Halogeny v periodické tabulce se nacházejí nalevo od vzácných plynů. Těchto pět toxických nekovových prvků je ve skupině 7 periodické tabulky. Patří mezi ně fluor, chlor, brom, jód a astat. Přestože je astat radioaktivní a má pouze krátkodobé izotopy, chová se jako jód a je často klasifikován jako halogen. Protože halogenové prvky mají sedm valenčních elektronů, potřebují k vytvoření plného oktetu pouze jeden elektron navíc. Díky této vlastnosti jsou reaktivnější než jiné skupiny nekovů.
Obecné vlastnosti
Halogeny tvoří dvouatomové molekuly (typu X2, kde X značí atom halogenu) - stabilní forma existence halogenů ve formě volných prvků. Vazby těchto dvouatomových molekul jsou nepolární, kovalentní a jednoduché. Chemické vlastnosti halogenů jim umožňují snadno se slučovat s většinou prvků, takže se v přírodě nikdy nevyskytují nesloučené. Fluor je nejaktivnější halogen a astat nejméně.
Všechny halogeny tvoří soli skupiny I s podobnýmivlastnosti. V těchto sloučeninách jsou halogeny přítomny jako halogenidové anionty s nábojem -1 (například Cl-, Br-). Koncovka -id označuje přítomnost halogenidových aniontů; např. Cl- se nazývá "chlorid".
Chemické vlastnosti halogenů jim navíc umožňují působit jako oxidační činidla – oxidovat kovy. Většina chemických reakcí zahrnujících halogeny jsou redoxní reakce ve vodném roztoku. Halogeny tvoří jednoduché vazby s uhlíkem nebo dusíkem v organických sloučeninách, kde je jejich oxidační stav (CO) -1. Když je atom halogenu nahrazen kovalentně vázaným atomem vodíku v organické sloučenině, lze použít předponu halo- v obecném smyslu nebo předponu fluor-, chlor-, brom-, jod- pro konkrétní halogeny. Halogenové prvky mohou být zesíťovány za vzniku dvouatomových molekul s polárními kovalentními jednoduchými vazbami.
Chlor (Cl2) byl prvním halogenem objeveným v roce 1774, po něm následoval jód (I2), brom (Br 2), fluor (F2) a astat (At, objeven naposledy v roce 1940). Název "halogen" pochází z řeckých kořenů hal- ("sůl") a -gen ("tvořit"). Společně tato slova znamenají „sůltvorný“, zdůrazňující skutečnost, že halogeny reagují s kovy za vzniku solí. Halit je název kamenné soli, přírodního minerálu složeného z chloridu sodného (NaCl). A konečně halogeny se používají v běžném životě – fluor se nachází v zubní pastě, chlór dezinfikuje pitnou vodu a jód podporuje tvorbu hormonů.štítná žláza.
Chemické prvky
Fluor je prvek s atomovým číslem 9, označovaný symbolem F. Elementární fluor byl poprvé objeven v roce 1886 jeho izolací z kyseliny fluorovodíkové. Ve volném stavu existuje fluor jako dvouatomová molekula (F2) a je nejrozšířenějším halogenem v zemské kůře. Fluor je nejvíce elektronegativní prvek v periodické tabulce. Při pokojové teplotě je to světle žlutý plyn. Fluor má také relativně malý atomový poloměr. Jeho CO je -1, s výjimkou elementárního dvouatomového stavu, ve kterém je jeho oxidační stav nulový. Fluor je extrémně reaktivní a interaguje přímo se všemi prvky kromě helia (He), neonu (Ne) a argonu (Ar). V roztoku H2O je kyselina fluorovodíková (HF) slabá kyselina. Ačkoli je fluor silně elektronegativní, jeho elektronegativita neurčuje kyselost; HF je slabá kyselina, protože fluorový iont je zásaditý (pH> 7). Kromě toho fluor produkuje velmi silná oxidační činidla. Například fluor může reagovat s inertním plynem xenonem za vzniku silného oxidačního činidla xenondifluoridu (XeF2). Fluor má mnoho využití.
Chlor je prvek s atomovým číslem 17 a chemickou značkou Cl. Objeven v roce 1774 izolací z kyseliny chlorovodíkové. Ve svém elementárním stavu tvoří dvouatomovou molekulu Cl2. Chlór má několik CO: -1, +1, 3, 5 a7. Při pokojové teplotě je to světle zelený plyn. Protože vazba, která se tvoří mezi dvěma atomy chloru, je slabá, molekula Cl2 má velmi vysokou schopnost vstupovat do sloučenin. Chlór reaguje s kovy za vzniku solí nazývaných chloridy. Chlorové ionty jsou nejběžnější ionty nalezené v mořské vodě. Chlór má také dva izotopy: 35Cl a 37Cl. Chlorid sodný je nejběžnější ze všech chloridů.
