Halogény (VII.A skupina) – vlastnosti, výskyt, výroba, použitie a zlúčeniny

Halogény (VII.A skupina) – vlastnosti, výskyt, výroba, použitie a zlúčeniny

Halogény sú prvky 17. skupiny (VII.A skupiny) periodickej tabuľky prvkov a patria medzi p⁵-prvky. Patria sem fluór (F), chlór (Cl), bróm (Br), jód (I) a astát (At). Názov halogény pochádza z gréckeho slova hals – soľ, pretože tieto prvky vytvárajú veľké množstvo solí.

Charakteristika halogénov

Halogény majú 7 valenčných elektrónov. Elektrónová konfigurácia ich valenčnej vrstvy je ns²np⁵. Ide o nestálu elektrónovú konfiguráciu, preto sú veľmi reaktívne a snažia sa prijať jeden elektrón, aby dosiahli stabilnú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu ns²np⁶.

• S rastúcim protónovým číslom Z klesá elektronegativita aj reaktivita halogénov. Fluór je najelektronegatívnejší prvok periodickej tabuľky.
• Halogény sa vyskytujú ako dvojatómové molekuly X₂: F₂, Cl₂, Br₂ a I₂.
• V skupine sa pri bežnej teplote nachádzajú prvky vo všetkých troch skupenstvách: plynnom, kvapalnom a tuhom.

Prehľad základných vlastností halogénov

Prvok	Značka	Z	Ar	Elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy	Teplota topenia	Teplota varu	Elektronegativita
Fluór	F	9	19,00	2s22p5	−219,6 °C	−187,5 °C	4,0
Chlór	Cl	17	35,45	3s23p5	−101,0 °C	−34,1 °C	3,0
Bróm	Br	35	79,90	4s24p5	−7,3 °C	+58,8 °C	2,8
Jód	I	53	126,90	5s25p5	+113,7 °C	+184,5 °C	2,45
Astát	At	85	–	6s26p5	–	–	2,2

Oxidačné čísla, oxidy a oxokyseliny

Prvok	Oxidačné čísla	Oxidy uvedené v učive	Oxokyseliny uvedené v učive
F	−I, 0	–	–
Cl	−I, 0, I, III, IV, V, VII	Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7	HClO, HClO2, HClO3, HClO4
Br	−I, 0, I, III, V, VII	Br2O, BrO2, BrO3	HBrO, HBrO3
I	−I, 0, I, III, V, VII	I2O5	HIO, HIO3, H5IO6
At	−I, 0, I, III, V, VII	–	–

Výskyt halogénov v prírode

Halogény sa pre vysokú reaktivitu voľne v prírode prakticky nevyskytujú. Nachádzajú sa prevažne vo viazanej forme, najčastejšie v halogenidoch.

• Fluór (F) – nachádza sa v mineráloch kazivec (fluorit, CaF₂) a kryolit (Na₃AlF₆). Je biogénnym prvkom, tvorí súčasť kostí a zubnej skloviny.
• Chlór (Cl) – vyskytuje sa ako kamenná soľ (halit, NaCl), sylvín (KCl) a karnalit (KCl · MgCl₂ · 6H₂O). Je biogénnym prvkom, nachádza sa v krvnej plazme a žalúdočnej šťave.
• Bróm (Br) – v malom množstve sprevádza zlúčeniny chlóru; nachádza sa v morskej vode, chaluhách a slaných jazerách.
• Jód (I) – nachádza sa v morskej vode, ktorá obsahuje približne 3 – 5 % rozpustených solí vrátane halogenidov. Je biogénnym prvkom a súčasťou hormónov štítnej žľazy.

Fyzikálne a chemické vlastnosti halogénov

Fyzikálne vlastnosti

• Fluór (F₂) – jedovatý, veľmi reaktívny, svetložltý plyn.
• Chlór (Cl₂) – jedovatý, žltozelený prchavý plyn.
• Bróm (Br₂) – červenohnedá kvapalina.
• Jód (I₂) – fialové šupinaté kryštáliky s kovovým leskom; sublimuje a vo vode je iba slabo rozpustný.

