Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br, I, At)
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
I
II
III
1
H
ns
2
Li
Be
3
Na Mg
4
K
Ca
Sc
Ti
5
Rb
Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
In
6
Cs
Ba Lu
Hf
Ta
Tl
7
Fr
Ra
Rf
Ha
IV
V
VI
VII
He
np
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
Sn
Sb
Te
I
Xe
Pb
Bi
Po
At
Rn
(n-1) d
Lr
La
V
Cr Mn Fe
W
Re
Os
Co
Ir
Ni
Pt
VIII
Au Hg
Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th
Pa
U
Np Pu Am Cm Bk
Cf
Es Fm Md No
Vlastnosti prvků VII. hlavní skupiny konfigurace ns2np5
X
t.t. (°C)
všechny nekovy,
F
4,10
-218
typická mocenství
Cl
2,83
-101
Br
2,74
I
2,21
-7 114 subl.
-I, +I, +III, +V a +VII, omezeně i +IV a +VI, fluor pouze -I
At
Historie • chlorid sodný známý od nepaměti, používán i jako platidlo • 900 připravena zředěná HCl • 1200 lučavka královská • sloučeniny všech halogenů (mimo At) již ve středověku běžně používány • 1810 objev chloru, 1811 jodu, 1826 bromu • 1886 Moissan připravil fluor (po 70 letech neúspěšných pokusů)
Výskyt Fluor V zemské kůře 0,1 hmotn. %, minerály fluorit CaF2 a apatit Ca5(PO4)3F Chlor V zemské kůře 0,2 hmotn. %, hlavní minerál halit NaCl (sůl kamenná, velké množství v moři)
Výskyt Brom V zemské kůře cca 0,01 hmotn. %, minerály velmi vzácné, příměs v chloridech a hlavně v mořské vodě Jod V zemské kůře pouze cca 0,0001 hmotn. %, minerály velmi vzácné, příměs v chloridech, chilském ledku a hlavně v mořské vodě
Vlastnosti prvků Fluor světle zelený plyn, silně toxický a mimořádně reaktivní, přímo reaguje se všemi prvky mimo He, Ne a Ar Chlor Žlutozelený plyn, lehce zkapalnitelný, silně toxický a silně reaktivní, použit i jako bojový plyn
Vlastnosti prvků Brom hnědočervená kapalina, nebezpečné páry, velmi reaktivní Jod tmavě fialová až černá krystalická látka, lehce sublimující, nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v organických rozpouštědlech
Vlastnosti halogenů Všechny halogeny mají oxidační vlastnosti a přecházejí na halogenidový aniont, extrémní oxidační schopnost má fluor, směrem k jodu tato schopnost klesá Lehčí halogeny oxidují těžší halogenidy na prvek nebo i na vyšší oxidační stupně
Příprava Fluor Tepelný rozklad fluoridů 2 CoF3 → 2 CoF2 + F2 Chlor 4 HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O HCl + HClO → Cl2 + H2O
Příprava Brom 16 HBr + 2 KMnO4 → 2 MnBr2 + 5 Br2 + 2 KBr + 8 H2O 5 HBr + HBrO3 → 3 Br2 + 3 H2O 2 KBr + Cl2 → Br2 + 2 KCl Jod 2 KI + Cl2 (Br2) → I2 + 2 KCl (KBr)
Výroba a použití Fluor pouze elektrolýzou směsi KHF2 + HF použití pro výrobu HF, teflonu a jiných speciálních plastů a chemikálií, UF6, SF6, fluoridů pro fluorace v organické chemii a dříve i freonů
Výroba a použití Chlor hlavně elektrolýzou solanky použití pro výrobu HCl, PVC a jiných plastů a chemikálií pro organické syntézy, výroba polychlorovaných rozpouštědel
Výroba a použití Brom ze zahuštěné mořské nebo mineralizované vody se vytěsňuje chlorem použití pro výrobu HBr, retardačních chemikálií, chemikálií pro organické syntézy, fotografické materiály (AgBr), léčiva, barviva
Výroba a použití Jod ze zahuštěné mineralizované vody se vytěsňuje chlorem nebo z jodičnanů (Chile) reakcí se siřičitanem 2 NaIO3 + 2 NaHSO3 + 3 Na2SO3 → 5 Na2SO4 + 3 H2O + I2 použití pro výrobu organických a anorganických chemikálií, fotografické materiály (AgI)
Halogenovodíky Plyny (HF lehce těkavá kapalina s b.v. 19,5 °C) velmi dobře rozpustné ve vodě, tvoří azeotropy s teplotami varu nad 100 °C dodávají se většinou jako koncentrované vodné roztoky (kyseliny fluorovodíková, chlorovodíková, bromovodíková a jodovodíková)
Fluorovodík Kapalný HF je důsledkem přítomnosti vodíkové vazby mezi molekulami HF Příprava a výroba CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF také jako vedlejší produkt při zpracování apatitu na fosforečná hnojiva Ca5(PO4)3F + 5 H2SO4 → 5 CaSO4 + HF + 3 H3PO4
Fluorovodík Typická reakce HF s SiO2 (a jinými silikáty a skly) 4 HF + SiO2 → SiF4 + 2 H2O SiF4 je plyn, reagující v roztoku s HF na H2[SiF6] a případně na hexafluorokřemičitany, např. K2[SiF6] Použití leptání skla a rozklad silikátů
Fluorovodík Kyselina fluorovodíková (vodný roztok HF) je mimořádně nebezpečná, při styku s kůží vznikají hluboké a těžce se hojící popáleniny, protože HF proniká kůží a napadá její vnitřní vrstvy V případě popálení je nutné ihned místo opláchnout a neutralizovat popáleninu roztokem glukonátu vápenatého
Chlorovodík Jeden z hlavních chemických produktů s velmi širokým použitím (kyselina solná), dodávána v koncentraci 36 – 38 %, nebezpečné páry Příprava a výroba NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl spalování chloru ve vodíku Cl2 + H2 → 2 HCl
