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