Jód sa rozpúšťa v roztoku jodidu draselného (KI), čím vzniká Lugolov roztok. Jeho približne 5 % roztok v etanole sa nazýva jódová tinktúra.

• Halogény sú jedovaté a majú dráždivé účinky.
• Tvoria dvojatómové molekuly X₂.
• Chlór a bróm sú rozpustné vo vode; fluór s vodou prudko reaguje. Jód sa vo vode rozpúšťa len málo.
• S rastúcim protónovým číslom ich reaktivita klesá.

Chemické vlastnosti a reakcie

Halogény sa priamo zlučujú s väčšinou kovov a mnohými nekovmi. Príklady:

• Reakcia sodíka s chlórom: 2Na + Cl₂ → 2NaCl
• Reakcia vodíka s chlórom: H₂ + Cl₂ → 2HCl

Halogén s nižším protónovým číslom vytláča z halogenidov halogén s vyšším protónovým číslom, pretože je reaktívnejší.

Príklad: 2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂

Chlór má vyššiu elektronegativitu ako bróm, a preto má väčšiu tendenciu získať elektrón a vytvoriť stabilný halogenidový anión Cl⁻.

Halogén s vyšším protónovým číslom môže pôsobiť ako redukovadlo pri reakcii s kyslíkatými soľami halogénu s nižším protónovým číslom:

I₂ + 2NaClO₃ → 2NaIO₃ + Cl₂

V tejto reakcii pôsobí jód ako redukovadlo.

Stabilnú elektrónovú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu môžu halogény dosiahnuť:

• Prijatím jedného elektrónu: X + e⁻ → X⁻ (vzniká halogenidový anión).
• Vytvorením jednej kovalentnej väzby.

Okrem fluóru môžu halogény nadobúdať oxidačné čísla od −I do +VII; fluór má v zlúčeninách oxidačné číslo −I. V zlúčeninách halogénov, najmä pri fluóre (napríklad v HF), sa môžu uplatňovať vodíkové väzby.

Príprava a výroba halogénov

Príprava

Halogény možno pripraviť oxidáciou halogenidov alebo halogénvodíkov silnými oxidačnými činidlami.

Oxidácia halogenidových iónov: 2X⁻ → X₂ + 2e⁻

Na oxidáciu sa môžu použiť napríklad KMnO₄, MnO₂ alebo CaOCl₂.

Príklad prípravy chlóru: 4HCl + MnO₂ → Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Priemyselná výroba

Halogény sa vyrábajú aj elektrolýzou roztokov alebo tavenín ich solí. Napríklad chlór sa vyrába elektrolýzou taveniny alebo takmer nasýteného vodného roztoku NaCl, tzv. soľanky. Chlór (Cl₂) sa vylučuje na anóde.

Použitie halogénov

• Fluór (F) – výroba fluórovaných zlúčenín vrátane freónov (napr. CCl₂F₂, historicky používaného v chladení a sprejoch), výroba plastov (teflón) a fluoridových zložiek zubných pást.
• Chlór (Cl) – výroba plastov (PVC), chlorovodíka (HCl), bieliacich a dezinfekčných prostriedkov, napríklad na dezinfekciu vody.
• Bróm (Br) – výroba liečiv, farieb a fotografických materiálov.
• Jód (I) – výroba liečiv, farieb, jódovej tinktúry (približne 5 % etanolový roztok jódu) a Lugolovho roztoku.

Zlúčeniny halogénov sa nachádzajú aj v niektorých bojových otravných látkach, napríklad vo fosgéne a yperite.

Zlúčeniny halogénov

Bezkyslíkaté zlúčeniny – halogénvodíky

Halogénvodíky sú dvojprvkové zlúčeniny halogénov s vodíkom so všeobecným vzorcom HX: HF, HCl, HBr, HI.

