Halogény sú vyslovene nekovy. Patria sem fluór, astatín, jód, bróm, chlór a umelý prvok nazývaný ununseptium (tennessín). Tieto látky majú široké spektrum chemických funkcií a oplatí sa o nich hovoriť podrobnejšie.
Vysoká oxidačná aktivita
Toto je prvá vyslovená vlastnosť, ktorú treba spomenúť. Všetky halogény majú vysokú oxidačnú aktivitu, ale najaktívnejší je fluór. Ďalej zostupne: chlór, bróm, jód, astatín, ununseptium. Ale fluór reaguje so všetkými kovmi bez výnimky. Navyše väčšina z nich sa v atmosfére tohto prvku samovznieti a tento proces je sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva tepla.
Ak sa fluór nezohrieva, potom v tomto prípade bude reagovať s mnohými nekovovými látkami. Napríklad so sírou, uhlíkom, kremíkom, fosforom. Získajú sa reakcievysoko exotermický a môže byť sprevádzaný výbuchom.
Za zmienku tiež stojí, že fluór pri zahrievaní oxiduje všetky ostatné halogény. Schéma je nasledovná: Hal2 + F2=2HalF. A tu Hal je chlór, bróm a jód. Navyše v takýchto zlúčeninách je stupeň ich oxidácie +1.
A ešte jedna chemická vlastnosť halogén-fluóru je jeho reakcia s ťažkými inertnými plynmi pod vplyvom ožiarenia. Hovorí sa im aj ušľachtilé. Tieto plyny zahŕňajú hélium, neón, argón, kryptón, xenón, radón a nedávno objavený oganesson.
Interakcia s komplexnými látkami
Toto je ďalšia chemická vlastnosť halogénov. Komplexné látky, ako je známe, zahŕňajú zlúčeniny pozostávajúce z dvoch alebo viacerých prvkov. Ten istý fluór sa v takýchto reakciách prejavuje veľmi energicky. Sprevádza ich výbuch. Ale napríklad takto vyzerá jeho reakcia s vodou vo forme vzorca: 2F2 + 2H2O → 4HF + O 2.
Chlór je tiež reaktívny, hoci jeho aktivita je menšia ako aktivita fluóru. Ale reaguje so všetkými jednoduchými látkami okrem vzácnych plynov, dusíka a kyslíka. Tu je jeden príklad: Si + 2Cl2 → SiCl4 + 662 kJ.
Ale reakcia chlóru s vodíkom je obzvlášť zaujímavá. Ak nie je správne osvetlenie a teplota, nič sa medzi nimi nedeje. Ak však zvýšite jas a zahrejete ich, dôjde k výbuchu, navyše pomocou reťazového mechanizmu. Reakcia prebieha pod vplyvom fotónov, kvánt elektromagnetického žiarenia, ktorédisociuje Cl2 molekuly na atómy. Ďalej prebieha celý reťazec reakcií a v každej z nich sa získa častica, ktorá iniciuje začiatok ďalšej fázy.
Bróm
Ako vidíte, väčšina sa hovorí o fluóre a trochu menej o chlóre. Je to preto, že chemické vlastnosti halogénov neustále klesajú z fluóru na astat.
Bróm je akýmsi stredom v ich sérii. Je rozpustnejší vo vode ako iné halogény. Výsledný roztok je známy ako brómová voda, silná látka, ktorá dokáže oxidovať nikel, železo, chróm, kob alt a mangán.
Ak hovoríme o chemických vlastnostiach halogénu, potom stojí za zmienku, že z hľadiska aktivity zaujíma medzipolohu medzi notoricky známym chlórom a jódom. Mimochodom, keď reaguje s roztokmi jodidu, uvoľňuje sa voľný jód. Vyzerá to takto: Br2 + 2Kl → I2 + 2KBr.
Bróm môže tiež reagovať s nekovmi (telúr a selén) av kvapalnom stave interaguje so zlatom, čo vedie k tvorbe tribromidu AuBr3. Je tiež schopný spájať organické molekuly trojitou väzbou. Ak sa zahrieva v prítomnosti katalyzátora, môže reagovať s benzénom za vzniku brómbenzénu C6H5Br, čo sa nazýva substitučná reakcia.
Jód
Ďalšou najaktívnejšou chemickou vlastnosťou halogénov v tabuľke je jód. Jeho zvláštnosť spočíva v tom, že tvorí množstvo rôznych kyselín. Patria sem:
- Jód. Bezfarebná kvapalina so štipľavým zápachom. Silná kyselina, ktorá je silným redukčným činidlom.
