Halogeny jsou vysloveně nekovy. Patří mezi ně fluor, astat, jód, brom, chlor a umělý prvek zvaný ununseptium (tennessin). Tyto látky mají širokou škálu chemických funkcí a stojí za to o nich mluvit podrobněji.
Vysoká oxidační aktivita
Toto je první vyslovená vlastnost, která bude zmíněna. Všechny halogeny mají vysokou oxidační aktivitu, ale nejaktivnější je fluor. Dále sestupně: chlór, brom, jód, astat, ununseptium. Ale fluor reaguje se všemi kovy bez výjimky. Navíc se většina z nich v atmosféře tohoto prvku samovznítí a tento proces je doprovázen uvolněním velkého množství tepla.
Pokud se fluor nezahřívá, pak v tomto případě bude reagovat s mnoha nekovovými látkami. Například se sírou, uhlíkem, křemíkem, fosforem. Získají se reakcevysoce exotermická a může být doprovázena explozí.
Za zmínku také stojí, že fluor při zahřívání oxiduje všechny ostatní halogeny. Schéma je následující: Hal2 + F2=2HalF. A zde Hal je chlór, brom a jód. Navíc u takových sloučenin je stupeň jejich oxidace +1.
A ještě jedna chemická vlastnost halogen-fluoru je jeho reakce s těžkými inertními plyny pod vlivem ozáření. Říká se jim také vznešené. Mezi tyto plyny patří helium, neon, argon, krypton, xenon, radon a nedávno objevený oganesson.
Interakce s komplexními látkami
Toto je další chemická vlastnost halogenů. Komplexní látky, jak je známo, zahrnují sloučeniny sestávající ze dvou nebo více prvků. Tentýž fluor se v takových reakcích projevuje velmi energicky. Doprovází je výbuch. Ale například takto vypadá jeho reakce s vodou ve tvaru vzorce: 2F2 + 2H2O → 4HF + O 2.
Chlor je také reaktivní, i když jeho aktivita je menší než aktivita fluoru. Ale reaguje se všemi jednoduchými látkami kromě vzácných plynů, dusíku a kyslíku. Zde je jeden příklad: Si + 2Cl2 → SiCl4 + 662 kJ.
Ale reakce chloru s vodíkem je obzvláště zajímavá. Pokud není správné osvětlení a teplota, nic se mezi nimi neděje. Pokud ale zvýšíte jas a zahřejete je, pak dojde k explozi, navíc řetězovým mechanismem. Reakce probíhá pod vlivem fotonů, kvant elektromagnetického záření, kterédisociuje molekuly Cl2 na atomy. Dále probíhá celý řetězec reakcí a v každé z nich se získá částice, která iniciuje začátek další fáze.
Bróm
Jak vidíte, nejvíce se mluví o fluoru a trochu méně o chloru. Je to proto, že chemické vlastnosti halogenů neustále klesají z fluoru na astat.
Bromine je jakýsi střed v jejich sérii. Je lépe rozpustný ve vodě než jiné halogeny. Výsledný roztok je známý jako bromová voda, silná látka, která dokáže oxidovat nikl, železo, chrom, kob alt a mangan.
Pokud mluvíme o chemických vlastnostech halogenu, pak stojí za zmínku, že z hlediska aktivity zaujímá střední pozici mezi notoricky známým chlorem a jódem. Mimochodem, když reaguje s roztoky jodidu, uvolňuje se volný jód. Vypadá to takto: Br2 + 2Kl → I2 + 2KBr.
Bróm také může reagovat s nekovy (teluriem a selenem) a v kapalném stavu interaguje se zlatem, což vede k tvorbě tribromidu AuBr3. Je také schopen spojovat organické molekuly trojnou vazbou. Pokud se zahřívá v přítomnosti katalyzátoru, může reagovat s benzenem za vzniku brombenzenu C6H5Br, což se nazývá substituční reakce.
Jód
Další nejaktivnější chemickou vlastností halogenů v tabulce je jód. Jeho zvláštnost spočívá v tom, že tvoří řadu různých kyselin. Patří mezi ně:
- Jód. Bezbarvá kapalina se štiplavým zápachem. Silná kyselina, která je silným redukčním činidlem.
