Fluorowce - grupa VII  (17)

fluor

chlor

brom

jod

astat

Charakterystyka grupy:

Fluorowce - halogeny, pierwiastki siódmej grupy głównej. Silnie elektroujemne niemetale o silnych właściwościach utleniających, bardzo reaktywne. Aktywność chemiczna maleje od fluoru do jodu. Te różnice w aktywności powodują, że fluorowce wyższych okresów wypierają z soli fluorowce z okresów niższych. Dochodzi do reakcji redoksowej, w której silniejszy utleniacz np. Cl₂ utlenia anion niżej położonego fluorowca np. Br^- :

2KBr_aq + Cl₂ ——> 2KCl + Br₂

Tworzą związki z praktycznie wszystkimi pierwiastkami. Odgrywają znaczącą rolę także w chemii organicznej. W przyrodzie występują jedynie w postaci związków. W związkach występują głównie na -1 stopniu utlenienia. Ze względu na obecność w powłoce walencyjnej nieobsadzonych orbitali d (oprócz fluoru) w związkach występują również na +1 +3 +5  i +7  stopniu utlenienia. Tworzą  zarówno kwasy wodorohalogenowe HX, jak i kwasy tlenowe HXO_n: 

. Wolne fluorowce reagują ze wszystkimi metalami i wieloma niemetalami. W stanie pierwiastkowym występują w postaci cząsteczek dwuatomowych. W zależności od różnicy elektroujemności tworzą zarówno wiązania jonowe jak i kowalencyjne. Czasem o charakterze konkretnego wiązania decyduje środowisko. Np. chlorowodór HCl w stanie gazowym jest związkiem o wiązaniu kowalencyjnym, zaś po rozpuszczeniu w wodzie, pod wpływem polarnych cząsteczek rozpuszczalnika przechodzi w wiązanie jonowe i dysocjuje (kwas solny). 

Pierwiastki tej grupy tworzą także związki międzyhalogenowe, np. BrCl; ClF; ClF3; BrF3; 

W warunkach standardowych fluor i chlor to gazy, brom - łatwo lotna ciecz, zaś jod to ciało stałe, sublimuje.
Wszystkie są toksyczne. W wodzie rozpuszczają się słabo, rozpuszczalność ta maleje od fluoru do jodu (woda chlorowa, woda bromowa). Rozpuszczając się w wodzie ulegają nie tylko fizycznemu zjawisku rozpuszczenia ale także wchodzą z nią w reakcje chemiczne. Najgwałtowniej fluor (powstaje HF i O₂), najsłabiej jod. W wyniku reakcji z wodą powstają tlenowe kwasy HOX i wodorohalogeny HX.

Cl₂ + H₂O ——>   H⁺  + Cl^-  + HOCl_aq

F - fluor   (iczba.atomowa. 9,  liczba masowa izotopów   19)		średnia masa atomowa  18,998
konfiguracja elektronowa	1 s2      2 s2p5
wartościowość	-1

Pierwiastek dość pospolity (0,03% wag.). Żółtozielony gaz, toksyczny i parzący. Najbardziej elektroujemny pierwiastek. Tak reaktywny, że nie reaguje bezpośrednio jedynie z tlenem i azotem. Otrzymuje się go z minerału fluorytu (CaF₂) przez wyparcie w postaci fluorowodoru, który po przeprowadzeniu w sól poddaje się elektrolizie. Elektrolizę przeprowadza się w roztworze stopionego wodorfluorku potasu KHF₂, bowiem z wodą fluor reaguje dość gwałtownie dając HF i O₂. 

CaF₂ + H₂SO₄ ——>  2HF + CaSO₄

Fluorowodór tworzy dość silne wiązania wodorowe między swoimi cząsteczkami, tworząc nawet (HF)₆. Ta zdolność łączenia się cząsteczek fluorowodoru powoduje, że jest on w temperaturze pokojowej cieczą, w odróżnieniu od pozostałych fluorowcowodorów, które w tych warunkach są gazami. W wodzie rozpuszcza się doskonale (miesza się z nią w każdym stosunku). 

Fluor nie tworzy kwasów tlenowych. Jego elektroujemność powoduje, że związek z tlenem OF₂ nie nosi nazwy tlenku fluoru lecz fluorku tlenu. Znany jest też nietrwały tlenek O₂F₂. Z wodorem fluor pierwiastkowy  reaguje wybuchowo, tworząc fluorowodór, zdolny do trawienia szkła, który w wodzie tworzy kwas fluorowodorowy. W praktyce HF otrzymujemy przez reakcje fluorków z kwasami. Kwasu fluorowodorowego nie można przechowywać w naczyniach szklanych.

