Halogén

Skupina	17
Perióda
2	9 F
3	17 Cl
4	35 Br
5	53 I
6	85 At
7	117 Ts
<<	>>
Chemický portál

Halogén je súhrnný názov pre všetky prvky 17. skupiny periodickej tabuľky prvkov. Patria sem fluór, chlór, bróm, jód, astát a tenés. Pomenovanie halogén pochádza z gréčtiny a znamená solitvorný (gr. hals - soľ, gr. gennaó - tvorím).

Atómy halogénov majú 7 valenčných elektrónov (valenčná vrstva je ns² np⁵, elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy ns² np_x² np_y² np_z¹), do oktetu im chýba 1 elektrón. Z tejto skutočnosti vyplýva ich snaha dosiahnuť stabilnú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu vznikom aniónov X⁻ alebo vytvorením jednej kovalentnej väzby.

Halogény sú všeobecne vysoko elektronegatívne, pričom ich elektronegativita klesá so vzrastajúcim počtom protónov (vzrastajúcou atómovou hmotnosťou), takže najvyššiu elektronegativitu má fluór (je to zároveň najelektronegatívnejší prvok periodickej tabuľky) a astát má spomedzi halogénov najnižšiu hodnotu elektronegativity.

Väčšina binárnych zlúčenín fluóru je tým pádom iónová, v prípade kovalentnej väzby je silne polárna. Väzby ostatných halogenidov majú viac kovalentný charakter. Nepolárna kovalentná väzba sa vyskytuje v dvojatómových molekulách X₂ a niektorých zlúčeninách (ako NCl₃, CI₄). Oxidačné stupne sa pohybujú v rozpätí od -I do VII. Fluór ako najelektronegatívnejší prvok vystupuje len v oxidačnom stupni -I, ostatné halogény nadobúdajú aj kladné oxidačné čísla.

Astát sa v prírode vyskytuje iba v stopových množstvách ako medziprodukt rozpadových radov. Je rádioaktívny, najstabilnejším izotopom je ²¹⁰At s polčasom rozpadu 8,1 hod. Tenés je superťažkým umelým prvkom, zatiaľ bolo pripravených len niekoľko atómov ²⁹³Ts a ²⁹⁴Ts.

Vlastnosti

Fyzikálne vlastnosti

Všetky halogény vytvárajú dvojatómové molekuly X₂, molekuly sú prítomné vo všetkých troch skupenstvách (napr. kryštálovú struktúru jódu tvoria molekuly I₂ usporiadané vo vrstvách). Dvojatómové molekuly sú nepolárne, preto sa halogény rozpúšťajú v nepolárnych rozpúšťadlách (jód sa dobre rozpúšťa v sírouhlíku, etanole, chloroforme, dietyléteri a pod.). Teplota topenia stúpa so zvyšujúcim sa atómovým číslom. Fluór a chlór sú za normálnych podmienok plyny, bróm je kvapalný a jód s astátom sú tuhé látky. Tenés bol zatiaľ pozorovaný len v podobe individuálnych atómov.

Prvok	Atómová hmotnosť (u)	Bod topenia [K]	Bod varu [K]	Elektronegativita (Pauling)
Fluór	19,0	53,53	85,03	4,0
Chlór	35,45	171,6	239,11	3,0
Bróm	79,90	265,8	332,0	2,8
Jód	126,90	386,85	457,4	2,5
Astát	(210)	575	610	2,2
Tenés	(294)	-	-	-

Chemické vlastnosti

Všetky halogény sú reaktívne látky, pričom fluór predstihuje reaktivitou všetky ostatné prvky. Priamo sa zlučuje s fosforom, kremíkom, jódom a viacerými kovmi. S vodíkom reaguje za výbuchu už pri teplote −252 °C. Niektoré kovy však nereagujú, nakoľko ich povrch sa pokryje vrstvičkou fluoridu, ktorá zabraňuje ďalšej reakcii. Reakciou s viacerými zlúčeninami vytláča elektronegatívnejšiu zložku:

2 H₂O + 2 F₂ → 4 HF + O₂

Chlór priamo reaguje s fosforom a antimónom. Viaceré iné kovy reagujú po zahriatí. Meď a železo s chlórom priamo nereagujú, no minimálne stopy vlhkosti spustia reakciu. S vodíkom reaguje po inicializácii (zahriatím, svetlom). Vo vode sa pomaly rozpúšťa za vzniku kyseliny chlórnej a chlorovodíkovej.