- Jód. Nestabilný, môže existovať iba vo veľmi zriedených roztokoch.
- Jód. Charakteristiky sú rovnaké ako predchádzajúce. Tvorí jodidové soli.
- Jód. Kryštalická bezfarebná látka so sklovitým leskom. Rozpustný vo vode, náchylný k polymerizácii. Má oxidačné vlastnosti.
- Jód. Hygroskopická kryštalická látka. Používa sa v analytickej chémii ako oxidačné činidlo.
Všeobecné chemické vlastnosti halogén-jódu zahŕňajú vysokú aktivitu. Aj keď je to menej ako chlóru s brómom a ešte viac nie je porovnateľné s fluórom. Najznámejšou reakciou je interakcia jódu so škrobom, ktorej výsledkom je modrá farba škrobu.
Astatine
Tiež stojí za to povedať o tom pár slov v pokračovaní diskusie o všeobecných charakteristikách halogénov. Fyzikálne a chemické vlastnosti astatínu sú blízke vlastnostiam notoricky známeho jódu a polónia (rádioaktívny prvok). Tu je jeho stručný popis:
- Produkuje nerozpustnú AgAt soľ, ako všetky halogény.
- Môže sa oxidovať na At, ako jód.
- Vytvára zlúčeniny s kovmi s oxidačným stavom -1. Ako všetky halogény.
- Reaguje s jódom a brómom za vzniku interhalogénových zlúčenín. Jodid a bromid astatínu, aby som bol presný (AtI a AtBr).
- Rozpúšťa sa v dusíku a chlorovodíkovejkyseliny.
- Ak naň pôsobíte vodíkom, vzniká plynný vodíkový astatid – nestabilná plynná kyselina.
- Ako všetky halogény môže nahradiť vodík v molekule metánu.
- Má charakteristické žiarenie alfa. Jeho prítomnosťou sa určuje prítomnosť astatínu.
Mimochodom, zavedenie astatínu vo forme roztoku do ľudského tela lieči štítnu žľazu. V rádioterapii sa tento prvok aktívne využíva.
Tennesin
A musí venovať pozornosť, keďže hovoríme o chemických vlastnostiach halogénov. Nie je veľa známych zlúčenín s tennessínom, keďže jeho presné charakteristiky sú zatiaľ predmetom diskusie, keďže do tabuľky bol zaradený až v roku 2014.
S najväčšou pravdepodobnosťou ide o polokov. Nevykazuje takmer žiadnu oxidačnú silu, je teda najslabším z halogénov, pretože jeho elektróny sú príliš ďaleko od jadra. Je však vysoko pravdepodobné, že tennessín bude halogén, ktorého redukčné vlastnosti budú vyššie ako oxidačné.
Experimentálne uskutočnená reakcia s vodíkom. TsH je najjednoduchšie spojenie. Výsledný tennessínový vodík pokračuje vo väčšine trendov pre halogenovodíky.
Fyzikálne vlastnosti
Mali by sa stručne spomenúť. Takže:
- Fluór je jedovatý svetložltý plyn s prenikavým zápachom.
- Chlór je svetlozelený plyn. Má tiež silný zápach a je jedovatejší ako fluór.
- Bróm je červenohnedá ťažká kvapalina. Jehovýpary sú vysoko toxické.
- Jód je tmavošedá tuhá látka s kovovým leskom.
- Astatín je modro-čierna pevná látka. Vyzerá ako jód.
Získanie halogénov
Toto je posledná vec. Chemické vlastnosti a výroba halogénov spolu priamo súvisia. Prvý podmieňuje druhé. Tu je niekoľko spôsobov, ako tieto látky získať:
- Prostredníctvom elektrolýzy tavenín alebo roztokov halogenidov - ich zlúčenín s inými prvkami alebo radikálmi.
- Interakciou ich pevných solí a koncentrovanej kyseliny sírovej. Ale to platí len pre HF a HCl.
- HBr a HI možno získať hydrolýzou halogenidov fosforu.
- Oxidácia halogenovodíkových kyselín.
- HClO sa získava hydrolýzou vo vodných roztokoch chlóru.
- HOBr vzniká interakciou vody a halogénu.
Vo všeobecnosti však existuje oveľa viac spôsobov, ako ich získať, toto sú len príklady. Koniec koncov, halogény sú široko používané v priemysle. Fluór sa používa na výrobu mazív, chlór sa používa na bielenie a dezinfekciu, bróm sa používa v medicíne a výrobe fotografických materiálov a o jóde sa ani nehovorí.
