Prvky VII. hlavní Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br, I, skupiny (F, Cl, Br, I,

At)At)

Vlastnosti prvků VII. hlavní skupiny

  X t.t. (°C)

F 4,10 -218

Cl 2,83 -101

Br 2,74 -7

I 2,21114

subl.

At

konfigurace ns2np5

všechny nekovy,

typická mocenství

-I, +I, +III, +V a +VII,

omezeně i +IV a +VI,

fluor pouze -I

Historie

• chlorid sodný známý od nepaměti, používán i jako platidlo

• 900 připravena zředěná HCl

• 1200 lučavka královská

• sloučeniny všech halogenů (mimo At)

již ve středověku běžně používány

• 1810 objev chloru, 1811 jodu, 1826 bromu

• 1886 Moissan připravil fluor (po 70 letech neúspěšných pokusů)

VýskytFluor

V zemské kůře 0,1 hmotn. %,

minerály fluorit CaF2 a apatit Ca5(PO4)3F

Chlor

V zemské kůře 0,2 hmotn. %,

hlavní minerál halit NaCl (sůl kamenná,

velké množství v moři)

VýskytBrom

V zemské kůře cca 0,01 hmotn. %,

minerály velmi vzácné, příměs

v chloridech a hlavně v mořské vodě

Jod

V zemské kůře pouze cca 0,0001 hmotn. %,

minerály velmi vzácné, příměs

v chloridech, chilském ledku a hlavně

v mořské vodě

Vlastnosti prvkůFluor

světle zelený plyn, silně toxický

a mimořádně reaktivní, přímo reaguje

se všemi prvky mimo He, Ne a Ar

Chlor

Žlutozelený plyn, lehce zkapalnitelný,

silně toxický a silně reaktivní, použit

i jako bojový plyn

Vlastnosti prvkůBrom

hnědočervená kapalina, nebezpečné páry, velmi reaktivní

Jod

tmavě fialová až černá krystalická látka,

lehce sublimující, nerozpustná ve vodě,

dobře rozpustná v organických

rozpouštědlech

Vlastnosti halogenů

Všechny halogeny mají oxidační

vlastnosti a přecházejí na halogenidový

aniont, extrémní oxidační schopnost má

fluor, směrem k jodu tato schopnost

klesá

Lehčí halogeny oxidují těžší halogenidy

na prvek nebo i na vyšší oxidační stupně

Příprava

Fluor

Tepelný rozklad fluoridů

2 CoF3 2 CoF2 + F2

Chlor

4 HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

HCl + HClO Cl2 + H2O

Příprava

Brom

16 HBr + 2 KMnO4 2 MnBr2 + 5 Br2

+ 2 KBr + 8 H2O

5 HBr + HBrO3 3 Br2 + 3 H2O

2 KBr + Cl2 Br2 + 2 KCl

Jod

2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl (KBr)

Výroba a použití

Fluor

pouze elektrolýzou směsi KHF2 + HF

použití pro výrobu HF, teflonu a jiných

speciálních plastů a chemikálií, UF6, SF6,

fluoridů pro fluorace v organické chemii

a dříve i freonů

Výroba a použití

Chlor

hlavně elektrolýzou solanky

použití pro výrobu HCl, PVC a jiných

plastů a chemikálií pro organické

syntézy, výroba polychlorovaných

rozpouštědel

Výroba a použití

Bromze zahuštěné mořské nebo mineralizované vody se vytěsňuje chlorem

použití pro výrobu HBr, retardačních chemikálií, chemikálií pro organické syntézy, fotografické materiály (AgBr), léčiva, barviva

Výroba a použití

Jodze zahuštěné mineralizované vody se vytěsňuje chlorem nebo z jodičnanů (Chile) reakcí se siřičitanem

2 NaIO3 + 2 NaHSO3 + 3 Na2SO3 →

5 Na2SO4 + 3 H2O + I2

použití pro výrobu organickýcha anorganických chemikálií, fotografické materiály (AgI)

