Halogeny

Rozbalit box

Obsah boxu

Halogeny jsou členy 17. skupiny periodické tabulky prvků. Jedná se o skupinu chemicky příbuzných prvků, která zahrnuje fluór (F), chlór (Cl), bróm (Br), jód (I), radioaktivní astat (At) a syntetický tennessin (Ts). Název "halogen" pochází z řeckých slov "hals" (sůl) a "gennan" (tvořit), což znamená "solitvorný". Tento název odráží jejich schopnost reagovat s kovy za vzniku široké škály solí, jako je například chlorid sodný (kuchyňská sůl).

Halogeny jsou velmi reaktivní nekovy s vysokou elektronegativitou. Mají sedm valenčních elektronů, a proto snadno přijímají jeden elektron, aby dosáhly stabilní elektronové konfigurace vzácného plynu. Tato vlastnost z nich činí silná oxidační činidla. Jejich reaktivita klesá se stoupajícím protonovým číslem v rámci skupiny. Fluór je nejreaktivnějším prvkem v celé periodické tabulce.

V přírodě se halogeny vyskytují pouze ve formě sloučenin, nejčastěji jako halogenidy v minerálech nebo rozpuštěné v mořské vodě. Skupina halogenů je unikátní tím, že jako jediná v periodické tabulce obsahuje za standardních podmínek prvky ve všech třech skupenstvích: plynném (fluór, chlór), kapalném (bróm) a pevném (jód, astat).

⚛️ Charakteristika

Halogeny tvoří dvouatomové molekuly (F₂, Cl₂, Br₂, I₂) se slabými mezimolekulovými van der Waalsovými silami. Síla těchto vazeb roste s rostoucím počtem elektronů, což vysvětluje nárůst teplot tání a varu při postupu skupinou dolů.

Fyzikální vlastnosti:

• Skupenství (za standardních podmínek): Fluór a chlór jsou plyny, bróm je kapalina a jód s astatem jsou pevné látky.
• Barva: Intenzita zbarvení se s rostoucím protonovým číslem prohlubuje. Fluór je světle žlutý plyn, chlór je zelenožlutý, bróm je červenohnědá kapalina a jód tvoří černošedé krystaly, které sublimují na fialové páry.
• Zápach: Všechny halogeny mají pronikavý a často nepříjemný zápach.
• Vodivost: Jsou špatnými vodiči tepla a elektrického proudu.

Chemické vlastnosti:

• Reaktivita: Jsou vysoce reaktivní a tato reaktivita klesá od fluóru k jódu. Fluór je nejreaktivnější ze všech prvků a reaguje i s některými vzácnými plyny.
• Oxidační stavy: Nejběžnějším oxidačním číslem je -1. S výjimkou fluóru mohou mít i kladná oxidační čísla (+1, +3, +5, +7), zejména ve sloučeninách s kyslíkem.
• Tvorba sloučenin: Snadno reagují s kovy za vzniku solí zvaných halogenidy (např. fluorid vápenatý, chlorid sodný, bromid stříbrný). S vodíkem tvoří halogenovodíky (HF, HCl, HBr, HI), které jsou plynné látky a jejich vodné roztoky jsou kyseliny. Mohou také tvořit interhalogenové sloučeniny vzájemnou reakcí.

⏳ Historie

Objevování halogenů probíhalo postupně od 18. do 20. století.

• Chlór (1774): Jako první byl izolován Carl Wilhelm Scheele. Původně byl považován za sloučeninu. V roce 1811 navrhl Johann Schweigger název "halogen", ale Humphry Davy prosadil název chlór. Označení halogen se později začalo používat pro celou skupinu.
• Jód (1811): Objevil jej francouzský lékárník Bernard Courtois v popelu z mořských řas.
• Bróm (1826): Izoloval jej Antoine Jérôme Balard z mořské vody. Nezávisle na něm jej objevil i Carl Jacob Löwig.
• Fluór (1886): Vzhledem k jeho extrémní reaktivitě byla jeho izolace velmi obtížná. Úspěšně jej připravil až francouzský chemik Henri Moissan elektrolýzou, za což později obdržel Nobelovu cenu.
• Astat (1940): Tento radioaktivní prvek byl uměle připraven v Berkeley týmem vědců (Dale R. Corson, K. R. MacKenzie, E. Segrè). Je to nejvzácnější prvek v zemské kůře.

