Halogen

ChemicalEdit

The halogens show trends in chemical bond energy moving from top to bottom of the periodic table column with fluorine deviating slightly. It follows a trend in having the highest bond energy in compounds with other atoms, but it has very weak bonds within the diatomic F2 molecule. This means that further down group 17 in the periodic table, the reactivity of elements decreases because of the increasing size of the atoms.

Halogens are highly reactive, and as such can be harmful or lethal to biological organisms in sufficient quantities. This high reactivity is due to the high electronegativity of the atoms due to their high effective nuclear charge. Because the halogens have seven valence electrons in their outermost energy level, they can gain an electron by reacting with atoms of other elements to satisfy the octet rule. Fluorine is the most reactive of all elements; it is the only element more electronegative than oxygen, it attacks otherwise-inert materials such as glass, and it forms compounds with the usually inert noble gases. It is a corrosive and highly toxic gas. Reaktivita fluoru je taková, že při použití nebo skladování v laboratorním skle může v přítomnosti malého množství vody reagovat se sklem za vzniku tetrafluoridu křemičitého (SiF4). Proto se s fluorem musí zacházet s látkami, jako je teflon (který je sám organofluorovou sloučeninou), extrémně suché sklo nebo kovy, jako je měď nebo ocel, které na svém povrchu vytvářejí ochrannou vrstvu fluoridu.

Vysoká reaktivita fluoru umožňuje některé z nejpevnějších možných vazeb, zejména na uhlík. Například teflon je fluor vázaný s uhlíkem a je extrémně odolný vůči tepelným a chemickým útokům a má vysoký bod tání.

MolekulyEdit

Diatomické molekuly halogenůEdit

Halogeny tvoří homonukleární diatomické molekuly (není prokázáno u astatinu). vzhledem k relativně slabým mezimolekulárním silám patří chlor a fluor do skupiny tzv. elementárních plynů.

halogen	molecule	structure	model	d(X−X) / pm (gas phase)	d(X−X) / pm (solid phase)
fluorine	F2
chlorine	Cl2
bromine	Br2
iodine	I2

The elements become less reactive and have higher melting points as the atomic number increases. The higher melting points are caused by stronger London dispersion forces resulting from more electrons.

CompoundsEdit

Hydrogen halidesEdit

All of the halogens have been observed to react with hydrogen to form hydrogen halides. U fluoru, chloru a bromu má tato reakce podobu:

H2 + X2 → 2HX

Jodovodík a astatovodík se však mohou štěpit zpět na své složky.

Reakce vodíku s halogeny jsou směrem k těžším halogenům postupně méně reaktivní. Fluor-vodíková reakce je výbušná i za tmy a chladu. Reakce chloru s vodíkem je také výbušná, ale pouze za přítomnosti světla a tepla. Reakce bromu s vodíkem je ještě méně výbušná; je výbušná pouze při působení plamene. Jód a astatin reagují s vodíkem pouze částečně a tvoří rovnovážné sloučeniny.

Všechny halogeny tvoří s vodíkem binární sloučeniny známé jako halogenidy vodíku: fluorovodík (HF), chlorovodík (HCl), bromovodík (HBr), jodovodík (HI) a astatovodík (HAt). Všechny tyto sloučeniny tvoří po smíchání s vodou kyseliny. Fluorovodík je jediný halogenovodík, který tvoří vodíkové vazby. Kyselina chlorovodíková, kyselina bromovodíková, kyselina jodová a kyselina hydroastaticová jsou silné kyseliny, ale kyselina fluorovodíková je slabá kyselina.

Všechny halogenovodíky jsou dráždivé. Fluorovodík a chlorovodík jsou silně kyselé. Fluorovodík se používá jako průmyslová chemikálie a je vysoce toxický, způsobuje otok plic a poškozuje buňky. Chlorovodík je rovněž nebezpečná chemická látka. Vdechování plynu s obsahem chlorovodíku vyšším než padesát částic na milion může u člověka způsobit smrt. Bromovodík je ještě toxičtější a dráždivější než chlorovodík. Vdechování plynu s obsahem bromovodíku vyšším než třicet částic na milion může být pro člověka smrtelné. Jodid vodíku je stejně jako ostatní halogenidy vodíku toxický.

Halogenidy kovůUpravit

Všechny halogeny reagují se sodíkem za vzniku fluoridu sodného, chloridu sodného, bromidu sodného, jodidu sodného a astatidu sodného. Reakcí zahřátého sodíku s halogeny vznikají jasně oranžové plameny. Reakce sodíku s chlorem probíhá ve formě:

2Na + Cl2 → 2NaCl

Železo reaguje s fluorem, chlorem a bromem za vzniku halogenidů železa(III). Tyto reakce mají podobu:

2Fe + 3X2 → 2FeX3

Při reakci železa s jodem však vzniká pouze jodid železa(II).

Fe+I2→FeI2

Železo může rychle reagovat s fluorem za vzniku bílé sloučeniny fluoridu železa(III) i za nízkých teplot. Při kontaktu chloru se zahřátým železem reagují za vzniku černého chloridu železitého (III). Pokud jsou však reakční podmínky vlhké, vzniká při této reakci naopak červenohnědý produkt. Železo může také reagovat s bromem za vzniku bromidu železa (III). Tato sloučenina je za suchých podmínek červenohnědá. Reakce železa s bromem je méně reaktivní než reakce s fluorem nebo chlorem. Horké železo může reagovat také s jódem, ale tvoří jodid železnatý(II). Tato sloučenina může být šedá, ale reakce je vždy kontaminována přebytkem jódu, takže to není jisté. Reakce železa s jodem je méně bouřlivá než jeho reakce s lehčími halogeny.

