7.2 Halogény

Prvky p5- fluór, chlór, bróm, jód, astát – VII. A skupina – 7 valenčných e. – sú veľmi reaktívne, jedovaté - v prírode ako halogenidy prvkov (Na, K, Mg, Ca), veľkou zásobárňou je morská voda (NaCl) - atómy získavajú stabilnú konfiguráciu utvorením aniónu X- or utvorením kovalentnej väzby - pri bežných podmienkach existujú ako dvojatómové molekuly X2 - skupenstvo (pri danej t a p) závisí od hmotnosti molekúl (F, Cl - plyny, Br – kvapalina, I – tuhá l.) - sú dôležitou surovinou pri výrobe or. aj anor. látok. - halogenácia – zlučovanie halogénov s organickými látkami - Cl – na výrobu plastov, kyseliny HCl, ako bieliaci a dezinfekčný prostriedok- Br, I, výroba farbív a 5% roztok I – jódová tinktúra (dezinfekcia)

Halogénvodíky - ostro páchnuce plyny, v molekulách HX je jedna kovalentná väzba, ktorej polarita od F k I klesá- vodné roztoky sú halogénvodíkové kyseliny (všetky okrem HF sú veľmi silné) - pripravujú sa priamou syntézou z prvkov or pôsobením silných kyselín na halogenidy NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl - HCl – kyselina chlorovodíková (soľná ), dôležitá v chemickom priemysle a pri trávení potravy

Halogenidy - zlúčeniny halogénov s prvkami s nižšou X, dobre rozpustné v H2O, dobre hydrolyzujúdelenie: iónové halogenidy – predovšetkým F, Cl s prvkami s nízkou X (NaCl, KCl) atómové – s prevažne kovalentnou v. s kovmi zo strednej časti PSP(CdCl2, CuCl2) molekulové – tvoria jednotlivé molekuly s nekovmi, polokovmi, niektorými kovmi (s veľkou X) (TiCl4, PbCl4)- príprava – priamym zlučovaním prvkov or reakciou s neušľachtilými kovmi, ich oxidov, hydroxidov, uhličitanov s príslušnými halogénvodíkovými kyselinami. 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3 Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 KOH + HCl → KCl + H2O

Kyslíkaté zlúčeniny halogénov - halogény s O priamo nezlučujú (dajú sa pripraviť len nepriamo) - oxidy halogénov – nestále, pri bežnej t sa rozkladajú (ClO2 – výbušné), najčastejší I2O5- kyslíkaté kyseliny halogénov – HClO4 – kvapalina, HIO4, H5IO6 – tuhé kyseliny - kyseliny majú rôzne oxidačné účinky(s rastom O.č. rastie stabilita a sila a klesá oxid. schopnosť) - soli sú tuhé kryštalické látky - bieliaci lúh – zmes chloridu a chlórnanu sodného, na bielenie vlákien - chlórové vápno – zmes chloridu a chlórnanu vápenatého – dezinfekčný prostriedok - tepelným rozkladom vznikajú chlorečnany (výroba výbušnín a zápaliek) - chloristany – soli HClO4 – v pyrotechnike namiesto nebezpečných chlorečnanov

7.3 Chalkogény

Prvky p4 - kyslík, síra, selén, telúr, rádioaktívne polónium – VI. A, 6 e - všetky pri bežných podmienkach okrem O – pevné látky - s rastúcim. S číslom vzrastá kovový charakter - S – v prírode v elementárnej forme alebo v sulfidoch (FeS2, ZnS, PbS), síranoch (Na2SO4 . 10 H2O, CaSO4 . 2 H2O) a v sulfánoch H2S (v zemnom plyne, sopečných plynoch) - Se a Te – v prírode vzácne , Po – (veľmi vzácny kov) v uránovej rude v smolinci - do stabilnej konfigurácie chýbajú 2 e.

Síra alotropia – síra sa v závislosti od vonkajších podmienok vyskytuje vo viacerých kryštálových štruktúrach (v alotropických modifikáciách), ktorých základ tvoria osematómové molekuly. - zohrievaním tuhej síry sa S 8 štiepia za vzniku dlhých reťazcov (síra tmavne a hustne) - ochladením kvapalnej síry vzniká plastická síra - ochladením pár vriacej síry vzniká sírny kvet - síra je žltá látka, nerozpustná vo vode ale v nepolárnych zlúčeninách (CS2)- pri bežnej t pomerne stála, pri zvýšení t reaguje s väčšinou prvkov - požíva sa vo výrobe zápaliek, prostriedok proti škodcom, na vulkanizáciu kaučuku, ako súčasť bielkovín a na výrobu H2SO4, sírouhlíka, siričitanov a sulfidovSulfán a sulfidy

Sulfán (sírovodík) – H2S – prudko jedovatý a zapáchajúci plyn - vo vode málo rozpustný – vzniká sulfánová (sírovodíková) voda - O.č. –II. (redukčné účinky) - soli = sulfidy a hydrogénsulfidy (zväčša nerozpustné)

Kyslíkaté zlúčeniny síry - S má O.č. IV a VI

- Oxid siričitý SO2 bezfarebný plyn, dráždiaci dýchacie cesty, vzniká spaľovaním síry, sulfánu a je nežiaducou zložkou ovzdušia - rozpúšťaním vo vode vzniká H2SO3 (slabá kys.) → potom jej soli siričitany a hydrogénsiričitany

- Oxid sírový – vzniká priamym zlučovaním SO2 s O, je to pevná látka s polymérnou štruktúrou jeho zlučovaním s vodou (exotermická r.) vzniká H2SO4

- Kyselina sírová – silná dvojsýtna kys., pri reakcii s vodou sa zmes zahrieva (neliať vodu do kys.) koncentrovaná má silné dehydratačné a oxidačné účinky (sacharóza jej účinkom uhoľnatie)- v zriedenom roztoku sa zvýrazňujú jej kyslé vlastnosti (odštiepiť protón) - reagujú s ňou len menej ušľachtilé kovy - soli sú sírany a hydrogénsírany dodekahydrát síranu draselno - chromitého - kryštalizáciou jednoduchých síranov sa získavajú podvojné sírany – kamence KCr(SO4)2 . 12 H2O - používa sa na výrobu priemyselných hnojív (superfosfát, síran amónny), viskóznych vláken, na plnenie akumulátorov, na rafináciu minerálnych olejov a výrobu liečiv, farbív a výbušnín