Halogény (prvky 17. skupiny)

Halogény tvoria 17. skupinu (predtým VII. A skupina) periodickej tabuľky prvkov. Názov „halogény" pochádza z gréčtiny (hals – soľ, gennaó – tvorím) a znamená „solitvorné“, čo výstižne popisuje ich charakteristickú schopnosť ľahko reagovať s kovmi za vzniku solí. Do tejto skupiny patria prvky: fluór (F), chlór (Cl), bróm (Br), jód (I), rádioaktívny astát (At) a superťažký, umelo pripravený prvok tenés (Ts).

Všetky halogény majú vo svojej valenčnej vrstve 7 elektrónov, ich všeobecná elektrónová konfigurácia je ns² np⁵. Chýba im teda len 1 elektrón na dosiahnutie stabilnej konfigurácie najbližšieho vzácneho plynu (oktetu). Túto stabilnú konfiguráciu môžu dosiahnuť prijatím jedného elektrónu za vzniku halogenidového aniónu X⁻ (najmä v zlúčeninách s kovmi) alebo vytvorením jednej kovalentnej väzby. Táto snaha doplniť valenčnú vrstvu je dôvodom ich vysokej reaktivity – patria medzi najreaktívnejšie nekovové prvky. V dôsledku vysokej reaktivity sa v prírode nevyskytujú v elementárnej forme, ale len vo forme zlúčenín.

V kovalentných zlúčeninách je fluór vždy jednoväzbový. Atómy ostatných halogénov (Cl, Br, I, At) môžu byť aj viacväzbové (až sedemväzbové), pretože na tvorbu väzieb môžu okrem s- a p-orbitálov využiť aj svoje neobsadené (vakantné) d-orbitály.

Fyzikálne vlastnosti halogénov link

Fyzikálne vlastnosti halogénov sa v skupine menia plynulo:

• Skupenstvo za normálnych podmienok:
  • Fluór (F₂): Svetložltý plyn
  • Chlór (Cl₂): Žltozelený plyn
  • Bróm (Br₂): Tmavočervená kvapalina (jediný kvapalný nekov za normálnych podmienok)
  • Jód (I₂): Tmavošedá pevná látka s kovovým leskom
• Teplota topenia a varu: Postupne narastajú smerom nadol v skupine v dôsledku silnejších van der Waalsových síl medzi väčšími molekulami.
• Farba: Intenzita sfarbenia sa prehlbuje smerom nadol (od svetložltej F₂ po tmavošedú I₂), čo súvisí s posunom absorpcie viditeľného svetla k dlhším vlnovým dĺžkam.
• Zápach: Plynný chlór a pary brómu a jódu majú ostrý, dráždivý zápach.
• Rozpustnosť: Halogény sú len málo rozpustné vo vode (fluór s ňou prudko reaguje, chlór a bróm čiastočne disproporcionujú). Dobre sa rozpúšťajú v nepolárnych organických rozpúšťadlách (napr. tetrachlórmetán CCl₄, sírouhlík CS₂). Jód sa dobre rozpúšťa vo vodnom roztoku jodidu draselného za vzniku komplexného trijodidového aniónu I₃⁻.
• Sublimácia jódu: Pevný jód pri zahrievaní za atmosférického tlaku ľahko sublimuje (prechádza priamo z pevného do plynného skupenstva) za vzniku charakteristických fialových pár.

