxid dusnatý celkem snadno odštěpuje nepárový elektron za vzniku nitrosylového kationtu NO+. NO+HSO4-, NO+ClO4-, NO+BF4- Kation NO+ je izoelektronový s CO, CN- N2. Vytváří komplexy, např. nitroprussid sodný Na2[Fe(CN)5NO] -kvalitativní důkaz přítomnosti železa Kyslíkaté sloučeniny dusíku Oxid dusitý N2O3 Existuje jako chemické individuum pouze při velmi nízkých teplotách v pevném stavu jako světle modrá látka (t. t. -102 °C). plošné uspořádání s neobvykle dlouhou vazbou N- N V kapalném stavu, tím spíše nad teplotou varu (~ 3 °C) dochází ke zřetelné disproporcionaci: N2O3 NO + NO2 => Jako oxid dusitý se chová i ekvimolární směs NO + NO2, resp. směs NO + O2 v náležitém poměru. Kyslíkaté sloučeniny dusíku Oxid dusitý považujeme za anhydrid kyseliny dusité N2O3 + H2O — 2 HNO2 — rozklad V alkalickém prostředí poskytuje N2O3 dusitan N2O3 + 2 OH- ® 2 NO2- + H2O Se silnými kyselinami reaguje N2O3 za vzniku kationtů NO+ N2O3 + 3 H2SO4 — 2 NO+ + H3O+ + 3 HSO4- Kyslíkaté sloučeniny dusíku Kyselina dusitá HNO2 Středně silná kyselina (Ka = 6104) — Vznik NO (g) h- N02(g) + H20(g) r - 2HNQ2 (g) Příprava Ba(NO2)2 + zřed. H2SO4 ® BaSO4 + 2 HNO2 Kyselina dusitá je nestálá, už při pokojové teplotě disproporcionuje 3 HNO2 — HNO3 + 2 NO + H2O 2 HNO2 + 2 HI — 2 NO + I2 + 2 H2O Redoxní vlastnosti HNO2 HNO2 + 3 H2S — NH3 + 3 S + 2 H2O HNO2 + NH2OH — [H2N2O2] — N2O + 2 H2O Kyslíkaté sloučeniny dusíku Soli (dusitany) jsou v pevném stavu stálé KN03 + Pb KNfr. + PbO NaN02 pro průmyslové účely se připravuje absorpcí nitrózních plynů 2 NaOH + NO + N02 — 2 NaN02 + H20 0xidace dusitanu silnými oxidačními činidly 5 NO2- + 2 MnO4- + 6 H+ — 5 NO3- + 2 Mn2+ + 3 H2O Tvorba komplexů nitro- a nitrito- komplexy alkylnitrity nitroalkany Kyslíkaté sloučeniny dusíku Velmi důležité a zajímavé jsou kondenzační reakce s amoniakem, alifatickými a aromatickými aminy Diazotační reakce mají průmyslové využití při výrobě tzv. azobarviv. ■ CfiH5NH2 + HN02------ (C:iH?NNiCI +2H20 chlorid benzendiazonia anilin Kopulační reakce a fenolem vede ke vzniku azobarviv Pozn.: Dusitany jsou jedovaté ! Kyslíkaté sloučeniny dusíku +IV Oxid dusičitý NO2, resp. N2O4 bezbarvá diamagnetická forma hnědá paramagnetická forma N- q\0/ -N /\0 O/ N N neobvykle dlouhá vazba N-N Příprava 2Pb(NO Výroba NO + O2 2 NO2 Kyslíkaté slou čeniny dusíku Reaktivita oxidu dusičitého je značná a je důsledkem přítomnosti jednak nepárového elektronu, jednak np vazeb Disproporcionace 2 NO2 + H2O — HNO2 + HNO3 3 HNO2 — HNO3 + 2 NO + H2O následuje: 2 NO + O2 — 2 NO2 princip průmyslové výroby kyseliny dusičné V alkalickém prostředí, v němž jsou dusitany stálé, probíhá disproporcionační reakce jen do prvého stupně 2 NO2 + 2 OH- ® NO3- + NO2- + H2O Za vysoké teploty (nad 2 NO2 2 NO + H2O 150 °C) se rozkládá Pozn. : Rozklad je úplný při asi 650 °C. Tím si vysv ětlujeme mohutné oxidační vlastnosti NO2 při vyšších teplotách (v atmosféře NO2 hoří uhlík, fosfor, síra a řada kovů). Kyslíkaté sloučeniny dusíku Řadu reakcí lze vysvětlit i disociací, k níž dochází obvykle v rozpouštědlech o vysoké permitivitě (konc. H2SO4, HClO4) a v kapalném N2O4 N2O4 + H2SO4 NO+ + HSO4- + HNO3 následuje HNO3 + 2 H2SO4 NO2+ + 2 HSO4- + H3O+ kation nitrylu N2O4 NO+ + NO3- Konkrétní aplikace Ag + N2O4 — AgNO3 + NO KCl + N2O4 (l) — KNO3 + NOCl NaClO3 + N2O4 (l) — NaNO3 + NO2 + ClO2 P ozn.: Oxid dusičitý je velmi jedovatý ! Kyslíkaté sloučeniny dusíku Oxid dusičný N2O5 NOrNO, W2\ p(3) Výroba opatrnou dehydratací 2 HNO3 + V2 P4O10 ® 2 HPO3 + N2O5 Je anhydridem kyseliny dusičné Má mohutné oxidační účinky N2O5 + H2O ® 2 HNO3 Na + N2O5 —► NaNO3 + NO2 I2 + N2O5 —► I2O5 + N2 (t. tání 30 °C) NO2 podléhá iontové disociaci a poskytuje