Halogeny Prvek X I I [kJ mol-1] ρ [g cm-3] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] F 4,0 1681 0,0017 -220 -188 57 Cl 3,2 1251 0,0032 -102 -34 102 Br 3,0 1140 3,1 -7 59 120 I 2,7 1008 4,9 114 184 139 At 2,2 890 - 302 337 150 17. skupina – 7 valenčních elektronů konfigurace ns2 np5 Oxidační číslo F: -1 Cl, Br, I: -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 Obecné informace •100 % 19F, 76 % 35Cl a 24 % 37Cl, 51 % 79Br a 49 % 81Br, 100 % 127I, 210At (T1/2 = 8,1 h) Obsah halogenů v zemské kůře v % • Přírodní zdroje halogenů: fluoroapatit Ca5(PO4)3F, kryolit Na3AlF6, fluorit CaF2, halit NaCl, NaBr (moře), NaIO3 (v chilském ledku), organicky vázaný I v moři, přírodní rozpadové řady (At) Tvoří biatomické molekuly X2 ve všech fázích Známé i polykationty těžších halogenů (Cl, Br, I) – zejména jód F Cl Br I At 0,054 0,013 0,00028 0,000046 stopy F •světle žlutohnědý plyn •vazba F – F snadno disociuje, proto je F2 velice reaktivní •nejreaktivnější prvek, některé kovy (Cu, Ni) se na povrchu pasivují, některé ve F2 hoří, často explozivní průběh reakce •u N2 a O2 pomalá reakce •reagující prvky převádí většinou do max. oxidačního čísla •oxiduje elektronegativní složky většiny sloučenin • 2 H2O + 2 F2 ¾® 4 HF + O2 • • Cl •žlutozelený plyn •reaktivní, nereaguje s O2 a N2, řada prvků v Cl2 hoří Br •hnědočervená kapalina •méně reaktivní než Cl a F I •tmavě fialová krystalická látka •málo rozpustný ve vodě (hodně v roztoku KI- vznik KI3) •více v organických rozpouštědlech At •vysoce radioaktivní pevná látka •v přírodě vzniká reakcí: 209 Bi + a ¾® 211At (7,5 h) Výroba a použití F •průmyslově elektrolýzou KHF2 (HF . n KF, n = 1-3) HF + KF ¾® KHF2 2 KHF2 ¾® 2 KF + H2 + F2 •používá se k přípravě UF6, SF6, C2F4, teflon … (obecně jako fluorační činidlo) • Cl •elektrolýza roztoku NaCl •v laboratoři: 4 HCl + MnO2 ¾® MnCl2 + 2 H2O + Cl2 2 KMnO4 + 16 HCl ¾® 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O •používá se jako chlorační činidlo, bělení a úprava vody, (bojový plyn) Br, I •oxidace bromidů a jodidů (pomocí Cl2, MnO2, K2Cr2O7 apod.) Cl2 + Br- ¾® Br2 + 2 Cl- MnO2 + 2 I- + 4 H3O+ ¾® I2 + Mn2+ + H2O •Br se používá jako bromační činidlo a především ve sloučeninách •I2 - 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. X2) •HF (ostatní ne) – vodíkové můstky (asociace ve všech skupenstvích), rozpouštědlo •síla halogenvodíkových kyselin roste od HF k HI (HF slabá, ostatní silné) •příprava: CaF2 + H2SO4 ¾® 2 HF + CaSO4 PX3 + 3 H2O ¾® 3 HX + H3PO3 Halogenidy •binární sloučeniny s elektropozitivnějšími prvky •fluoridy se odlišují (strukturou, charakterem vazby) •různé vlastnosti – iontové, polymerní, molekulové •„pseudohalogenidy“ – polyatomické anionty chováním blízké halogenidům (CN-, SCN-, N3-) •různé metody přípravy: S + 3 F2 ¾® SF6 Zn + 2 HCl ¾® ZnCl2 + H2 CaCO3 + 2 HBr ¾® CaBr2 + CO2 + H2O Pb(NO3)2 + 2 KI ¾® PbI2 (nerozp.) + 2 KNO3 CrCl3 + 3 HF ¾® CrF3 + 3 HCl Interhalogeny a jejich ionty (kationty i anionty) – XY, XY3, XY5 a XY7 OF2 – difluorid kyslíku a O2F2 – difluorid dikyslíku HOF – kyselina fluorná Oxidy Chlor •oxidy chloru jsou nestálé, endotermické a explozivní, •nelze připravit z prvků •Cl2O – anhydrid kys. chlorné, silné oxidovadlo, výroba chlornanů •ClO2 - silné oxidovadlo, nedimerující radikál, úprava vody, bělení •Cl2O6 (ClO3) – v krystalech jako chloristan chlorylu ClO2+ClO4- •Cl2O7 – anhydrid kyseliny chloristé, nejstálejší •(Cl2O3 a Cl2O4) • Brom •Br2O a BrO2 • Jod •zejména I2O5 - jediný exotermický oxid halogenů Oxokyseliny HClO - kyselina chlorná •silné oxidační činidlo stejně jako její soli, slabá kyselina •„chlorová voda“ – zavedení Cl2 do vody: Cl2 + 2 H2O ¾® HClO + HCl •použití: bělící a dezinfekční prostředky (Savo) •podobně i HBrO a HIO (síla kyselin klesá k HIO) HClO2 – kyselina chloritá •nejméně stálá, jen ve zředěných roztocích (obdobně HBrO2/HIO2) •silnější kyselina i silnější oxidovadlo než kyselina chlorná 2 ClO2 + O22- ¾®2 ClO2- + O2 •chloritany těžkých kovů jsou explozivní Oxokyseliny HClO3 - kyselina chlorečná •silné oxidační činidlo (ale slabší než HClO/HClO2) i silná kyselina 3 X2 + 6 OH- ¾® XO3- + 5 X- + 3H2O •podobně i HBrO3 a HIO3 (nejstálejší oxokyselina jodu) HClO4 – kyselina chloristá •nejstálejší a nejsilnější oxokyselina chloru •jedna z nejsilnějších anorganických kyselin (pKa= -11) •chloristany – většinou rozpustné ve vodě (méně alkalických kovů a NH4+) • Kyseliny jodisté •HIO4, H5IO6, H3IO5 (pouze soli) •Jodistany – čtyři řady, složitý systém – deprotonizace, dehydratace, agregace