• Sú to spravidla bezfarebné, ostro páchnuce a ľahko skvapalniteľné látky; za bežných podmienok sa vyskytujú ako plyny.
• HF má v porovnaní s ostatnými halogénvodíkmi vysokú teplotu varu a topenia v dôsledku silných vodíkových väzieb.
• Dobre sa rozpúšťajú vo vode a ich vodné roztoky sa označujú ako halogénvodíkové kyseliny.
• Sila kyselín rastie s rastúcim protónovým číslom halogénu: HF < HCl < HBr < HI.

HF – kyselina fluorovodíková: patrí medzi slabé kyseliny, používa sa napríklad približne 40 % roztok. Leptá sklo, a preto sa uchováva v plastových nádobách.

Rovnica leptania skla: 6HF + SiO₂ → H₂SiF₆ + 2H₂O

HCl – kyselina chlorovodíková (triviálne kyselina soľná): silná kyselina bez výrazných oxidačných účinkov, bežne dostupná napríklad ako približne 36 % roztok; chlorovodíková kyselina tvorí súčasť žalúdočnej šťavy.

HBr a HI: bromovodík a jodovodík sa na vzduchu môžu oxidovať, pričom sa uvoľňuje bróm a jód.

Bezkyslíkaté zlúčeniny – halogenidy

Halogenidy sú soli halogénvodíkových kyselín, teda zlúčeniny halogénov s elektropozitívnejšími prvkami. Mnohé z nich sú dobre rozpustné vo vode.

Rozdelenie halogenidov:

• Iónové halogenidy – vznikajú s prvkami s nízkou elektronegativitou (napr. NaCl, KBr). Majú vysoké teploty topenia a varu; v roztoku alebo tavenine vedú elektrický prúd.
• Polymérne halogenidy (s atómovou štruktúrou) – vyskytujú sa aj pri kovoch zo strednej časti periodickej tabuľky. Atómy sú kovalentnými väzbami spojené do reťazcov alebo vrstiev; príklad: CoCl₂.
• Molekulové halogenidy – tvoria sa najmä s nekovmi a polokovmi, prípadne s kovmi vo vyššom oxidačnom stupni (napr. PCl₅). Bývajú prchavé, často plynné alebo kvapalné.

Výroba halogenidov

1. Priamou syntézou z prvkov: 2Na + Cl₂ → 2NaCl
2. Rozpúšťaním kovov v kyselinách: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂
3. Zrážaním: Pb(NO₃)₂ + 2HCl → PbCl₂ + 2HNO₃

Analytický dôkaz halogenidových aniónov

Halogenidové anióny Cl⁻, Br⁻ a I⁻ sa dokazujú pomocou AgNO₃ (dusičnanu strieborného), pričom vznikajú charakteristicky sfarbené zrazeniny.

Anión	Reakcia	Zrazenina
Cl−	Cl− + Ag+ → AgCl	Biela
Br−	Br− + Ag+ → AgBr	Žltkastá
I−	I− + Ag+ → AgI	Žltá

Výroba kyseliny chlorovodíkovej (HCl)

1. Výroba plynného chlorovodíka: H₂ + Cl₂ → 2HCl. Ide o exotermickú reakciu, pri ktorej je potrebné chladenie.
2. Rozpustenie chlorovodíka vo vode: vyrobený chlorovodík sa najskôr schladí a následne sa rozpúšťa vo vode.

Použitie halogenidov

• NaCl – kuchynská soľ, posyp ciest, fyziologický roztok.
• AgBr – fotografické emulzie.
• KI – jódometria, prísada do kuchynskej soli.
• KI₃ – trijodidové formy jódu v Lugolovom roztoku; použitie v analytickej chémii.

