Halogény - Prvky p5

Halogény - Prvky p5
 
I. Elektrónová konfigurácia
Halogény sa nachádzajú sa v p – bloku PSP, 17. skupina, (VII. A skupina). Na valenčnej vrstve majú 7 elektrónov v orbitáloch s a p. Ich všeobecná elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy je ns2 np5.

II. Fyzikálne vlastnosti
Fluór -  F
 žltozelený plyn štipľavého zápachu, jedovatý a toxický
Chlór  – Cl
žltozelený ostrozapáchajúci plyn, jedovatý a toxický
Bróm – Br
červenohnedá zapáchajúca kvapalina, prudko jedovatá
Jód - I
 tmavosivé kovovolesklé kryštáliky, vo vode málo rozpustné
Astát -At
 rádioaktívna tuhá látka s malým polčasom rozpadu, umelo pripravená
 
III. Chemické vlastnosti a reaktivita
-  halogény vytvárajú dvojprvkové molekuly X2  - F2 ,Cl2 ,Br2 ,I2
- do naplnenia valenčnej vrstvy im chýba 1 elektrón, čiže najčastejšie sa vyskytujú vo forme aniónov X-I
- okrem fluóru môžu všetky halogény používať na tvorbu väzieb prázdne d – orbitály - (oxidačné čísla I, III, V, VII)
- elektronegativita je najvyššia u fluóru, s rastúcim Z klesá
- sú veľmi reaktívne, zlučujú sa s mnohými prvkami
- schopnosť tvoriť anióny (oxidovať sa) je vysoká a klesá v rade od fluóru k iódu.
- halogén s nižším Z je schopný vytlačiť z halogenidov halogén s vyšším Z.
 
Cl2 + 2KF → F2 +2KCl - reakcia neprebieha
F2 +2KCl → Cl2 + 2KF – reakcia prebieha
 
IV. Výskyt v prírode
Keďže sú veľmi reaktívne, vyskytujú sa len vo forme zlúčenín
F – CaF2 – kazivec, Na3AlF6 – kryolit
Cl – NaCl – kamenná soľ, KCl – sylvín
Br – sprevádza zlúčeniny chlóru, morské riasy
I – morské chaluhy, súčasť hormónu štítnej žľazy
 
V. Použitie a výroba
- F – používa sa na výrobu teflónu, ktorý odoláva aj lúčavke kráľovskej, biogénny prvok – súčasť zubnej skloviny
- Cl – dezinfekcia pitnej vody, výroba plastov. Priemyselne sa vyrába elektrolýzou NaCl
- Br – fotografické emulzie, slzotvorné látky, liečivá
- I – liečenie činnosti štítnej žľazy, liehový roztok jódu ( 5%) – jódová tinktúra
Zlúčeniny halogénov
Bezkyslíkaté zlúčeniny
Halogénvodíky sú  binárne zlúčeniny halogénu s vodíkom -HF, HCl, HBr, HI. Všetky sú  ostro páchnuce plyny.
HF
Stredne silná kyselina  lebo medzi jej molekulami sa nachádzajú vodíkové mostíky, ktoré bránia disociácii molekúl. Kyselina fluorovodíková  leptá sklo, preto sa uchováva sa v plastových fľašiach:
SiO2 + 6HF ® H2SiF6 + 2 H2O
 
HCl
Patrí medzi najsilnejšie anorganické kyseliny.  Koncentrovaná je 36%. Je súčasťou žalúdočnej kyseliny, preto ju poznáme aj pod názvom  kyselina soľná.
Rozpúšťa kovy naľavo od vodíka v elektro - chem. rade napätia za vzniku halogenidu a vodíka
Nachádza sa aj v lúčavke kráľovskej, ktorá rozpúšťa aj zlato:
3 HCl + HNO3 ® NOCl + Cl2+ 2 H2O
 
Halogenidy
Soli halogénvodíkov- fluoridy ( F-), chloridy ( Cl-), bromidy ( Br-), iodidy (I-)
 
1.  Iónové – halogén + prvok s nízkou elektronegativitou
o Vysoké teploty topenia a varu, v roztoku, alebo tavenine vedú elektrický prúd  (napr. NaCl)
2.  Polymérne (atómové) -  halogén + kov zo strednej časti tabuľky
o Kovalentná väzba( napr. CdCl2), sú spojené do reťazcov
3.  Molekulové – halogén + prvok s vyšším oxidačným číslom
o Kovalentná väzba, prchavé, tvoria molekuly ( napr.PCl5)
 
Kyslíkaté zlúčeniny halogénov
Oxidy – nestále, pri bežnej teplote sa rozkladajú – najstálejší je oxid iodičný ( I2O5)
 
Kyseliny
Kyselina chlórna – HClO
Veľmi slabá, nestála, z kyselín chlóru je najsilnejšie oxidačné činidlo. Jej soli sú chlórnany .
Bieliaci lúh  Cl2  + 2 NaOH ® NaCl + NaClO + H2O
Chlórové vápno - dezinfekcia 2Cl2  + 2 Ca(OH)2 ® CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Kyselina chloritá – HClO2
Kyselina chlorečna – HClO3
Silnejšia, nestála, silné oxidačné činidlo. Jej soli sú chlorečnany. Tie majú silné oxidačné účinky a používajú sa na výrobu výbušnín a zápaliek.
Kyselina chloristá
Menej silné oxidačné činidlo. Soli sú chloristany a používajú sa v pyrotechnike.
Kyselina iodičná – HIO3
Najstálejšia z kyselín iódu , pevná látka
Kyselina pentahydrogeniodistá H5IO6
pevná látka