Halogenovodíky

Plyny (HF lehce těkavá kapalina

s b.v. 19,5 °C) velmi dobře rozpustné

ve vodě, tvoří azeotropy s teplotami

varu nad 100 °C

dodávají se většinou jako koncentrované

vodné roztoky (kyseliny fluorovodíková,

chlorovodíková, bromovodíková

a jodovodíková)

Fluorovodík

Kapalný HF je důsledkem přítomnosti

vodíkové vazby mezi molekulami HF

Příprava a výroba

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF

také jako vedlejší produkt při zpracování

apatitu na fosforečná hnojiva

Ca5(PO4)3F + 5 H2SO4

5 CaSO4 + HF + 3 H3PO4

Fluorovodík

Typická reakce HF s SiO2

(a jinými silikáty a skly)

4 HF + SiO2 → SiF4 + 2 H2O

SiF4 je plyn, reagující v roztoku s HF

na H2[SiF6] a případně

na hexafluorokřemičitany, např. K2[SiF6]

Použití

leptání skla a rozklad silikátů

Fluorovodík

Kyselina fluorovodíková (vodný roztok

HF) je mimořádně nebezpečná, při styku

s kůží vznikají hluboké a těžce se hojící

popáleniny, protože HF proniká kůží

a napadá její vnitřní vrstvy

V případě popálení je nutné ihned místo

opláchnout a neutralizovat popáleninu

roztokem glukonátu vápenatého

Chlorovodík

Jeden z hlavních chemických produktů

s velmi širokým použitím (kyselina solná),

dodávána v koncentraci 36 – 38 %,

nebezpečné páry

Příprava a výroba

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

spalování chloru ve vodíku

Cl2 + H2 → 2 HCl

Chlorovodík

Použití

Velmi široké použití v chemickém

průmyslu pro výrobu anorganických

i organických látek s chlorem,

moření ocelí, úprava pH odpadů

Bromovodík

Příprava

NaBr + H3PO4 → NaH2PO4 + HBr

nelze použít H2SO4, oxiduje částečně

bromid na elementární brom

hydrolýza kovalentních bromidů

PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr

Bromovodík

Výroba

spalováním bromu ve vodíku

Br2 + H2 → 2 HBr

Použití

výroba anorganických bromidů,

organické výroby

Jodovodík

Příprava

H2S + I2 → S + 2 HIV roztoku je HI téměř stálý, v plynné fázi

se částečně rozkládá na směs H2 a I2 (typická rovnovážná reakce)

H2 + I2 ↔ 2 HIPoužitívýroba anorganických jodidů, organické výroby

Halogenidy

Binární sloučeniny s většinou prvků

• iontové (s alkalickými kovy, kovy

alkalických zemin a lanthanoidy)

• kovalentní (polární kovalentní vazby,

molekulové nebo polymerní

s můstkovými halogeny) ostatní kovy

a nekovy

HalogenidyPříprava

Bezvodé přímou reakcí prvků nebo řadou

reakcí uvedených u jednotlivých prvků

Řadu hydratovaných halogenidů nelze

dehydratovat bez rozkladu (vznikají oxidy

a oxid-halogenidy), proto speciální

postupy s látkami reagujícími s vodou

CoCl2 . 6 H2O + 6 SOCl2 → CoCl2

+ 6 SO2 + 12 HCl

InterhalogenyHalogeny mezi sebou tvoří řadu

interhalových látek (interhalogenidů),

které vznikají přímou reakcí prvků, jsou

dobře definované a jejich molekulovou

strukturu lze odvodit z teorie VSEPR.

Příklady

ClF, IBr, BrF3, IF5, IF7

PolyhalogenidyJod tvoří polyjodidy I3

- až I9- rozpustné

ve vodě. Méně ochotně se zapojují i další

halogeny ve formě interhalogenů.