Kyslíkaté zlúčeniny halogénov

Oxidy halogénov

• OF₂ je fluorid kyslíka, nie oxid fluóru.
• Viaceré kyslíkaté zlúčeniny halogénov sú veľmi reaktívne a nestále.
• I₂O₅ je pomerne stály kryštalický oxid jódu.
• Cl₂O₇ je olejovitá kvapalina.

Oxokyseliny chlóru

HClO – kyselina chlórna

• Veľmi slabá, nestála kyselina so silnými oxidačnými účinkami.
• Vzniká pri reakcii chlóru s vodou: Cl₂ + H₂O ⇌ HClO + HCl.
• Jej soli, chlórnany, sú silnými oxidačnými činidlami.
• Zmes chloridu a chlórnanu sodného sa označuje ako bieliaci lúh a používa sa na bielenie.
• Zmes chloridu a chlórnanu vápenatého tvorí chlórové vápno, bieliaci a dezinfekčný prostriedok napríklad pri spracovaní papiera a textilu.

HClO₃ – kyselina chlorečná

• Silná, nestála kyselina a silné oxidačné činidlo.
• Jej soli, chlorečnany, sa používali a používajú ako oxidačné činidlá, okrem iného pri výrobe zápaliek a v niektorých výbušných zmesiach.
• NaClO₃ – oxidačné činidlo, historicky využívané aj na ničenie buriny.
• KClO₃ – používa sa pri výrobe niektorých výbušných zmesí.

HClO₄ – kyselina chloristá

• Veľmi silná kyselina – najsilnejšia z uvedených oxokyselín chlóru a jedna z najsilnejších bežných kyselín.
• V porovnaní s chlórnanmi a chlorečnanmi má za určitých podmienok slabšie oxidačné účinky.
• Jej soli, chloristany, sa používajú napríklad v pyrotechnike.
• KClO₄ a NH₄ClO₄ – chloristany používané v pyrotechnike, kde nahrádzajú nebezpečné chlorečnany.

S rastúcim počtom atómov kyslíka v oxokyselinách chlóru spravidla rastie ich kyslosť, zatiaľ čo oxidačné vlastnosti závisia aj od podmienok reakcie. V pôvodnom porovnaní sa uvádza trend, že s rastúcim oxidačným číslom chlóru kyslosť rastie a oxidačné účinky klesajú.

Oxokyseliny brómu

• HBrO – kyselina brómna, tvorí soli nazývané brómnany.
• HBrO₃ – kyselina bromičná, tvorí soli nazývané bromičnany.
• Brómnany a bromičnany majú oxidačné účinky.

Oxokyseliny jódu

• HIO₃ a H₅IO₆ sú stabilnejšie ako príslušné oxokyseliny chlóru a brómu (HClO₃, HBrO₃).
• Tvoria bezfarebné kryštály a môžu sa rozplývať na vlhkom vzduchu.
• HIO₃ – kyselina jodičná je najstálejšou z uvedených kyselín jódu, je pevná a dobre rozpustná vo vode.
• Jej soli sa nazývajú jodičnany.

Vzájomné zlúčeniny halogénov

Halogény medzi sebou tvoria rôzne medzihalogénové zlúčeniny. V pôvodnom učive sa uvádza, že ich vytvárajú tým ochotnejšie, čím sú od seba v periodickej tabuľke viac vzdialené.

Príklady: BrF₃, IF₅, IF₇.

Na zapamätanie

• Halogény patria do 17. skupiny (VII.A) a majú 7 valenčných elektrónov.
• Tvoria molekuly F₂, Cl₂, Br₂ a I₂; ich reaktivita v skupine smerom nadol klesá.
• Najelektronegatívnejším prvkom je fluór.
• Významnými zlúčeninami sú halogénvodíky, halogenidy, oxidy a oxokyseliny.
• Halogenidové anióny Cl⁻, Br⁻, I⁻ možno dokázať pomocou AgNO₃ a pozorovaním farby zrazeniny.