Chemické vlastnosti halogénov link

Kľúčové chemické vlastnosti halogénov sú:

• Vysoká elektronegativita: Schopnosť priťahovať väzbové elektróny. Elektronegativita klesá smerom nadol v skupine (F > Cl > Br > I). Fluór je prvkom s najvyššou elektronegativitou v celej periodickej tabuľke.
• Silné oxidačné vlastnosti: Ochotne prijímajú jeden elektrón (redukujú sa), čím oxidujú iné látky. Vytvárajú stabilné jednoatómové anióny s nábojom -1 (halogenidy: F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻). Oxidačná schopnosť klesá v poradí F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Reaktívnejší halogén dokáže vytesniť menej reaktívny halogén z jeho soli (napr. Cl₂ vytesní Br⁻ z roztoku KBr).
• Tvorba dvojatómových molekúl: V elementárnom stave existujú ako dvojatómové molekuly (F₂, Cl₂, Br₂, I₂) spojené jednoduchou kovalentnou väzbou.
• Reaktivita: Reaktivita halogénov klesá smerom nadol v skupine (F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂). Fluór je extrémne reaktívny (reaguje takmer so všetkými prvkami, aj so vzácnymi plynmi Xe, Kr, Rn), čo je spôsobené jednak jeho vysokou elektronegativitou, ale aj relatívne nízkou energiou väzby F-F (v dôsledku odpudzovania voľných elektrónových párov na malých atómoch fluóru). Jód reaguje najpomalšie.
• Oxidačné čísla: Fluór má v zlúčeninách vždy oxidačné číslo -I. Ostatné halogény majú najčastejšie -I (v halogenidoch), ale v zlúčeninách s elektronegatívnejšími prvkami (kyslík, fluór, iné halogény) môžu mať aj kladné oxidačné čísla: +I, +III, +V, +VII.

Získavanie halogénov link

Výroba halogénov spočíva v oxidácii halogenidových aniónov (X⁻ → X₂) z ich prírodných zdrojov.

• Fluór (F₂): Vyrába sa elektrolýzou roztavenej zmesi fluoridu draselného (KF) a fluorovodíka (HF). Proces je technicky náročný kvôli extrémnej reaktivite a korozívnym účinkom fluóru.
• Chlór (Cl₂): Priemyselne sa vyrába vo veľkom rozsahu elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného (soľanky).

\( \ce{2NaCl(aq) + 2H2O(l) ->[\text{elektrolýza}] 2NaOH(aq) + Cl2(g) + H2(g)} \)

Chlór vzniká na anóde, vodík na katóde a v roztoku zostáva hydroxid sodný.

• Bróm (Br₂): Získava sa z morskej vody alebo soľaniek oxidáciou bromidových iónov chlórom (ktorý je reaktívnejší).

\( \ce{2Br-(aq) + Cl2(g) -> Br2(l) + 2Cl-(aq)} \)

Vzniknutý bróm sa potom oddestiluje.

• Jód (I₂): Získava sa buď z morských rias (ich spálením a lúhovaním popola), alebo častejšie z jodičnanov (napr. NaIO₃) prítomných v čílskom liadku ich redukciou (napr. hydrogénsiričitanom), alebo oxidáciou jodidov (napr. z minerálnych vôd) pomocou chlóru.

\( \ce{2NaIO3(aq) + 5NaHSO3(aq) -> I2(s) + 3NaHSO4(aq) + 2Na2SO4(aq) + H2O(l)} \)

\( \ce{2I-(aq) + Cl2(g) -> I2(s) + 2Cl-(aq)} \)

Všeobecné využitie link

Halogény a ich zlúčeniny majú mimoriadne široké uplatnenie:

• Dezinfekcia: Chlór a jeho zlúčeniny (chlórnan sodný - Savo) sa používajú na dezinfekciu pitnej vody, bazénov a ako bielidlá. Jód (jódová tinktúra) sa používa na dezinfekciu rán.
• Plasty: Chlór je kľúčový pri výrobe PVC (polyvinylchlorid). Fluór je súčasťou teflónu (polytetrafluóretylén).
• Farmaceutický priemysel: Mnohé liečivá obsahujú halogény (napr. fluór v antidepresívach, jód v kontrastných látkach).
• Poľnohospodárstvo: Niektoré zlúčeniny chlóru a brómu sa používajú ako pesticídy (ich použitie je však často regulované).
• Chladivá a hnacie plyny: V minulosti sa široko používali freóny (chlórfluórované uhľovodíky, CFC), dnes sú nahradzované kvôli negatívnemu vplyvu na ozónovú vrstvu.
• Soli: Halogenidy kovov (NaCl, KCl) sú esenciálne pre život a priemysel.
• Osvetlenie: Halogénové žiarovky obsahujú malé množstvo halogénu (Br alebo I).
• Fotografia: Halogenidy striebra (AgCl, AgBr, AgI) sú základom klasickej čiernobielej fotografie.