SiO₂ + HF ——> SiF₄­  + H₂O

Jest to kwas stosunkowo słaby (w odróżnieniu od kwasów wodorowych pozostałych fluorowców) o mocy zbliżonej do kwasu azotowego(III)  HNO₂.

Do najbardziej znanych związków fluoru należy teflon (polimer fluoroetylenu) i freony (fluoropochodne niższych węglowodorów). Występuje w związkach wyłącznie na stopniu utlenienia -1. Tworzy związki z innymi fluorowcami: ClF; ClF₃; BrF; BrF₃; BrF₅; JF₅;JF₇.

Cl - chlor   (iczba.atomowa. 17,   liczba masowa izotopów  35, 37)		średnia masa atomowa  35,453
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s2p6    3 s2p5 (3d)
wartościowość	-1  +1  +3  +5  +7

Zielony, trujący gaz. Ma dwa trwałe izotopy ³⁵Cl i  ³⁷Cl. Rozpowszechnienie w przyrodzie około 0,05% wag. Ze względu na reaktywność w stanie wolnym nie występuje. Do głównych minerałów należy NaCl. Chlor otrzymujemy głównie przez elektrolizę chlorków. W laboratorium utlenia się w tym celu chlorowodór (kwas solny) roztworem nadmanganianu potasu:

16HCl  +  2KMnO₄  -——>  5Cl₂  +  2KCl  +  2MnCl₂  + 8H₂O

Z wodorem tworzy na świetle mieszaninę wybuchową (łańcuchowa, rodnikowa reakcja fotochemiczna), łącząc się w chlorowodór, którego wodny roztwór jest silnym kwasem (kwas solny). W praktyce chlorowodór uzyskuje się najczęściej przez wyparcie go z chlorków mocnym kwasem (H₂SO₄) np.

NH₄Cl  +  H₂SO₄  ——>  HCl  +  NH₄(HSO₄)

Chlorowodór w stanie gazowym wykazuje obecność spolaryzowanego wiązania kowalencyjnego, zaś w roztworze wodnym (kwas solny) dochodzi do zmiany charakteru tego wiązania na jonowe i dysocjacji elektrolitycznej. Z metalami, tlenkami metali i wodorotlenkami reaguje łatwo dając odpowiednie chlorki. Są to sole najczęściej dobrze rozpuszczalne - wyjątek stanowi m.in. AgCl, Hg₂Cl₂ i PbCl₂.

Chlorek srebra jest światłoczuły, na świetle zmienia barwę z białej na fioletową, ciemniejąc z czasem coraz bardziej.

Chlor z metalami i wieloma niemetalami reaguje już w temperaturze pokojowej. Z bromków i jodków wypiera brom i jod. W wodzie rozpuszcza się dość dobrze dając tzw. wodę chlorową o właściwościach utleniających.

Z tlenem (ale nie w reakcji bezpośredniej) daje szereg tlenków o charakterze kwasowym: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇  (odpowiednie kwasy HOCl - podchlorawy, HClO₂ -chlorawy,   HClO₃ - chlorowy, HClO₄ - nadchlorowy, silny kwas). Są to silne utleniacze. W reakcji z NaOH dają odpowiednie sole.

ClO₂ w reakcji z NaOH daje, w procesie dysproporcjonowania, NaOClO (NaClO₂) i NaOClO₂ (NaClO₃). Jeden atom chloru redukuje się z +4 do +3, kosztem drugiego atomu, który z +4 utlenia się do +5. Podobnie zachowuje się Cl₂O₆ dając NaClO₃ (st. utl. +5) i NaClO₄ (st. utl. +7).

Sole kwasu podchlorawego (+1) otrzymuje się przez rozpuszczanie chloru w roztworze odpowiedniego ługu 

Cl₂  +  2NaOH  ——>  NaClO  +  NaCl  + H₂O

Zaś kwas podchlorawy można otrzymać działając chlorem na  tlenek rtęci w wodnej zawiesinie:

2Cl₂  +  2HgO +  H₂O   ——>  2HClO  +  HgO·HgCl₂

W wyniku działania chloru na wodorotlenek wapnia powstaje produkt zwany wapnem chlorowanym, niegdyś szeroko stosowany środek dezynfekujący. Jest to mieszanina podchlorynu wapniowego Ca(OCl)₂ i zasadowego chlorku wapnia Ca(OH)Cl.

