Halogény v periodickej tabuľke sa nachádzajú naľavo od vzácnych plynov. Týchto päť toxických nekovových prvkov je v skupine 7 periodickej tabuľky. Patria sem fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Hoci je astatín rádioaktívny a má iba krátkodobé izotopy, správa sa ako jód a často sa klasifikuje ako halogén. Pretože halogénové prvky majú sedem valenčných elektrónov, potrebujú iba jeden elektrón navyše na vytvorenie úplného oktetu. Vďaka tejto vlastnosti sú reaktívnejšie ako iné skupiny nekovov.
Všeobecné charakteristiky
Halogény tvoria dvojatómové molekuly (typu X2, kde X znamená atóm halogénu) - stabilná forma existencie halogénov vo forme voľných prvkov. Väzby týchto dvojatómových molekúl sú nepolárne, kovalentné a jednoduché. Chemické vlastnosti halogénov im umožňujú ľahko sa spájať s väčšinou prvkov, preto sa v prírode nikdy nevyskytujú nezlúčené. Fluór je najaktívnejší halogén a astat najmenej.
Všetky halogény tvoria soli skupiny I s podobnýmivlastnosti. V týchto zlúčeninách sú halogény prítomné ako halogenidové anióny s nábojom -1 (napríklad Cl-, Br-). Koncovka -id označuje prítomnosť halogenidových aniónov; napr. Cl- sa nazýva "chlorid".
Chemické vlastnosti halogénov im navyše umožňujú pôsobiť ako oxidačné činidlá – oxidovať kovy. Väčšina chemických reakcií zahŕňajúcich halogény sú redoxné reakcie vo vodnom roztoku. Halogény tvoria jednoduché väzby s uhlíkom alebo dusíkom v organických zlúčeninách, kde ich oxidačný stav (CO) je -1. Keď je atóm halogénu nahradený kovalentne viazaným atómom vodíka v organickej zlúčenine, predpona halogén- môže byť použitá vo všeobecnom zmysle alebo predpona fluór-, chlór-, bróm-, jód- pre špecifické halogény. Halogénové prvky môžu byť zosieťované za vzniku dvojatómových molekúl s polárnymi kovalentnými jednoduchými väzbami.
Chlór (Cl2) bol prvý halogén objavený v roku 1774, po ňom nasledoval jód (I2), bróm (Br 2), fluór (F2) a astatín (At, objavený naposledy v roku 1940). Názov "halogén" pochádza z gréckych koreňov hal- ("soľ") a -gen ("tvoriť"). Tieto slová spolu znamenajú „soľotvorný“, pričom zdôrazňujú skutočnosť, že halogény reagujú s kovmi za vzniku solí. Halit je názov kamennej soli, prírodného minerálu zloženého z chloridu sodného (NaCl). A napokon, halogény sa využívajú v bežnom živote – fluorid sa nachádza v zubnej paste, chlór dezinfikuje pitnú vodu a jód podporuje tvorbu hormónov.štítna žľaza.
Chemické prvky
Fluór je prvok s atómovým číslom 9, označovaný symbolom F. Elementárny fluór bol prvýkrát objavený v roku 1886 jeho izoláciou z kyseliny fluorovodíkovej. Vo svojom voľnom stave existuje fluór ako dvojatómová molekula (F2) a je najrozšírenejším halogénom v zemskej kôre. Fluór je najviac elektronegatívny prvok v periodickej tabuľke. Pri izbovej teplote je to svetložltý plyn. Fluór má tiež relatívne malý atómový polomer. Jeho CO je -1, s výnimkou elementárneho dvojatómového stavu, v ktorom je jeho oxidačný stav nula. Fluór je extrémne reaktívny a interaguje priamo so všetkými prvkami okrem hélia (He), neónu (Ne) a argónu (Ar). V roztoku H2O je kyselina fluorovodíková (HF) slabá kyselina. Hoci je fluór silne elektronegatívny, jeho elektronegativita neurčuje kyslosť; HF je slabá kyselina v dôsledku skutočnosti, že fluórový ión je zásaditý (pH > 7). Okrem toho fluór produkuje veľmi silné oxidačné činidlá. Napríklad fluór môže reagovať s inertným plynom xenónom za vzniku silného oxidačného činidla xenóndifluoridu (XeF2). Fluór má mnohoraké využitie.