Biologický význam a toxicita link

Niektoré halogény sú biogénne prvky:

• Chlór (ako Cl⁻): Dôležitý pre osmotickú rovnováhu, nervovú činnosť a tvorbu žalúdočnej kyseliny (HCl).
• Jód: Nevyhnutný pre syntézu hormónov štítnej žľazy (tyroxín, trijódtyronín), ktoré regulujú metabolizmus. Jeho nedostatok spôsobuje strumu a vývojové poruchy. Preto sa jodiduje kuchynská soľ.
• Fluór (ako F⁻): V malých množstvách posilňuje zubnú sklovinu a kosti (prevencia zubného kazu). Vo vyšších dávkach je však toxický (fluoróza).

Elementárne halogény (najmä F₂, Cl₂, Br₂) sú veľmi toxické, leptavé a dráždia dýchacie cesty. Mnohé organické zlúčeniny halogénov (napr. freóny, PCB, dioxíny) sú perzistentné v životnom prostredí a môžu byť škodlivé. Aj niektoré anorganické zlúčeniny (napr. fluoridy vo vyšších koncentráciách) sú toxické.

Typy zlúčenín halogénov link

Halogény tvoria širokú škálu anorganických aj organických zlúčenín. Z tých anorganických sú to niektoré veľmi významné, no aj menej známe zlúčeniny:

• Halogenovodíky a halogenovodíkové kyseliny
• Halogenidy
• Halogénoxokyseliny (Oxokyseliny halogénov)
• Soli halogénoxokyselín
• Interhalogénové zlúčeniny
• Polyhalogenidové zlúčeniny

Halogenovodíky a halogenovodíkové kyseliny link

Všetky halogény reagujú s vodíkom za vzniku halogenovodíkov (HX): HF, HCl, HBr, HI (HAt je veľmi nestabilný). Sú to bezfarebné, ostro zapáchajúce plyny, ktoré sa veľmi dobre rozpúšťajú vo vode za vzniku halogenovodíkových kyselín. Reaktivita s vodíkom klesá od fluóru (explozívna reakcia aj v tme) po jód (reakcia za vyššej teploty, vedie k rovnováhe).

\( \ce{H2(g) + X2(g) -> 2HX(g)} \quad (X = F, Cl, Br, I) \)

Sila týchto kyselín výrazne rastie smerom nadol v skupine: HF (slabá) < HCl (silná) < HBr (silná) < HI (veľmi silná). Tento trend súvisí s klesajúcou energiou väzby H-X a rastúcim polomerom aniónu X⁻. Výnimkou je HF, kde silná väzba H-F a vodíkové mostíky spôsobujú jeho slabú kyslosť.

Sú to dôležité priemyselné chemikálie a laboratórne činidlá. Roztok HF leptá sklo. HCl, HBr a HI sú silné kyseliny bežne používané v syntéze a analýze.

Halogenidy link

Sú to binárne zlúčeniny halogénov s menej elektronegatívnymi prvkami. Podľa typu väzby ich možno rozdeliť:

• Iónové halogenidy
• Kovalentné halogenidy

Iónové halogenidy link

Iónové halogenidy vznikajú typicky reakciou halogénov s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín (napr. NaCl, KBr, CaF₂, MgCl₂). Sú to zvyčajne pevné kryštalické látky s vysokými teplotami topenia, často dobre rozpustné vo vode (okrem niektorých fluoridov a halogenidov Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺). V roztoku alebo tavenine vedú elektrický prúd.