Jod je ve vodě nerozpustný, reaguje však

s roztokem jodidu za vzniku polyjodidů

(Lugolův roztok hnědé barvy)

I2 + KI → KI3 (I3- je lineární)

Oxidy halogenůFluor

S kyslíkem tvoří fluorid kyslíku OF2

(jedovatý plyn, poměrně stálý) reakcí

fluoru s vodným roztokem alkalických

hydroxidů

2 F2 + 2 KOH → 2 KF + OF2 + H2O

molekula tvarově odpovídá H2O, vazby

jsou kovalentní, nemá praktický význam

Oxidy halogenůChlor

Chlor tvoří řadu většinou nestálých oxidů

bez většího významu, které jsou

identifikovatelné jako plynné a kapalné

meziprodukty při chemických reakcích

Přehled

Cl2O, Cl2O3, ClO2 (Cl+IV), Cl2O6 (Cl+VI) a

Cl2O7 (nejstálejší)

Oxidy halogenůBrom

Velmi nestálé oxidy Br2O a BrO2

Jod

I2O5 nejstálejší oxid halogenů,

bílá krystalická látka stálá do 300 °C,

příprava dehydratací kyseliny jodičné

2 HIO3 → I2O5 + H2O

Oxokyseliny halogenů

Od fluoru oxokyselina neexistuje,

od ostatních halogenů jsou známy

kyseliny typu HXO, HXO2 (mimo jodu),

HXO3 a HXO4

Některé z nich jsou velmi významné

Oxokyseliny halogenů

kyseliny typu HXO

Obecná příprava

2 X2 + 2 HgO + H2O → HgO . HgX2 + 2 HXO

Reakce Cl2 nebo Br2 s vodou (ne I2)

Cl2 + H2O → HCl + HClO

Slabé kyseliny, silné oxidační vlastnosti

(zvláště v kyselém prostředí)

Oxokyseliny halogenů

kyseliny typu HXO

soli chlornany, bromnany a jodnany,

reakce ve vodném roztoku za chladu

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O

chlorid-chlornan vápenatý

dezinfekční a bělicí činidla (Savo, chlorové

vápno)

Oxokyseliny halogenů

kyseliny typu HXO2

HClO2 a HBrO2, málo významné,

středně silné kyseliny, známé pouze

v roztoku, soli chloritany a bromitany

Oxokyseliny halogenů

kyseliny typu HXO3

silné kyseliny, známé pouze v roztoku

3 Cl2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO3 + 3 H2O

reakce za horka

kyseliny se ze solí připravují

na iontoměničích nebo přes barnaté soli

Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HClO3

Oxokyseliny halogenů

kyselina jodičná se připraví oxidací jodu

kyselinou dusičnou

3 I2 + 10 HNO3 → 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O

Anionty XO3- mají tvar trojboké pyramidy

(odvozené z tetraedru, hybridizace sp3,

3 vazby X = O a nevazebný elektronový

pár na halogenu)

Oxokyseliny halogenůSoli chlorečnany, bromičnany a jodičnany,

významné zvláště KClO3 a KBrO3

Pro KClO3 je typická disproporcionační

reakce za tepla, při příliš vysoké teplotě

jde rozklad až na KCl a O2

4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl

chlorečnany jsou velmi silná oxidační

činidla a s organickými látkami za tepla

explodují

Oxokyseliny halogenů

kyseliny typu HXO4

HClO4 nejsilnější minerální kyselina,výroba z chloristanu draselného reakcí s kyselinou sírovou a vakuovou destilací,dodává se jako 70% roztokzředěná se chová jako neoxidující,

Zn + 2 HClO4 → Zn(ClO4)2 + 3 H2

koncentrovaná nebo páry extrémně oxidující

Oxokyseliny halogenů

HClO4

Aniont tvar tetraedru, význačnou

vlastností je neschopnost tvořit donor

akceptorovou vazbu

(netvoří žádné komplexy)

HBrO4 a HIO4 nevýznamné včetně solí