Chlór je prvok s atómovým číslom 17 a chemickou značkou Cl. Objavený v roku 1774 izoláciou z kyseliny chlorovodíkovej. Vo svojom elementárnom stave tvorí dvojatómovú molekulu Cl2. Chlór má niekoľko CO: -1, +1, 3, 5 a7. Pri izbovej teplote je to svetlozelený plyn. Pretože väzba, ktorá sa tvorí medzi dvoma atómami chlóru, je slabá, molekula Cl2 má veľmi vysokú schopnosť vstupovať do zlúčenín. Chlór reaguje s kovmi za vzniku solí nazývaných chloridy. Ióny chlóru sú najbežnejšie ióny nachádzajúce sa v morskej vode. Chlór má tiež dva izotopy: 35Cl a 37Cl. Chlorid sodný je najbežnejší zo všetkých chloridov.
Bróm je chemický prvok s atómovým číslom 35 a symbolom Br. Prvýkrát bol objavený v roku 1826. Vo svojej elementárnej forme je bróm dvojatómová molekula Br2. Pri izbovej teplote je to červenohnedá kvapalina. Jeho CO je -1, +1, 3, 4 a 5. Bróm je aktívnejší ako jód, ale menej aktívny ako chlór. Okrem toho má bróm dva izotopy: 79Br a 81Br. Bróm sa vyskytuje ako bromidové soli rozpustené v morskej vode. V posledných rokoch sa produkcia bromidu vo svete výrazne zvýšila vďaka jeho dostupnosti a dlhej životnosti. Rovnako ako ostatné halogény, bróm je oxidačné činidlo a je vysoko toxický.
Jód je chemický prvok s atómovým číslom 53 a symbolom I. Jód má oxidačné stavy: -1, +1, +5 a +7. Existuje ako dvojatómová molekula, I2. Pri izbovej teplote je to fialová tuhá látka. Jód má jeden stabilný izotop, 127I. Prvýkrát objavený v roku 1811s morskými riasami a kyselinou sírovou. V súčasnosti je možné izolovať ióny jódu v morskej vode. Hoci jód nie je veľmi rozpustný vo vode, jeho rozpustnosť možno zvýšiť použitím samostatných jodidov. Jód hrá v tele dôležitú úlohu, podieľa sa na tvorbe hormónov štítnej žľazy.
Astatín je rádioaktívny prvok s atómovým číslom 85 a symbolom At. Jeho možné oxidačné stavy sú -1, +1, 3, 5 a 7. Jediný halogén, ktorý nie je dvojatómovou molekulou. Za normálnych podmienok je to čierna kovová pevná látka. Astatín je veľmi vzácny prvok, preto sa o ňom vie len málo. Okrem toho má astatín veľmi krátky polčas rozpadu, nie dlhší ako niekoľko hodín. Získané v roku 1940 ako výsledok syntézy. Predpokladá sa, že astatín je podobný jódu. Má kovové vlastnosti.
Tabuľka nižšie zobrazuje štruktúru atómov halogénu, štruktúru vonkajšej vrstvy elektrónov.
| Halogén | Konfigurácia elektrónov |
| Fluór | 1s2 2s2 2p5 |
| Chlór | 3s2 3p5 |
| Bróm | 3d10 4s2 4p5 |
| Jód | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Podobná štruktúra vonkajšej vrstvy elektrónov určuje, že fyzikálne a chemické vlastnosti halogénov sú podobné. Pri porovnávaní týchto prvkov sú však pozorované aj rozdiely.
Periodické vlastnosti v halogénovej skupine
Fyzikálne vlastnosti jednoduchých látok halogénov sa menia so zvyšujúcim sa počtom prvkov. Pre lepšie pochopenie a väčšiu prehľadnosť vám ponúkame niekoľko tabuliek.