Kovalentné halogenidy link

Kovalentné halogenidy vznikajú reakciou halogénov s nekovmi alebo s kovmi s vyššou elektronegativitou a oxidačným číslom (napr. PCl₃, PCl₅, SF₆, TiCl₄, AlCl₃ v plynnej fáze). Môžu byť plynné, kvapalné alebo pevné látky s relatívne nízkymi teplotami topenia a varu. Ich rozpustnosť vo vode je rôzna, mnohé s vodou reagujú (hydrolyzujú).

Halogénoxokyseliny (Oxokyseliny halogénov) link

Halogénoxokyseliny sú kyseliny obsahujúce halogén, kyslík a vodík. Okrem fluóru (ktorý tvorí len veľmi nestabilnú HOF) ich tvoria chlór, bróm a jód, pričom halogén môže mať kladné oxidačné číslo (+1, +3, +5, +7):

• +1 (kyseliny ...-né): HClO (chlórna), HBrO (brómna), HIO (jódna). Sú to slabé, nestabilné kyseliny so silnými oxidačnými účinkami.
• +3 (kyseliny ...-ité): HClO₂ (chloritá), HBrO₂ (bromitá), HIO₂ (joditá - neznáma). Nestabilné kyseliny.
• +5 (kyseliny ...-ičné): HClO₃ (chlorečná), HBrO₃ (brómičná), HIO₃ (jódičná). Silnejšie a stabilnejšie kyseliny, stále silné oxidovadlá. Kyselina jódičná (HIO₃) je stabilná pevná látka.
• +7 (kyseliny ...-isté): HClO₄ (chloristá), HBrO₄ (bromistá), HIO₄ (jodistá - presnejšie H₅IO₆, kys. pentahydrogenjodistá). Veľmi silné kyseliny. Kyselina chloristá patrí medzi najsilnejšie známe kyseliny. Oxidačné vlastnosti klesajú (HClO₄ je slabšie oxidovadlo ako HClO₃).

Trendy vlastností:

• Pre daný halogén sila kyseliny rastie s počtom atómov kyslíka (rastúcim oxidačným číslom halogénu): HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄.
• Pre rovnaký oxidačný stav stabilita kyseliny rastie s rastúcim oxidačným číslom.
• Pre rovnaký typ kyseliny (napr. HXO) sila kyseliny klesá smerom nadol v skupine: HClO > HBrO > HIO.

Soli halogénoxokyselín link

Soli halogénoxokyselín sú často stabilnejšie ako samotné kyseliny a majú široké využitie.

• Chlórnany (napr. NaClO, Ca(ClO)₂) – bielenie, dezinfekcia.
• Chloritany (napr. NaClO₂) – bielenie textilu, papiera.
• Chlorečnany (napr. KClO₃, NaClO₃) – oxidovadlá, pyrotechnika, herbicídy.
• Chloristany (napr. KClO₄, NH₄ClO₄) – silné oxidovadlá, pyrotechnika, raketové palivá.
• Jodičnany (napr. KIO₃) – analytická chémia (jodometria), jodidácia soli.

Interhalogénové zlúčeniny link

Interhalogénové zlúčeniny sú binárne zlúčeniny tvorené dvomi rôznymi halogénmi. Všeobecný vzorec je \( XY_n \), kde \( X \) je menej elektronegatívny (väčší) halogén a \( Y \) je viac elektronegatívny (menší) halogén, pričom \( n \) môže byť 1, 3, 5 alebo 7 (napr. ClF, ICl, ClF₃, BrF₅, IF₇). Pripravujú sa priamou reakciou halogénov. Sú veľmi reaktívne, často reaktívnejšie ako samotné halogény, a pôsobia ako silné oxidačné a halogenačné činidlá. Prudko reagujú s vodou.