Brom je chemický prvek s atomovým číslem 35 a symbolem Br. Poprvé byl objeven v roce 1826. Ve své elementární formě je brom dvouatomová molekula Br2. Při pokojové teplotě je to červenohnědá kapalina. Jeho CO je -1, +1, 3, 4 a 5. Brom je aktivnější než jód, ale méně aktivní než chlor. Kromě toho má brom dva izotopy: 79Br a 81Br. Brom se vyskytuje jako bromidové soli rozpuštěné v mořské vodě. V posledních letech se produkce bromidu ve světě výrazně zvýšila díky jeho dostupnosti a dlouhé životnosti. Stejně jako ostatní halogeny je brom oxidační činidlo a je vysoce toxický.
Jód je chemický prvek s atomovým číslem 53 a symbolem I. Jód má oxidační stavy: -1, +1, +5 a +7. Existuje jako dvouatomová molekula, I2. Při pokojové teplotě je to fialová pevná látka. Jód má jeden stabilní izotop, 127I. Poprvé objeven v roce 1811s mořskými řasami a kyselinou sírovou. V současné době lze ionty jódu izolovat v mořské vodě. I když jód není příliš rozpustný ve vodě, jeho rozpustnost lze zvýšit použitím samostatných jodidů. Jód hraje v těle důležitou roli, podílí se na produkci hormonů štítné žlázy.
Astat je radioaktivní prvek s atomovým číslem 85 a symbolem At. Jeho možné oxidační stavy jsou -1, +1, 3, 5 a 7. Jediný halogen, který není dvouatomovou molekulou. Za normálních podmínek je to černá kovová pevná látka. Astat je velmi vzácný prvek, takže se o něm ví jen málo. Kromě toho má astat velmi krátký poločas, ne delší než několik hodin. Přijato v roce 1940 jako výsledek syntézy. Předpokládá se, že astat je podobný jódu. Má kovové vlastnosti.
Tabulka níže ukazuje strukturu atomů halogenů, strukturu vnější vrstvy elektronů.
| Halogen | Konfigurace elektronu |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Chlor | 3s2 3p5 |
| Bróm | 3d10 4s2 4p5 |
| Jód | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatin | 4f14 5d106s2 6p5 |
Podobná struktura vnější vrstvy elektronů určuje, že fyzikální a chemické vlastnosti halogenů jsou podobné. Při porovnávání těchto prvků jsou však také pozorovány rozdíly.
Periodické vlastnosti v halogenové skupině
Fyzikální vlastnosti jednoduchých látek halogenů se mění s rostoucím počtem prvků. Pro lepší pochopení a větší přehlednost vám nabízíme několik tabulek.
Testy tání a varu skupiny se zvyšují s rostoucí velikostí molekuly (F <Cl
Tabulka 1. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: body tání a varu
| Halogen | Tání T (˚C) | Bod varu (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Chlor | -101 | -35 |
| Bróm | -7,2 | 58,8 |
| Jód | 114 | 184 |
| Astatin | 302 | 337 |
Atomový poloměr se zvětšuje
Velikost jádra se zvětšuje (F < Cl < Br < I < At), jak se zvyšuje počet protonů a neutronů. Navíc se s každou periodou přidává více a více energetických hladin. To má za následek větší orbitál, a tedy i zvětšení poloměru atomu.
Tabulka 2. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: atomové poloměry
| Halogen | Kovalentní poloměr (pm) | Ionic (X-) poloměr (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Chlor | 99 | 181 |
| Bróm | 114 | 196 |
| Jód | 133 | 220 |
| Astatin | 150 |
Ionizační energie klesá
Pokud se vnější valenční elektrony nenacházejí v blízkosti jádra, pak jejich odstranění z jádra nezabere mnoho energie. Energie potřebná k vytlačení vnějšího elektronu tedy není ve spodní části skupiny prvků tak vysoká, protože existuje více energetických hladin. Kromě toho vysoká ionizační energie způsobuje, že prvek vykazuje nekovové vlastnosti. Displej s jódem a astatem vykazuje kovové vlastnosti, protože je snížena ionizační energie (At < I < Br < Cl < F).
Tabulka 3. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: ionizační energie
| Halogen | Ionizační energie (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| chlór | 1251 |
| brom | 1140 |
| jód | 1008 |
| astatin | 890±40 |
Elektronegativita klesá
Počet valenčních elektronů v atomu se zvyšuje s rostoucími energetickými hladinami na postupně nižších úrovních. Elektrony jsou postupně dále od jádra; Jádro a elektrony se tedy vzájemně nepřitahují. Je pozorováno zvýšení stínění. Elektronegativita se proto s rostoucí periodou snižuje (Na < I < Br < Cl < F).