Testy topenia a varu skupiny sa zvyšujú so zvyšujúcou sa veľkosťou molekuly (F <Cl
Tabuľka 1. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: body topenia a varu
| Halogén | Tavenie T (˚C) | Bod varu (˚C) |
| Fluór | -220 | -188 |
| Chlór | -101 | -35 |
| Bróm | -7,2 | 58,8 |
| Jód | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Atómový polomer sa zväčšuje
S rastúcim počtom protónov a neutrónov sa veľkosť jadra zväčšuje (F < Cl < Br < I < At). Navyše s každou periódou sa pridáva viac a viac energetických hladín. Výsledkom je väčší orbitál, a teda zväčšenie polomeru atómu.
Tabuľka 2. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: atómové polomery
| Halogén | Kovalentný polomer (pm) | Ionic (X-) polomer (pm) |
| Fluór | 71 | 133 |
| Chlór | 99 | 181 |
| Bróm | 114 | 196 |
| Jód | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Ionizačná energia klesá
Ak sa vonkajšie valenčné elektróny nenachádzajú v blízkosti jadra, ich odstránenie z jadra nezaberie veľa energie. Energia potrebná na vytlačenie vonkajšieho elektrónu teda nie je taká vysoká v spodnej časti skupiny prvkov, pretože existuje viac energetických hladín. Okrem toho vysoká ionizačná energia spôsobuje, že prvok vykazuje nekovové vlastnosti. Displej s jódom a astatínom vykazuje kovové vlastnosti, pretože ionizačná energia je znížená (At < I < Br < Cl < F).
Tabuľka 3. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: ionizačná energia
| Halogén | Ionizačná energia (kJ/mol) |
| fluór | 1681 |
| chlór | 1251 |
| bróm | 1140 |
| jód | 1008 |
| astatine | 890±40 |
Elektronegativita klesá
Počet valenčných elektrónov v atóme sa zvyšuje s rastúcimi energetickými hladinami na postupne nižších úrovniach. Elektróny sú postupne ďalej od jadra; Jadro a elektróny sa teda navzájom nepriťahujú. Pozoruje sa zvýšenie tienenia. Preto elektronegativita klesá s rastúcou periódou (Pri < I < Br < Cl < F).
Tabuľka 4. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: elektronegativita
| Halogén | Elektronegativita |
| fluór | 4.0 |
| chlór | 3.0 |
| bróm | 2.8 |
| jód | 2.5 |
| astatine | 2.2 |
Elektrónová afinita klesá
Keď sa veľkosť atómu zväčšuje s periódou, elektrónová afinita má tendenciu klesať (B < I < Br < F < Cl). Výnimkou je fluór, ktorého afinita je menšia ako afinita chlóru. Dá sa to vysvetliť menšou veľkosťou fluóru v porovnaní s chlórom.
Tabuľka 5. Elektrónová afinita halogénov
| Halogén | Elektrónová afinita (kJ/mol) |
| fluór | -328,0 |
| chlór | -349,0 |
| bróm | -324,6 |
| jód | -295,2 |
| astatine | -270,1 |
Reaktivita prvkov sa znižuje
Reaktivita halogénov s rastúcou periódou klesá (Pri <I
Anorganická chémia. Vodík + halogény
Halogenid vzniká, keď halogén reaguje s iným, menej elektronegatívnym prvkom za vzniku binárnej zlúčeniny. Vodík reaguje s halogénmi za vzniku HX halogenidov:
- fluorovodík HF;
- hydrochlorid HCl;
- bromovodík HBr;
- hydrojód HI.
Halogenidy vodíka sa ľahko rozpúšťajú vo vode a vytvárajú halogenovodíkové kyseliny (fluorovodíková, chlorovodíková, bromovodíková, jodovodíková). Vlastnosti týchto kyselín sú uvedené nižšie.
Kyseliny vznikajú nasledujúcou reakciou: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Všetky halogenovodíky tvoria silné kyseliny okrem HF.
Kyslosť halogenovodíkových kyselín sa zvyšuje: HF <HCl <HBr <HI.
Kyselina fluorovodíková dokáže vyryť sklo a niektoré anorganické fluoridy na dlhú dobu.