Polyhalogenidové zlúčeniny link

Polyhalogenidové zlúčeniny obsahujú anióny tvorené viac ako dvoma atómami halogénov. Najznámejší je trijodidový anión (I₃⁻), ktorý vzniká rozpustením jódu vo vodnom roztoku jodidu draselného (KI). Existujú aj ďalšie, napr. Br₃⁻, ICl₂⁻. Používajú sa v analytickej chémii (jodometria - roztok I₂ v KI, známy ako Lugolov roztok).

\( \ce{I-(aq) + I2(aq) <=> I3-(aq)} \)

Minerály a zlúčeniny fluóru link

Hlavným zdrojom je minerál fluorit (CaF₂), dôležitý je aj kryolit (Na₃AlF₆) a fluorapatit (Ca₅(PO₄)₃F).

Kľúčovou anorganickou zlúčeninou je fluorovodík (HF). Jeho vodný roztok, kyselina fluorovodíková, je síce slabá kyselina (kvôli silnej väzbe H-F a vodíkovým mostíkom), ale je známa svojou schopnosťou leptať sklo.

Z anorganických solí sú bežné fluoridy, napríklad fluorid sodný (NaF), používaný v zubných pastách a na fluoridáciu vody. Fluór reaguje aj so vzácnymi plynmi za vzniku fluoridov xenónu (napr. XeF₂, XeF₄, XeF₆).

Fluorovodík link

Fluorovodík (HF) je bezfarebný plyn alebo kvapalina, ktorý vzniká priamou reakciou vodíka s fluórom. Je to jediný halogénovodík, ktorý pri bežných podmienkach kondenzuje na kvapalinu. Pripravuje sa reakciou fluoritu s kyselinou sírovou: 

\( \ce{CaF2(s) + H2SO4(\text{konc.}) ->[\text{t}] CaSO4(s) + 2HF(g)} \)

Vodný roztok fluorovodíka, kyselina fluorovodíková dokáže leptať sklo (reaguje s SiO₂):

\( \ce{SiO2(s) + 4HF(aq) -> SiF4(g) + 2H2O(l)} \)

Používa sa ďalej v chemickom priemysle na výrobu organických fluorovaných zlúčenín a pri rafinácii kovov.

Fluoridy kyslíka link

Fluór tvorí s kyslíkom zlúčeniny, kde má kyslík kladné oxidačné číslo. Najznámejší je fluorid kyslíka (OF₂), jedovatý plyn so silnými oxidačnými vlastnosťami. Vzniká reakciou fluóru s roztokom NaOH.

\( \ce{2F2(g) + 2NaOH(aq) -> OF2(g) + 2NaF(aq) + H2O(l)} \)

Minerály a zlúčeniny chlóru link

Hlavným zdrojom chlóru v prírode je chlorid sodný (NaCl) (minerál halit) a sylvín (KCl).

Kľúčovou anorganickou zlúčeninou je aj chlorovodík (HCl) a jeho vodný roztok, kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková je silná kyselina bez oxidačných účinkov, reaguje s neušľachtilými kovmi, oxidmi, hydroxidmi, uhličitanmi za vzniku chloridov.

Chlór tvorí aj zlúčeniny s kyslíkom.

Chlorovodík link

Chlorovodík (HCl) je bezfarebný plyn, ktorý sa pripravuje napríklad priamou syntézou vodíka a chlóru, najmä za prítomnosti UV žiarenia alebo pri vyššej teplote:

\( \ce{H2(g) + Cl2(g) ->[\Delta] 2HCl(g)} \)

Alternatívne sa môže pripraviť reakciou NaCl s koncentrovanou H₂SO₄:

\( \ce{NaCl(s) + H2SO4(\text{konc.}) ->[\text{t}] NaHSO4(s) + HCl(g)} \)

Chlorovodík je dobre rozpustný vo vode, kde tvorí kyselinu chlorovodíkovú. Kyselina chlorovodíková je silná kyselina bez oxidačných účinkov, reaguje s neušľachtilými kovmi, oxidmi, hydroxidmi, uhličitanmi za vzniku chloridov.