Tabulka 4. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: elektronegativita
| Halogen | Elektronegativita |
| fluor | 4.0 |
| chlór | 3.0 |
| brom | 2.8 |
| jód | 2.5 |
| astatin | 2.2 |
Elektronová afinita klesá
Jak se velikost atomu zvyšuje s periodou, elektronová afinita má tendenci klesat (B < I < Br < F < Cl). Výjimkou je fluor, jehož afinita je menší než afinita chloru. To lze vysvětlit menší velikostí fluoru ve srovnání s chlórem.
Tabulka 5. Elektronová afinita halogenů
| Halogen | Elektronová afinita (kJ/mol) |
| fluor | -328,0 |
| chlór | -349,0 |
| brom | -324,6 |
| jód | -295,2 |
| astatin | -270,1 |
Reaktivita prvků se snižuje
Reaktivita halogenů klesá s rostoucí periodou (při <I
Anorganická chemie. Vodík + halogeny
Halogenid se tvoří, když halogen reaguje s jiným, méně elektronegativním prvkem za vzniku binární sloučeniny. Vodík reaguje s halogeny za vzniku HX halogenidů:
- fluorovodík HF;
- hydrochlorid HCl;
- bromovodík HBr;
- hydrojodine HI.
Halogenidy vodíku se snadno rozpouštějí ve vodě za vzniku halogenovodíkových (fluorovodíkových, chlorovodíkových, bromovodíkových, jodovodíkových) kyselin. Vlastnosti těchto kyselin jsou uvedeny níže.
Kyseliny vznikají následující reakcí: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Všechny halogenovodíky tvoří silné kyseliny kromě HF.
Zvýšení kyselosti halogenovodíkových kyselin: HF <HCl <HBr <HI.
Kyselina fluorovodíková dokáže vyrýt sklo a některé anorganické fluoridy po dlouhou dobu.
Může se zdát neintuitivní, že HF je nejslabší halogenovodíková kyselina, protože fluor má nejvyššíelektronegativita. Vazba H-F je však velmi silná, výsledkem je velmi slabá kyselina. Silná vazba je určena krátkou délkou vazby a vysokou disociační energií. Ze všech halogenovodíků má HF nejkratší délku vazby a největší disociační energii vazby.
Halogen oxokyseliny
Halogenoxokyseliny jsou kyseliny s atomy vodíku, kyslíku a halogenu. Jejich kyselost lze určit pomocí strukturní analýzy. Halogen oxokyseliny jsou uvedeny níže:
- Kyselina chlorná HOCl.
- Kyselina chlorná HClO2.
- Kyselina chlorná HClO3.
- Kyselina chloristá HClO4.
- Kyselina chlorná HOBr.
- Kyselina bromová HBrO3.
- Kyselina bromoová HBrO4.
- Kyselina hyaluronová HOI.
- Kyselina jodová HIO3.
- Kyselina metajodová HIO4, H5IO6.
V každé z těchto kyselin je proton navázán na atom kyslíku, takže porovnávat délky protonové vazby je zde zbytečné. Dominantní roli zde hraje elektronegativita. Aktivita kyseliny se zvyšuje s počtem atomů kyslíku vázaných na centrální atom.
Vzhled a stav hmoty
Hlavní fyzikální vlastnosti halogenů lze shrnout v následující tabulce.
| Stav hmoty (při pokojové teplotě) | Halogen | Vzhled |
| hard | jód | purple |
| astatin | black | |
| tekuté | brom | červenohnědá |
| plynný | fluor | bledě opálená |
| chlór | bledě zelená |
Vysvětlení vzhledu
Barva halogenů je výsledkem absorpce viditelného světla molekulami, což způsobuje excitaci elektronů. Fluor absorbuje fialové světlo, a proto se jeví jako světle žlutý. Jód naproti tomu absorbuje žluté světlo a jeví se fialově (žlutá a fialová jsou doplňkové barvy). Barva halogenů se s přibývající periodou tmavne.
V uzavřených nádobách jsou kapalný brom a pevný jód v rovnováze se svými parami, které lze pozorovat jako barevný plyn.
I když barva astatu není známa, předpokládá se, že musí být tmavší než jód (tj. černá) v souladu s pozorovaným vzorem.
Nyní, když se vás zeptá: „Charakterizujte fyzikální vlastnosti halogenů“, budete mít co říci.
Oxidační stav halogenů ve sloučeninách
Oxidační stav se často používá místo "valence halogenu". Oxidační stav je zpravidla -1. Ale pokud je halogen navázán na kyslík nebo jiný halogen, může nabývat dalších stavů:CO kyslík -2 má přednost. V případě dvou různých atomů halogenu spojených dohromady převažuje elektronegativnější atom a přebírá CO -1.