💡 Využití

Halogeny a jejich sloučeniny mají široké uplatnění v mnoha oblastech.

• Dezinfekce: Chlór a bróm se používají k čištění pitné vody a dezinfekci bazénů. Sloučeniny jódu, jako je jodová tinktura, slouží jako antiseptikum.
• Průmysl: Chlór je klíčový při výrobě polyvinylchloridu (PVC), jednoho z nejpoužívanějších plastů. Halogenové sloučeniny se používají jako retardéry hoření v elektronice a textiliích.
• Zdravotnictví: Fluoridy se přidávají do zubních past a pitné vody k prevenci zubního kazu. Bromidy se dříve využívaly jako sedativa. Radioaktivní izotopy jódu a astatu se využívají v nukleární medicíně.
• Osvětlení: Malá množství jódu nebo brómu se používají v halogenových žárovkách, které poskytují jasnější světlo a mají delší životnost než klasické žárovky.
• Potravinářství: Nejznámější sloučeninou je chlorid sodný (kuchyňská sůl), nezbytný pro lidskou výživu a používaný jako konzervant.
• Fotografie: Bromid stříbrný (AgBr) je díky své citlivosti na světlo klíčovou složkou fotografických filmů.

☣️ Bezpečnost a toxicita

V elementární formě jsou halogeny vysoce toxické a nebezpečné. Jejich vysoká reaktivita může způsobit poškození živých organismů.

• Vdechování: Plynný fluór a chlór jsou extrémně dráždivé pro dýchací cesty a mohou způsobit vážné poškození plic, v krajních případech až smrt. Chlór byl zneužit jako chemická zbraň během první světové války.
• Kontakt s kůží: Kapalný bróm a koncentrovaný fluór mohou způsobit vážné chemické popáleniny.
• Sloučeniny: Zatímco elementární halogeny jsou nebezpečné, jejich iontové formy (halogenidy) jsou v malém množství často nezbytné pro život. Například chloridové ionty jsou klíčové pro udržení rovnováhy tělních tekutin. Některé organické sloučeniny halogenů, jako jsou polychlorované bifenyly (PCB) nebo chlor-fluorované uhlovodíky (CFC), však představují environmentální riziko.

Při manipulaci s halogeny je nutné dodržovat přísná bezpečnostní opatření, včetně použití ochranných pomůcek a zajištění dobrého větrání.

🤓 Halogeny pro laiky

Představte si halogeny jako partu sedmi kamarádů, kteří chtějí hrát hru, ale k dokonalému týmu jim vždy chybí jeden hráč. Jsou to prvky z jedné "rodiny" v periodické tabulce a mají jména: fluór, chlór, bróm, jód a astat.

Protože jim neustále ten jeden "hráč" (v chemii se mu říká elektron) chybí, jsou velmi nedočkaví a snaží se ho co nejrychleji od někoho získat. Jsou tedy extrémně společenští a reaktivní – snadno se skamarádí (vytvoří chemickou vazbu) s jinými prvky, které mají elektron navíc.

Když se halogen spojí s kovem (například se sodíkem), vznikne sůl. Nejznámější je chlorid sodný – obyčejná kuchyňská sůl. Takže název "halogen" znamená "ten, co tvoří sůl".

Každý člen této party má jinou povahu:

• Fluór je nejdivočejší a nejenergičtější. Reaguje skoro s každým a se vším.
• Chlór je také velmi aktivní. Znáte ho z bazénů, kde ničí bakterie.
• Bróm je o něco klidnější, je to jediný člen party, který je za normální teploty tekutý.
• Jód je nejméně divoký. Je to pevná látka, kterou znáte z dezinfekce na rány.

Ačkoliv jsou sami o sobě docela nebezpeční a jedovatí, když se spojí s jinými prvky, vytvářejí spoustu užitečných věcí – od soli v naší kuchyni, přes teflon na pánvi až po látky v zubní pastě, které chrání naše zuby.

Zdroje

Britannica - Halogen Chemistry LibreTexts - General Properties of Halogens BYJU'S - Halogen Properties University of Wisconsin-Madison, Chemistry Department Přírodovědci.cz - Objevování prvků 3: Krásné i nebezpečné halogeny Wikipedia - Halogeny Masarykova univerzita - Halogeny IEC e-tech - Understanding halogen use Studium chemie - Historie halogenů