Kyselina chlorovodíková sa využíva v potravinárstve (E507), pri čistení kovov, v chemickom a farmaceutickom priemysle a v laboratóriách. Plyn samotný je dráždivý a korozívny.

Oxidy chlóru link

Chlór tvorí viacero oxidov, napríklad oxid chlórny (Cl₂O) (žltohnedý plyn, anhydrid kyseliny chlórnej), oxid chloričitý (ClO₂) (žltozelený plyn, používaný na bielenie) a oxid chloristý (Cl₂O₇) (bezfarebná kvapalina, anhydrid kyseliny chloristej). Sú to nestabilné a často explozívne zlúčeniny so silnými oxidačnými vlastnosťami.

Kyselina chlórna a chlórnany link

Kyselina chlórna (HClO) vzniká pri rozpúšťaní chlóru vo vode:

\( \ce{Cl2(g) + H2O(l) <=> HCl(aq) + HClO(aq)} \)

Je to slabá, nestabilná kyselina so silnými oxidačnými a bieliacimi účinkami. Jej soli, chlórnany (napr. chlórnan sodný, NaClO - aktívna zložka Sava), sa pripravujú reakciou chlóru so studenými roztokmi hydroxidov a používajú sa ako dezinfekčné prostriedky a bielidlá.

\( \ce{Cl2(g) + 2NaOH(aq, \text{studený}) -> NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)} \)

Kyselina chlorečná a chlorečnany link

Kyselina chlorečná (HClO₃) je silnejšia a stabilnejšia ako HClO, existuje len vo vodnom roztoku. Má silné oxidačné účinky. Jej soli, chlorečnany (napr. KClO₃), vznikajú zavádzaním chlóru do horúcich roztokov hydroxidov (disproporcionáciou vzniknutého chlórnanu) alebo elektrolýzou horúcich roztokov chloridov.

\( \ce{3Cl2(g) + 6KOH(aq, \text{horúci}) -> KClO3(aq) + 5KCl(aq) + 3H2O(l)} \)

Chlorečnany sú silné oxidovadlá, najmä v tuhej forme. Používajú sa v pyrotechnike (zápalky, výbušniny) a ako herbicídy. Sú toxické.

Kyselina chloristá a chloristany link

Kyselina chloristá (HClO₄) je jedna z najsilnejších známych kyselín. Možno ju získať aj bezvodú (olejovitá kvapalina). Na rozdiel od ostatných oxokyselín chlóru má relatívne slabé oxidačné účinky (v zriedenom roztoku). Jej soli, chloristany (napr. KClO₄, NH₄ClO₄), sa pripravujú termickým rozkladom chlorečnanov alebo elektrolytickou oxidáciou chlorečnanov. Sú stabilnejšie ako chlorečnany, ale pri zahriatí sú tiež silnými oxidovadlami. Používajú sa v pyrotechnike a ako zložky raketových palív.

Významné zlúčeniny brómu link

V prírode sa bróm vyskytuje výlučne vo forme bromidov, najmä rozpustených v morskej vode a soľankách. Významnou anorganickou zlúčeninou je bromovodík (HBr) a jeho vodný roztok, silná kyselina bromovodíková.

Z anorganických solí je bežný napríklad bromid draselný (KBr) (použitie v IR spektroskopii, v minulosti sedatívum) a bromid strieborný (AgBr).

Bromovodík link

Bromovodík (HBr) je bezfarebný, ostro zapáchajúci plyn, ktorý vzniká zlučovaním vodíka s brómom pri zvýšenej teplote:

\( \ce{H2(g) + Br2(g) ->[\Delta] 2HBr(g)} \)

Alternatívne sa pripravuje napr. hydrolýzou PBr₃.