Bróm reaguje podobne ako chlór, no priebeh reakcií býva menej intenzívny. Pri jóde je situácia ešte pokojnejšia, viaceré reakcie majú vratný charakter (napr. reakcia jódu s vodíkom sa pri zmene podmienok presúva na ľavú stranu, t. j. jodovodík sa rozkladá na vodík a jód).

H₂ + I₂ ↔ 2 HI

Zlúčeniny

Halogenovodíky

Halogenovodíky (všeobecný vzorec HX) sú ostro páchnuce plyny bez zafarbenia, dobre rozpustné vo vode. Ich molekuly tvorí jednoduchá polárna väzba vodík-halogén. Polarita väzby je najväčšia pri fluorovodíku, smerom nadol (podľa narastajúceho atómového čísla halogénu) sa znižuje. Bod varu je, vzhľadom na ich molekulové hmotnosti, pomerne vysoký, čo je dôsledkom polarity molekúl a vytváraním vodíkových mostíkov.

Halogenovodíky sa dajú pripraviť priamou syntézou (u chlorovodíka je to priemyselný a najdôležitejší spôsob prípravy), pri bróme a jóde sa v reakcii ustaľuje rovnováha, ktorá je ovplyvňovaná zmenami teploty (nižšie teploty ju posúvajú doprava, vyššie doľava). Iným, najmä v laboratóriu častým spôsobom prípravy je vytláčanie halogénvodíkov z ich solí kyselinami, prípadne hydrolýzou niektorých halogenidov. Priemyselne sa takto vyrába fluorovodík z fluoritu (CaF₂).

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2 HF

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

PBr₃ + 3 H₂O → H₃PO₃ + 3 HBr

Vodné roztoky halogenovodíkov sú kyseliny. Sila týchto kyselín stúpa so zvyšujúcim sa atómovým číslom halogénu, teda najslabšia je kyselina fluorovodíková, najsilnejšia kyselina jodovodíková. Kyselina bromovodíková a jodovodíková pomaly oxidujú vzdušným kyslíkom za vzniku brómu, resp. jódu. Kyselina chlorovodíková je dôležitá chemikália v laboratóriách a v priemysle. Taktiež je súčasťou žalúdočných štiav.

Halogenidy

Halogenid je súhrnné označenie zlúčenín halogénov s menej elektronegatívnymi prvkami, v užšom zmysle sú to soli halogenovodíkových kyselín. Podľa štruktúry sa delia na:

• iónové halogenidy
• molekulové halogenidy
• halogenidy s reťazcovými štruktúrami

Pripravujú sa najčastejšie priamou syntézou príslušných prvkov, reakciou kovov, alebo ich oxidov, hydroxidov, solí slabých kyselín s halogenovodíkovou kyselinou:

Hg + I₂ → HgI₂

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

KOH + HCl → KCl + H₂O

AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃

Známe sú aj vzájomné zlúčeniny halogénov typu XY_n, kde X je menej elektronegatívny halogén v kladnom oxidačnom stupni (+1 až +7) a Y je viac elektronegatívny halogén v zápornom oxidačnom stupni −1. Pripravujú sa priamou syntézou prvkov a rozkladajú sa pôsobením vody, resp. roztokmi hydroxidov alkalických kovov.