Môže sa zdať neintuitívne, že HF je najslabšia kyselina halogénvodíková, pretože fluór má najvyššiuelektronegativita. H-F väzba je však veľmi silná, výsledkom čoho je veľmi slabá kyselina. Silná väzba je určená krátkou dĺžkou väzby a vysokou disociačnou energiou. Zo všetkých halogénvodíkov má HF najkratšiu dĺžku väzby a najväčšiu energiu disociácie väzby.
Halogén oxokyseliny
Halogénoxokyseliny sú kyseliny s atómami vodíka, kyslíka a halogénu. Ich kyslosť je možné určiť pomocou štruktúrnej analýzy. Halogénové oxokyseliny sú uvedené nižšie:
- Kyselina chlórna HOCl.
- Kyselina chlórová HClO2.
- Kyselina chlórová HClO3.
- Kyselina chloristá HClO4.
- Kyselina chlórna HOBr.
- Kyselina brómová HBrO3.
- Kyselina brómová HBrO4.
- Kyselina hyaluronová HOI.
- Kyselina jódová HIO3.
- Kyselina metajódová HIO4, H5IO6.
V každej z týchto kyselín je protón naviazaný na atóm kyslíka, takže porovnávanie dĺžok protónových väzieb je tu zbytočné. Dominantnú úlohu tu zohráva elektronegativita. Aktivita kyseliny sa zvyšuje s počtom atómov kyslíka viazaných na centrálny atóm.
Vzhľad a stav hmoty
Hlavné fyzikálne vlastnosti halogénov možno zhrnúť v nasledujúcej tabuľke.
| Stav hmoty (pri izbovej teplote) | Halogén | Vzhľad |
| hard | jód | purple |
| astatine | black | |
| liquid | bróm | červeno-hnedá |
| plynný | fluór | bledo tan |
| chlór | bledozelená |
Vysvetlenie vzhľadu
Farba halogénov je výsledkom absorpcie viditeľného svetla molekulami, čo spôsobuje excitáciu elektrónov. Fluór absorbuje fialové svetlo, a preto sa javí ako svetložltý. Jód na druhej strane absorbuje žlté svetlo a javí sa ako fialový (žltá a fialová sú doplnkové farby). Farba halogénov s pribúdajúcim periódou tmavne.
V uzavretých nádobách sú tekutý bróm a tuhý jód v rovnováhe so svojimi parami, ktoré možno pozorovať ako farebný plyn.
Hoci farba astatínu nie je známa, predpokladá sa, že v súlade s pozorovaným vzorom musí byť tmavšia ako jód (t.j. čierna).
Ak sa vás teraz spýta: „Charakterizujte fyzikálne vlastnosti halogénov“, budete mať čo povedať.
Oxidačný stav halogénov v zlúčeninách
Oxidačný stav sa často používa namiesto "valencie halogénu". Oxidačný stav je spravidla -1. Ak je však halogén naviazaný na kyslík alebo iný halogén, môže nadobudnúť ďalšie stavy:CO kyslík -2 má prednosť. V prípade dvoch rôznych halogénových atómov spojených dohromady prevláda elektronegatívny atóm a berie CO -1.
Napríklad v chloride jódnom (ICl) má chlór CO -1 a jód +1. Chlór je elektronegatívny viac ako jód, takže jeho CO je -1.
V kyseline brómovej (HBrO4) má kyslík CO -8 (-2 x 4 atómy=-8). Vodík má celkový oxidačný stav +1. Pridaním týchto hodnôt získate CO -7. Keďže konečný CO zlúčeniny musí byť nula, CO brómu je +7.
Tretia výnimka z pravidla je oxidačný stav halogénu v elementárnej forme (X2), kde jeho CO je nula.
| Halogén | CO v zlúčeninách |
| fluór | -1 |
| chlór | -1, +1, +3, +5, +7 |
| bróm | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jód | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
Prečo je SD fluóru vždy -1?