Kwas chlorawy HClO₂ jest silnym środkiem utleniającym, występuje tylko w roztworach, jest stosunkowo nietrwały. 
Kwas chlorowy HClO₃ można otrzymać tylko w postaci roztworu. Jest to silny kwas o właściwościach utleniających, podobnie jak kwas nadchlorowy HClO₄. Także sole obu kwasów wykazują silne właściwości utleniające.

Z innymi fluorowcami chlor tworzy ClF; ClF₃; BrCl; ICl; ICl₃. 

Br - brom   (iczba.atomowa. 35,   liczba masowa izotopów 79, 81)		średnia masa atomowa  79,909
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s2p6    3s2p6d10    4 s2p5(4d 4f)
wartościowość	-1  +5
	+1

Czerwonobrunatna, lotna ciecz o charakterystycznym, duszącym zapachu. Ma dwa trwałe izotopy: ⁷⁹Br, ⁸¹Br. Tworzy cząsteczki dwuatomowe Br₂. Stanowi pierwiastek rzadko spotykany w przyrodzie (0,0002%), występuje wyłącznie w postaci związków. Aktywnością przypomina chlor. Tworzy tlenki Br₂O, Br₃O₈, BrO₂ oraz kwasy tlenowe HBrO i HBrO₃ a także bromowodorowy. W wodzie rozpuszcza się słabo dając wodę bromową. Rozpuszcza się także dość dobrze w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych (CS₂; CCl₄). Otrzymać go można przez utlenienie bromków pierwiastkowym chlorem.

Rozpuszczalność bromków jest podobna jak chlorków. Nierozpuszczalny praktycznie w wodzie, światłoczuły bromek srebra jest podstawą fotografii srebrowej. Rozpuszcza się w tiosiarczanie (utrwalacz w fotografii) i cyjankach, tworząc rozpuszczalne kompleksy ze srebrem jako atomem centralnym.

Z innymi fluorowcami brom tworzy BrF; BrF₃; BrF₅; BrCl; IBr.

I - jod   (iczba.atomowa. 53,   liczba masowa izotopów   127)		średnia masa atomowa  126,904
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s2p6     3 s2p6d10    4 s2p6d10(4f)    5 s2p5
wartościowość	-1  +5  +7
	+1

Ma jeden trwały izotop, tworzy cząsteczki dwuatomowe, w warunkach normalnych ciało stałe, łatwo sublimuje przechodząc w pary koloru fioletowego. Rozpuszcza się także w rozpuszczalnikach organicznych. W jednych daje roztwory zabarwione na fioletowo (CS₂, CHCl₃; CCl₄)  w innych, (alkohol, eter, woda) przyjmuje zabarwienie brunatne. W charakterze chemicznym podobny do pozostałych fluorowców, lecz słabiej reaktywny. W wodzie rozpuszcza się bardzo słabo, o wiele łatwiej w roztworze jodków (płyn Lugola), gdzie tworzy jon I₃^-. 

Z tlenem tworzy I₂O₅ - bezwodnik kwasu jodowego HIO₃. Można go otrzymać (tlenek) przez utlenianie jodu kwasem azotowym(V). Znany też jest kwas nadjodowy H₅IO₆ oraz podjodawy HIO (tylko w rozcieńczonych roztworach, dość nietrwały).

Ze skrobią jod tworzy addukty o fioletowoniebieskiej barwie. Reakcja jest bardzo czuła i służy do wykrywania śladów jodu (punkt równoważnikowy w jodometrii).

Z innymi fluorowcami tworzy IF₅; IF₇; ICl; ICl₃; IBr.

Kilkuprocentowy roztwór w etanolu służy do odkażania skóry (jodyna).

At - astat   (iczba.atomowa. 85,   liczba masowa izotopów    210)		średnia masa atomowa  210
konfiguracja elektronowa	1 s2     2 s2p6    3 s2p6d10     4 s2p6d10f14     5 s2p6d10      6 s2p5
wartościowość	+1 +5  +7

Nie ma trwałych izotopów. Pierwiastek promieniotwórczy o słabym charakterze metalicznym. Otrzymany sztucznie.

---