Například v chloridu jodném (ICl) má chlor CO -1 a jód +1. Chlór je elektronegativnější než jód, takže jeho CO je -1.
V kyselině bromčité (HBrO4) má kyslík CO -8 (-2 x 4 atomy=-8). Vodík má celkový oxidační stav +1. Sečtením těchto hodnot získáte CO -7. Protože konečný CO sloučeniny musí být nula, CO bromu je +7.
Třetí výjimkou z pravidla je oxidační stav halogenu v elementární formě (X2), kde je jeho CO nula.
| Halogen | CO ve sloučeninách |
| fluor | -1 |
| chlór | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jód | -1, +1, +5, +7 |
| astatin | -1, +1, +3, +5, +7 |
Proč je SD fluoru vždy -1?
Elektronegativita se zvyšuje s periodou. Proto má fluor ze všech prvků nejvyšší elektronegativitu, o čemž svědčí jeho postavení v periodické tabulce. Jeho elektronická konfigurace je 1s2 2s2 2p5. Pokud fluor získá o jeden elektron více, nejvzdálenější p-orbitaly jsou zcela zaplněny a tvoří celý oktet. Protože fluor mávysoká elektronegativita, může snadno vzít elektron ze sousedního atomu. Fluor je v tomto případě isoelektronický vůči inertnímu plynu (s osmi valenčními elektrony), všechny jeho vnější orbitaly jsou vyplněny. V tomto stavu je fluor mnohem stabilnější.
Výroba a použití halogenů
V přírodě jsou halogeny ve stavu aniontů, takže volné halogeny se získávají oxidací elektrolýzou nebo pomocí oxidačních činidel. Například chlor se vyrábí hydrolýzou solného roztoku. Použití halogenů a jejich sloučenin je různorodé.
- Fluor. Ačkoli je fluor vysoce reaktivní, používá se v mnoha průmyslových aplikacích. Například je klíčovou složkou polytetrafluorethylenu (teflonu) a některých dalších fluorpolymerů. Chlorfluoruhlovodíky jsou organické chemikálie, které se dříve používaly jako chladiva a hnací plyny v aerosolech. Jejich používání přestalo z důvodu možného vlivu na životní prostředí. Byly nahrazeny hydrochlorfluoruhlovodíky. Fluorid se přidává do zubní pasty (SnF2) a pitné vody (NaF), aby se zabránilo zubnímu kazu. Tento halogen se nachází v jílu používaném k výrobě určitých typů keramiky (LiF), používané v jaderné energetice (UF6), k výrobě antibiotika fluorochinolonu, hliníku (Na 3 AlF6), pro vysokonapěťovou izolaci (SF6).
- Chlor také našel řadu použití. Používá se k dezinfekci pitné vody a bazénů. Chlornan sodný (NaClO)je hlavní složkou bělidel. Kyselina chlorovodíková je široce používána v průmyslu a laboratořích. Chlór je přítomen v polyvinylchloridu (PVC) a dalších polymerech, které se používají k izolaci drátů, potrubí a elektroniky. Kromě toho se chlor osvědčil ve farmaceutickém průmyslu. Léky obsahující chlór se používají k léčbě infekcí, alergií a cukrovky. Neutrální forma hydrochloridu je součástí mnoha léků. Chlor se také používá ke sterilizaci nemocničního vybavení a dezinfekci. V zemědělství je chlór součástí mnoha komerčních pesticidů: DDT (dichlordifenyltrichlorethan) se používal jako zemědělský insekticid, ale jeho používání bylo ukončeno.
- Bróm se díky své nehořlavosti používá k potlačení hoření. Nachází se také v methylbromidu, pesticidu používaném k ochraně plodin a potlačení bakterií. Od nadměrného používání methylbromidu se však upustilo kvůli jeho vlivu na ozonovou vrstvu. Brom se používá při výrobě benzinu, fotografických filmů, hasicích přístrojů, léků na léčbu zápalu plic a Alzheimerovy choroby.
- Jód hraje důležitou roli ve správném fungování štítné žlázy. Pokud tělo nedostává dostatek jódu, štítná žláza se zvětšuje. K prevenci strumy se tento halogen přidává do kuchyňské soli. Jód se také používá jako antiseptikum. Jód se nachází v roztocích používaných pročištění otevřených ran, stejně jako v dezinfekčních sprejích. Kromě toho je jodid stříbrný ve fotografii nezbytný.
- Astatin je radioaktivní halogen vzácných zemin, takže se zatím nikde nepoužívá. Předpokládá se však, že tento prvek může pomoci jódu při regulaci hormonů štítné žlázy.