Zlúčeniny s kyslíkom

Fluór ako jediný prvok vystupuje v binárnych zlúčeninach s kyslíkom ako eletronegativnejší prvok, preto sú to fluoridy kyslíka, ostatné halogény sú elektropozitívnejšie, preto vytvárajú oxidy. Najznámejším fluoridom je difluorid kyslíka OF₂, ktorý vzniká zavádzaním plynného fluóru do 2% roztoku hydroxidu sodného:

2 F₂ + 2 NaOH → 2 NaF + OF₂ + H₂O

Chlór tvorí oxidy oxid chlórny, oxid chloričitý, oxid chlórový a oxid chloristý, ako aj kyseliny kyselina chlórna, kyselina chloritá, kyselina chlorečná a kyselina chloristá. Všetky oxidy sú nestále, kyseliny, rovako ako ich soli, majú oxidačné vlastnosti. Kyselina chloristá je najsilnejšia z bežných kyselín.

Bróm vytvára tri nestále oxidy (oxid brómny, oxid bromičitý a Br₃O₈), z kyselín sú známe kyselina brómna, bromičná a bromistá.

Pri jóde je najznámejším oxidom oxid jodičný, ostatné oxidy majú pomerne zložitú štruktúru (napr. I₂O₄ je IO·IO₃, I₄O₉ je I(IO₃)₃). Z kyselín sú to kyselina jódna, jodičná a jodistá (HIO₄), resp. Kyselina pentahydrogenjodistá H₅IO₆. Taktiež kyslíkaté zlúčeniny brómu aj jódu majú oxidačné účinky.

Ostatné zlúčeniny

S organickými zlúčeninami vytvárajú halogény zlúčeniny, ktoré sa nazývajú súhrnným názvom halogénderiváty. Viaceré halogénderiváty majú široké uplatnenie v priemysle (rozpúšťadlá trichlórmetán, tetrachlórmetán), vyrábajú sa z nich polyméry (PVC, Teflon), insekticídy (DDT - v súčasnosti nepoužívaný) a mnohé iné.

Výskyt v prírode, výroba, použitie

Halogény sa v prírode vyskytujú iba v zlúčeninách, z ktorých sa aj priemyselne získavajú. Zdrojom fluóru je fluorit (fluorid vápenatý CaF₂). Z fluoritu sa vyrába fluorovodík, elementárny fluór sa vyrába elektrolyticky z taveniny hydrogenfluoridov. Chlór sa vyrába taktiež elektrolyticky z roztoku nasýteného chloridu sodného (tzv. soľanky). Najdôležitejším minerálom chlóru je spomínaný chlorid sodný (halit). Bróm a jód sa primárne získavajú z vyzrážaných solí z morskej vody vytláčaním chlórom.

Halogény majú široké pole využitia v priemysle, či už ako jednoduché látky, alebo v podobe zlúčenín. Fluór sa používa pri výrobe polovodičov, pri obohacovaní uránu izotopom ²³⁵U (ako fluorid uránový), pri spracovaní skla (kyselina fluorovodíková), ako zložka freónov, pri výrobe hliníka (ako hexafluorohlinitan sodný), v medicíne (fluorid sodný, fluorid cínatý ako zložka zubných pást). Chlór, rovnako ako chlorovodík, sa využíva v mnohých priemyselných odvetviach ako oxidačné činidlo, pri výrobe plastov, agrochemikálií, liečiv atď. Podobné využitie má aj bróm a jód.

Biologická úloha

Aj keď samotné halogény, ako aj halogenovodíky majú na živé organizmy nepriaznivý účinok, v stopových množstvách sa v organizmoch vyskytujú. Chlór vo forme zriedenej kyseliny chlorovodíkovej je súčasťou žalúdočných štiav, jód hrá nezastupiteľnú rolu pri syntéze hormónov štítnej žľazy.

Zdroje

• Gažo, J. a kol.: Všeobecná a anorganická chémia, 1981, Alfa, Bratislava

Iné projekty

Commons

• Commons ponúka multimediálne súbory na tému halogény

Chemický portál

Periodická tabuľka chemických prvkov

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

Alkalické kovy

Kovy alk. zemín

Lantanoidy

Aktinoidy

Prechodné prvky

Kovy

Polokovy

Nekovy

Halogény

Vzácne plyny