- Jód. Nestabilní, může existovat pouze ve vysoce zředěných roztocích.
- Jód. Vlastnosti jsou stejné jako u předchozího. Tvoří jodidové soli.
- Jód. Krystalická bezbarvá látka se sklovitým leskem. Rozpustný ve vodě, náchylný k polymeraci. Má oxidační vlastnosti.
- Jód. Hygroskopická krystalická látka. Používá se v analytické chemii jako oxidační činidlo.
Obecné chemické vlastnosti halogen-jódu zahrnují vysokou aktivitu. I když je to méně než chloru s bromem a ještě více není srovnatelné s fluorem. Nejznámější reakcí je interakce jódu se škrobem, jejímž výsledkem je modré zbarvení škrobu.
Astatin
Také stojí za to říci o tom několik slov v pokračování diskuse o obecných vlastnostech halogenů. Fyzikální a chemické vlastnosti astatu jsou blízké vlastnostem notoricky známého jódu a polonia (radioaktivní prvek). Zde je jeho stručný popis:
- Produkuje nerozpustnou sůl AgAt, stejně jako všechny halogeny.
- Lze oxidovat na At, jako jód.
- Tvoří sloučeniny s kovy, vykazující oxidační stav -1. Stejně jako všechny halogeny.
- Reaguje s jódem a bromem za vzniku interhalogenových sloučenin. Astatin jodid a bromid, abych byl přesný (AtI a AtBr).
- Rozpouští se v dusíku a chlorovodíkukyseliny.
- Pokud na něj působíte vodíkem, vzniká plynný vodíkový astatid – nestabilní plynná kyselina.
- Jako všechny halogeny může nahradit vodík v molekule metanu.
- Má charakteristické záření alfa. Jeho přítomností se určuje přítomnost astatinu.
Mimochodem, zavedení astatinu ve formě roztoku do lidského těla léčí štítnou žlázu. V radioterapii se tento prvek aktivně využívá.
Tennesin
A musí tomu věnovat pozornost, protože mluvíme o chemických vlastnostech halogenů. Sloučenin s tennessinem není příliš známo, protože jeho přesné vlastnosti zatím zůstávají předmětem diskuse, protože byl do tabulky zařazen až v roce 2014.
S největší pravděpodobností se jedná o polokov. Nevykazuje téměř žádnou oxidační sílu, je tedy nejslabším z halogenů, protože jeho elektrony jsou příliš daleko od jádra. Je ale vysoce pravděpodobné, že tennessin bude halogen, jehož redukční vlastnost bude vyšší než oxidační.
Experimentálně provedená reakce s vodíkem. TsH je nejjednodušší spojení. Výsledný tennessin vodík pokračuje ve většině trendů pro halogenovodíky.
Fyzikální vlastnosti
Měly by být krátce zmíněny. Takže:
- Fluor je jedovatý světle žlutý plyn se štiplavým zápachem.
- Chlór je světle zelený plyn. Má také silný zápach a je jedovatější než fluor.
- Brom je červenohnědá těžká kapalina. Jehopáry jsou vysoce toxické.
- Jód je tmavě šedá pevná látka s kovovým leskem.
- Astat je modro-černá pevná látka. Vypadá jako jód.
Získání halogenů
Toto je poslední věc. Chemické vlastnosti a produkce halogenů spolu přímo souvisí. První podmiňuje druhé. Zde je několik způsobů, jak tyto látky získat:
- Prostřednictvím elektrolýzy tavenin nebo roztoků halogenidů - jejich sloučenin s jinými prvky nebo radikály.
- Interakcí jejich pevných solí a koncentrované kyseliny sírové. Ale to platí pouze pro HF a HCl.
- HBr a HI lze získat hydrolýzou halogenidů fosforu.
- Oxidace halogenovodíkových kyselin.
- HClO se získává hydrolýzou ve vodných roztocích chloru.
- HOBr vzniká interakcí vody a halogenu.
Obecně ale existuje mnohem více způsobů, jak je získat, toto jsou jen příklady. Ostatně halogeny se v průmyslu hojně používají. Fluor se používá k výrobě lubrikantů, chlór se používá k bělení a dezinfekci, brom se používá v lékařství a výrobě fotografických materiálů a o jódu nestojí ani řeč.
