Halogén: Rozdiel medzi revíziami
Smazaný obsah Přidaný obsah
d r2.7.1) (robot Pridal: an:Halochén |
d typo gram, replaced: → (17) |
||
Riadok 23:
!align="right"|[[Vzácne plyny|>>]]
|}
'''Halogény''' alebo '''halové prvky''' je súhrnný názov pre [[chemický prvok|prvky]] 17. skupiny [[Periodická tabuľka|periodickej tabuľky prvkov]]. Patria sem [[fluór]], [[chlór]], [[bróm]], [[jód]] a [[astát]]. Pomenovanie halogény pochádza z [[Gréčtina|gréčtiny]] a znamená solitvorné. Majú 7
Halogény sú všeobecne vysoko [[Elektronegativita|elektronegatívne]], pričom ich elektronegativita klesá so vzrastajúcim počtom protónov (vzrastajúcou [[Relatívna atómová hmotnosť|atómovou hmotnosťou]]), takže najvyššiu elektronegativitu má fluór (je to zároveň najelektronegatívnejší prvok periodickej tabuľky) a astát má spomedzi halogénov najnižšiu hodnotu elektronegativity.
Řádek 75 ⟶ 74:
=== Chemické vlastnosti ===
Všetky halogény sú reaktívne látky, pričom fluór predstihuje reaktivitou všetky ostatné prvky. Priamo sa zlučuje s [[fosfor]]om, [[kremík]]om, jódom a viacerými [[kov]]mi. S [[vodík]]om reaguje za výbuchu už pri teplote −252
: 2
Chlór priamo reaguje s fosforom a [[antimón]]om. 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 [[Kyselina chlórna|kyseliny chlórnej]] a [[Kyselina chlorovodíková|chlorovodíkovej]].
Bróm reaguje podobne ako chlór, no priebeh reakcií býva menej intenzívny. Pri jóde je situácia ešte pokojnejšia, viaceré reakcie majú [[Vratná reakcia|vratný charakter]] (napr. reakcia jódu s vodíkom sa pri zmene podmienok presúva na ľavú stranu, t. j. [[jodovodík]] sa rozkladá na vodík a jód).
: H<sub>2</sub> + I<sub>2</sub> ↔ 2
== Zlúčeniny ==
Řádek 88 ⟶ 87:
Halogenovodíky sa dajú pripraviť priamou syntézou (u [[chlorovodík]]a 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 [[fluorit]]u (CaF<sub>2</sub>).
: CaF<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → CaSO<sub>4</sub> + 2
: NaCl + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → NaHSO<sub>4</sub> + HCl
: PBr<sub>3</sub> + 3
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 [[Oxidačno-redukčná reakcia|oxidujú]] vzdušným kyslíkom za vzniku brómu, resp. jódu. [[Kyselina chlorovodíková]] je dôležitá chemikália v laboratóriách a v priemysle. Taktiež je súčasťou žalúdočných štiav.
Řádek 101 ⟶ 100:
Pripravujú sa najčastejšie priamou syntézou príslušných prvkov, reakciou kovov, alebo ich oxidov, hydroxidov, solí slabých kyselín s halogenovodkovou kyselinou:
: Hg + I<sub>2</sub> → HgI<sub>2</sub>
: Zn + 2
: KOH + HCl → KCl + H<sub>2</sub>O
: AgNO<sub>3</sub> + HCl → AgCl + HNO<sub>3</sub>
Řádek 108 ⟶ 107:
=== Zlúčeniny s kyslíkom ===
Fluór ako jediný prvok vystupuje v binárnych zlúčeniných s kyslíkom ako eletronegavnejší prvok, preto sú to fluoridy kyslíka, ostatné halogény sú elektropozitívnejšie, preto vytvárajú oxidy. Najznámejším fluoridom je [[difluorid kyslíka]] OF<sub>2</sub>, ktorý vzniká zavádzaním plynného fluóru do 2% roztoku [[Hydroxid sodný|hydroxidu sodného]]:
: 2
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.
| |||