Chlorovodík Použití Velmi široké použití v chemickém průmyslu pro výrobu anorganických i organických látek s chlorem, moření ocelí, úprava pH odpadů
Bromovodík Příprava NaBr + H3PO4 → NaH2PO4 + HBr nelze použít H2SO4, oxiduje částečně bromid na elementární brom hydrolýza kovalentních bromidů PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr
Bromovodík Výroba spalováním bromu ve vodíku Br2 + H2 → 2 HBr Použití výroba anorganických bromidů, organické výroby
Jodovodík Příprava H2S + I2 → S + 2 HI V roztoku je HI téměř stálý, v plynné fázi se částečně rozkládá na směs H2 a I2 (typická rovnovážná reakce) H2 + I2 ↔ 2 HI Použití výroba anorganických jodidů, organické výroby
Halogenidy Binární sloučeniny s většinou prvků • iontové (s alkalickými kovy, kovy alkalických zemin a lanthanoidy) • kovalentní (polární kovalentní vazby, molekulové nebo polymerní s můstkovými halogeny) ostatní kovy a nekovy
Halogenidy Příprava Bezvodé přímou reakcí prvků nebo řadou reakcí uvedených u jednotlivých prvků Řadu hydratovaných halogenidů nelze dehydratovat bez rozkladu (vznikají oxidy a oxid-halogenidy), proto speciální postupy s látkami reagujícími s vodou CoCl2 . 6 H2O + 6 SOCl2 → CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Interhalogeny Halogeny mezi sebou tvoří řadu interhalových látek (interhalogenidů), které vznikají přímou reakcí prvků, jsou dobře definované a jejich molekulovou strukturu lze odvodit z teorie VSEPR. Příklady ClF, IBr, BrF3, IF5, IF7
Polyhalogenidy Jod tvoří polyjodidy I3- až I9- rozpustné ve vodě. Méně ochotně se zapojují i další halogeny ve formě interhalogenů. Jod je ve vodě nerozpustný, reaguje však s roztokem jodidu za vzniku polyjodidů (Lugolův roztok hnědé barvy) I2 + KI → KI3
(I3- je lineární)
Oxidy halogenů Fluor S kyslíkem tvoří fluorid kyslíku OF2 (jedovatý plyn, poměrně stálý) reakcí fluoru s vodným roztokem alkalických hydroxidů 2 F2 + 2 KOH → 2 KF + OF2 + H2O molekula tvarově odpovídá H2O, vazby jsou kovalentní, nemá praktický význam
Oxidy halogenů Chlor Chlor tvoří řadu většinou nestálých oxidů bez většího významu, které jsou identifikovatelné jako plynné a kapalné meziprodukty při chemických reakcích Přehled Cl2O, Cl2O3, ClO2 (Cl+IV), Cl2O6 (Cl+VI) a Cl2O7 (nejstálejší)
Oxidy halogenů Brom Velmi nestálé oxidy Br2O a BrO2 Jod I2O5 nejstálejší oxid halogenů, bílá krystalická látka stálá do 300 °C, příprava dehydratací kyseliny jodičné 2 HIO3 → I2O5 + H2O
Oxokyseliny halogenů Od fluoru oxokyselina neexistuje, od ostatních halogenů jsou známy kyseliny typu HXO, HXO2 (mimo jodu), HXO3 a HXO4 Některé z nich jsou velmi významné
Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO Obecná příprava 2 X2 + 2 HgO + H2O → HgO . HgX2 + 2 HXO Reakce Cl2 nebo Br2 s vodou (ne I2) Cl2 + H2O → HCl + HClO Slabé kyseliny, silné oxidační vlastnosti (zvláště v kyselém prostředí)
Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO soli chlornany, bromnany a jodnany, reakce ve vodném roztoku za chladu Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O chlorid-chlornan vápenatý dezinfekční a bělicí činidla (Savo, chlorové vápno)
Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO2 HClO2 a HBrO2, málo významné, středně silné kyseliny, známé pouze v roztoku, soli chloritany a bromitany
Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO3 silné kyseliny, známé pouze v roztoku 3 Cl2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO3 + 3 H2O reakce za horka kyseliny se ze solí připravují na iontoměničích nebo přes barnaté soli Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HClO3
Oxokyseliny halogenů kyselina jodičná se připraví oxidací jodu kyselinou dusičnou 3 I2 + 10 HNO3 → 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O Anionty XO3- mají tvar trojboké pyramidy (odvozené z tetraedru, hybridizace sp3, 3 vazby X = O a nevazebný elektronový pár na halogenu)
Oxokyseliny halogenů Soli chlorečnany, bromičnany a jodičnany, významné zvláště KClO3 a KBrO3 Pro KClO3 je typická disproporcionační reakce za tepla, při příliš vysoké teplotě jde rozklad až na KCl a O2 4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl chlorečnany jsou velmi silná oxidační činidla a s organickými látkami za tepla explodují
Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO4 HClO4 nejsilnější minerální kyselina, výroba z chloristanu draselného reakcí s kyselinou sírovou a vakuovou destilací, dodává se jako 70% roztok zředěná se chová jako neoxidující, Zn + 2 HClO4 → Zn(ClO4)2 + 3 H2 koncentrovaná nebo páry extrémně oxidující
Oxokyseliny halogenů HClO4 Aniont tvar tetraedru, význačnou vlastností je neschopnost tvořit donor akceptorovou vazbu (netvoří žádné komplexy) HBrO4 a HIO4 nevýznamné včetně solí