Elektronegativita sa zvyšuje s periódou. Preto má fluór zo všetkých prvkov najvyššiu elektronegativitu, o čom svedčí jeho postavenie v periodickej tabuľke prvkov. Jeho elektronická konfigurácia je 1s2 2s2 2p5. Ak fluór získa o jeden elektrón viac, najvzdialenejšie p-orbitály sú úplne zaplnené a tvoria celý oktet. Pretože fluór mávysoká elektronegativita, môže ľahko zobrať elektrón zo susedného atómu. Fluór je v tomto prípade izoelektronický voči inertnému plynu (s ôsmimi valenčnými elektrónmi), všetky jeho vonkajšie orbitály sú vyplnené. V tomto stave je fluór oveľa stabilnejší.
Výroba a použitie halogénov
V prírode sú halogény v stave aniónov, takže voľné halogény sa získavajú oxidáciou elektrolýzou alebo pomocou oxidačných činidiel. Napríklad chlór sa vyrába hydrolýzou soľného roztoku. Použitie halogénov a ich zlúčenín je rôznorodé.
- Fluór. Hoci je fluór vysoko reaktívny, používa sa v mnohých priemyselných aplikáciách. Napríklad je kľúčovou zložkou polytetrafluóretylénu (teflónu) a niektorých ďalších fluórpolymérov. Chlórfluórované uhľovodíky sú organické chemikálie, ktoré sa predtým používali ako chladivá a hnacie plyny v aerosóloch. Ich používanie sa prestalo pre ich možný vplyv na životné prostredie. Boli nahradené hydrochlórofluorokarbónmi. Fluorid sa pridáva do zubnej pasty (SnF2) a pitnej vody (NaF), aby sa zabránilo zubnému kazu. Tento halogén sa nachádza v hline používanej na výrobu určitých typov keramiky (LiF), používanej v jadrovej energetike (UF6), na výrobu antibiotika fluorochinolónu, hliníka (Na 3 AlF6), pre vysokonapäťovú izoláciu (SF6).
- Chlór tiež našiel rôzne využitie. Používa sa na dezinfekciu pitnej vody a bazénov. Chlórnan sodný (NaClO)je hlavnou zložkou bielidiel. Kyselina chlorovodíková je široko používaná v priemysle a laboratóriách. Chlór je prítomný v polyvinylchloride (PVC) a iných polyméroch, ktoré sa používajú na izoláciu drôtov, potrubí a elektroniky. Okrem toho sa chlór osvedčil vo farmaceutickom priemysle. Lieky s obsahom chlóru sa používajú na liečbu infekcií, alergií a cukrovky. Neutrálna forma hydrochloridu je súčasťou mnohých liekov. Chlór sa používa aj na sterilizáciu nemocničného vybavenia a dezinfekciu. V poľnohospodárstve je chlór súčasťou mnohých komerčných pesticídov: DDT (dichlórdifenyltrichlóretán) sa používal ako poľnohospodársky insekticíd, ale jeho používanie sa prestalo používať.
- Bróm sa vďaka svojej nehorľavosti používa na potlačenie horenia. Nachádza sa tiež v metylbromide, pesticíde používanom na ochranu plodín a potlačenie baktérií. Od nadmerného používania metylbromidu sa však pre jeho vplyv na ozónovú vrstvu postupne upustilo. Bróm sa používa pri výrobe benzínu, fotografických filmov, hasiacich prístrojov, liekov na liečbu zápalu pľúc a Alzheimerovej choroby.
- Jód hrá dôležitú úlohu pri správnom fungovaní štítnej žľazy. Ak telo nedostáva dostatok jódu, štítna žľaza sa zväčšuje. Aby sa zabránilo vzniku strumy, tento halogén sa pridáva do kuchynskej soli. Jód sa používa aj ako antiseptikum. Jód sa nachádza v roztokoch používaných načistenie otvorených rán, ako aj v dezinfekčných sprejoch. Okrem toho je jodid strieborný vo fotografii nevyhnutný.
- Astatín je rádioaktívny halogén vzácnych zemín, takže sa zatiaľ nikde nepoužíva. Predpokladá sa však, že tento prvok môže pomôcť jódu pri regulácii hormónov štítnej žľazy.