Mezihalogenové sloučeninyUpravit

Interhalogenové sloučeniny mají tvar XYn, kde X a Y jsou halogeny a n je jedna, tři, pět nebo sedm. Interhalogenové sloučeniny obsahují nejvýše dva různé halogeny. Velké interhalogeny, jako je ClF3, mohou vzniknout reakcí čistého halogenu s menším interhalogenem, jako je ClF. Všechny interhalogeny kromě IF7 lze vyrobit přímou kombinací čistých halogenů za různých podmínek.

Interhalogeny jsou obvykle reaktivnější než všechny dvouatomové molekuly halogenů kromě F2, protože interhalogenové vazby jsou slabší. Chemické vlastnosti interhalogenů jsou však stále zhruba stejné jako u diatomických halogenů. Mnoho interhalogenů se skládá z jednoho nebo více atomů fluoru vázaných na těžší halogen. Chlor se může vázat až se třemi atomy fluoru, brom se může vázat až s pěti atomy fluoru a jód se může vázat až se sedmi atomy fluoru. Většina interhalogenových sloučenin jsou kovalentní plyny. Některé interhalogeny jsou však kapalné, například BrF3, a mnohé interhalogeny obsahující jód jsou pevné látky.

Organohalogenové sloučeninyUpravit

Mnoho syntetických organických sloučenin, jako jsou polymery plastů, a několik přírodních sloučenin obsahuje atomy halogenů; tyto sloučeniny se nazývají halogenované sloučeniny nebo organické halogenidy. Chlor je zdaleka nejhojněji zastoupeným halogenem v mořské vodě a jediným, který člověk potřebuje v relativně velkém množství (ve formě chloridových iontů). Chloridové ionty například hrají klíčovou roli ve fungování mozku tím, že zprostředkovávají působení inhibičního přenašeče GABA, a tělo je také využívá k produkci žaludeční kyseliny. Jód je ve stopovém množství potřebný pro tvorbu hormonů štítné žlázy, například tyroxinu. Nukleofilní abstrakční reakcí se syntetizují také organohalogeny.

Polyhalogenované sloučeninyUpravit

Polyhalogenované sloučeniny jsou průmyslově vytvářené sloučeniny substituované více halogeny. Mnohé z nich jsou velmi toxické a bioakumulují se v lidském organismu a mají velmi široký rozsah použití. Patří mezi ně PCB, PBDE a perfluorované sloučeniny (PFC) a řada dalších sloučenin.

ReakceEdit

Reakce s vodouEdit

Fluor prudce reaguje s vodou za vzniku kyslíku (O2) a fluorovodíku (HF):

2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(aq)

Chlor má maximální rozpustnost cca 7,1 g Cl2 na kg vody při teplotě okolí (21 °C). Rozpuštěný chlor reaguje za vzniku kyseliny chlorovodíkové (HCl) a kyseliny chloristé, roztoku, který lze použít jako dezinfekční nebo bělicí prostředek:

Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)

Brom má rozpustnost 3,5 %.41 g na 100 g vody, ale pomalu reaguje za vzniku bromovodíku (HBr) a kyseliny hyperbromové (HBrO):

Br2(g) + H2O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)

Jód je však ve vodě rozpustný minimálně (0,03 g/100 g vody při 20 °C) a nereaguje s ní. V přítomnosti jodidového iontu, například po přidání jodidu draselného (KI), však jód vytvoří vodný roztok, protože vzniká trijodidový ion.

Fyzikální a atomové vlastnostiHalogeny

Následující tabulka je přehledem klíčových fyzikálních a atomových vlastností halogenů. Údaje označené otazníky jsou buď nejisté, nebo se jedná o odhady částečně založené spíše na periodických trendech než na pozorování.

IsotopesEdit

Fluor má jeden stabilní a přirozeně se vyskytující izotop, fluor-19. Tento izotop se v přírodě vyskytuje pouze jednou. V přírodě se však vyskytují i stopová množství radioaktivního izotopu fluoru-23, který vzniká klastrovým rozpadem protaktinia-231. Celkem bylo objeveno osmnáct izotopů fluoru s atomovými hmotnostmi v rozmezí od 14 do 31. Chlor má dva stabilní a přirozeně se vyskytující izotopy, chlór-35 a chlór-37. V přírodě se však vyskytují stopová množství izotopu chloru-36, který vzniká rozpadem argonu-36. Bylo objeveno celkem 24 izotopů chloru s atomovými hmotnostmi od 28 do 51.

Existují dva stabilní a přirozeně se vyskytující izotopy bromu, brom-79 a brom-81. Celkem bylo objeveno 33 izotopů bromu s atomovými hmotnostmi v rozmezí od 66 do 98. Existuje jeden stabilní a přirozeně se vyskytující izotop jódu, jód-127. V přírodě se však vyskytují stopová množství radioaktivního izotopu jodu-129, který vzniká spalováním a radioaktivním rozpadem uranu v rudách. Rozpadem uranu vzniklo v přírodě také několik dalších radioaktivních izotopů jódu. Celkem bylo objeveno 38 izotopů jódu s atomovými hmotnostmi od 108 do 145.

Stabilní izotopy astatinu neexistují. Existují však čtyři přirozeně se vyskytující radioaktivní izotopy astatinu, které vznikají radioaktivním rozpadem uranu, neptunia a plutonia. Tyto izotopy jsou astatin-215, astatin-217, astatin-218 a astatin-219. Celkem bylo objeveno 31 izotopů astatinu s atomovými hmotnostmi od 191 do 227.

Tennessin má pouze dva známé syntetické radioizotopy, tennessin-293 a tennessin-294.