soli nitrylu N2O5 + 3 H2SO4 —► 2 NO2+ + H3O+ + 3 HSO4-N2O5 + 2 SO3 —► 2NO2+ + S2O72- Kyslíkaté sloučeniny dusíku Kyselina dusičná HNO3 H N 0 O Schema výroby V krystalickém stavu bezbarvá, v kapalném stavu je zbarvena žlutě (teplota tání - 41,6 °C, teplota varu 84 °C ) Vytváří hydráty HNO3 • H2O a HNO3 • 3 H2O Do prodeje přichází jako 68 % azeotrop (t. varu 121,9 °C) Kyslíkaté sloučeniny dusíku Výroba bezvodé HNO3 - původní výroba HNO3 z chilského ledku NaNO3 + H2SO4 — NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + NaHSO4 — Na2SO4 + HNO3 resp. vakuovou destilací konc. HNO3 s konc. H2SO4, popř. Mg(ClO4)2 Rozpuštěním NO2 v bezvodé HNO3 se získává tzv. dýmavá kyselina dusičná, používaná v organické chemii pro nitrace. Autoprotolýza zásada Kyslíkaté sloučeniny dusíku Rozdíly v chování zředěné (pod 5 %) a koncentrované HNO3 Zn + zřed. HNO3 —► Zn(NO3)2 + H2 Cu + 4 HNO3(konc.) —► Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3(konc.) —► 3Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O průběh závisí na koncentraci HNO3 Z ušlechtilých kovů takto nereagují pouze Au, Pt, Rh a Ir, reaguje však stříbro i rtuť. Konc. HNO3 sloužila k oddělování (odlučování) zlata a stříbra, odtud historický název „lučavka". směs konc. HCl a konc. HNO3 (3 : 1) Lučavka královská Má mnohem silnější oxidační vlastnosti reaguje i se Au a Pt 3 HCl + HNO3 —► Cl2 + NOCl + 2 H2O Pozn.: Podobné vlastnosti má i směs H2SeO4 + HCl. Kyslíkaté slou čeniny dusíku Oxidační vlastnosti konc. HNO3 se projevují i vůči nekovovým prvkům: např. fosfor je oxidován až na H3PO4, síra na H2SO4, jod na HIO3 . Dusičnany Jsou všechny rozpustné, není-li barevný kation, jsou bezbarvé. Možnosti přípravy HNO3 + KOH — KNO3 + H2O neutralizace HNO3 + NH3 — NH4NO3 CaCO3 + 2 HNO3 — Ca(NO3)2 + CO2 + H2O podvojný rozklad rozpouštění kovů v kyselině Kyslíkaté sloučeniny dusíku Vodné roztoky dusičnanů postrádají oxidační vlastnosti. V taveninách jsou však dusičnany silná oxidační činidla (historická výroba černého střelného prachu). Všechny dusičnany jsou termicky nestálé, rozklad probíhá různě podle druhu kationtu. 2 KNO3 t ) 2 KNO2 + O2 (jen alkalické kovy) 2 Pb(NO3)2 —2 PbO + 4 NO2 + O2 (obecné kovy) 2 AgNO3 —2 Ag + 2 NO2 + O2 (ušlechtilé kovy) NH4NO3 —^ N2O + 2 H2O Halogenidy nitrylu _ 2 NO2 + F2 —► 2 NO2F Oy 222 X- NOCl + O3 —► NO2Cl + O2 HNO3 + HSO3Cl —► NO2Cl + H2SO4 Kyslíkaté sloučeniny dusíku Použití HNO3 Použití HNO3 je obrovské. výroba průmyslových hnojiv (ledek sodný, draselný, vápenatý, amonný) výroba dusitanů má HNO3 výroba nitrosloučenin, organických barviv, léčiv jako základní chemikálie Pozn. Existuje i kyselina orthodusičná H3NO4 NaNO3 + Na2O ® Na3NO4 Sloučeniny s vazbou dusík - halogen Výchozí látka F Cl Br I NHj NHzF NHzCl NHzBr expl. NHzI expl. NHFz NHClz NHBrz expl. NFj velmi stálý NCl3 NBr3*6NH3 3 3 expl. NI3 NH3 3 3 expl. NzH4 z 4 NzF4 z 4 HN3 3 FNj expl. j ClNj expl. BrN3 expl. IN3 expl. Halogenderiváty amoniaku nemají s výjimkou chloraminu NH2Cl (důležitý meziprodukt při výrobě hydrazinu) praktické použití. Sloučeniny s vazbou dusík - halogen fluoridy Reakce halogenidů dusitých jodidy jeho vznik je možný při reakcích amoniaku se sloučeninami jodu je silně explozivní Sloučeniny s vazbou dusík - síra Jednoduchá vazba N-S je velmi pevná. Běžně se vyskytuje v amidech sulfonových kyselin Př. sulfonamidy (farmaceutika) R-SO2-NR2 cyklamáty (umělá sladidla) C6H11NH-SO3Na Binární sloučeniny dusíku a síry Tetranitrid tetrasíry S4N4 Oranžové krystaly (t. t. je 178 záh řevem, třením, úderem snadno vybuchující. 6 S2Cl2 + 16 NH3 — S4N4 + 12 NH4Cl + S8 Existuje celá řada thiazenových sloučenin obsahujících vazebné seskupení S - N - halogen