\( \ce{PBr3(l) + 3H2O(l) -> H3PO3(aq) + 3HBr(g)} \)

HBr sa používa najmä v organickej chémii, napríklad pri adíciách na dvojité väzby alebo pri príprave bromidových solí. Je silne korozívny a na vzduchu vytvára dym v dôsledku oxidácie kyslíkom za vzniku brómu a vody:

\( \ce{4HBr + O2 -> 2Br2 + 2H2O} \)

Vznikajúci bróm (Br₂) je tmavočervená kvapalina, ktorá sa vyparuje a spolu s vodnou parou tvorí hnedastý dym.

Bromovodík vo vode tvorí silnú kyselinu – kyselinu bromovodíkovú.

Oxokyseliny brómu a ich soli link

Bróm tvorí oxokyseliny a soli podobné chlóru, sú však zvyčajne menej stabilné. Kyselina brómna (HBrO) a bromnany (BrO⁻) sú nestabilné a silné oxidovadlá. Kyselina brómičná (HBrO₃) a bromičnany (BrO₃⁻, napr. KBrO₃) sú stabilnejšie, silné oxidovadlá, používajú sa v analytickej chémii. Kyselina bromistá (HBrO₄) a bromistany (BrO₄⁻) boli pripravené len neskôr a sú veľmi silnými oxidovadlami.

Významné zlúčeniny jódu link

Jód sa v prírode vyskytuje ako jodidy v morskej vode a jodičnany (napr. NaIO₃) v čílskom liadku. Dôležitou anorganickou zlúčeninou je jodovodík (HI) a jeho vodný roztok, kyselina jodovodíková, najsilnejšia spomedzi halogenovodíkových kyselín.

Z bežných solí je najvýznamnejší jodid draselný (KI), používaný na jodidáciu soli, v medicíne a analytickej chémii (umožňuje rozpustiť I₂ vo vode za vzniku I₃⁻). Jodid strieborný (AgI) sa využíva vo fotografii a pri ovplyvňovaní počasia.

Jodovodík link

Jodovodík (HI) je bezfarebný plyn, ktorý sa pripravuje reakciou jódu s vodíkom pri vyššej teplote a za prítomnosti katalyzátora:

\( \ce{H2 + I2 <=> 2HI} \)

Alternatívne sa pripravuje napr. reakciou jódu so sírovodíkom.

\( \ce{I2(s) + H2S(g) -> 2HI(g) + S(s)} \)

HI sa využíva najmä v organickej syntéze, napríklad pri odstraňovaní ochranných skupín alebo pri výrobe jódu. Je nestabilný na vzduchu – rozkladá sa späť na vodík a jód.

Vo vode tvorí silnú kyselinu jodovodíkovú – najsilnejšiu z halogenovodíkových kyselín.

Oxid jodičný link

Oxid jodičný (I₂O₅) je jediný stabilný oxid jódu. Je to biela kryštalická látka, anhydrid kyseliny jodičnej. Pripravuje sa dehydratáciou HIO₃. Je silným oxidačným činidlom, používa sa na stanovenie oxidu uhoľnatého.

\( \ce{I2O5(s) + 5CO(g) -> I2(s) + 5CO2(g)} \)

Oxokyseliny jódu a ich soli link

Kyselina jódna (HIO) je veľmi slabá a nestabilná. Kyselina jodičná (HIO₃) je na rozdiel od HClO₃ a HBrO₃ stabilná biela kryštalická látka. Je to pomerne silná kyselina a oxidovadlo. Jej soli, jodičnany (napr. KIO₃), sú stabilné a používajú sa v analytickej chémii a na jodidáciu soli. Kyselina jodistá existuje v rôznych formách, najbežnejšia je kyselina pentahydrogenjodistá (H₅IO₆), ktorá je slabou kyselinou. Jej soli sú jodistany.

Jódová tinktúra link

Jódová tinktúra je roztok elementárneho jódu (I₂) a jodidu draselného (KI) v etanole alebo zmesi etanolu a vody. Používa sa ako antiseptikum na dezinfekciu pokožky a drobných rán.

Výskyt a významné zlúčeniny astátu link

V prírode sa nachádza len v nemerateľných množstvách. Predpokladá sa, že tvorí zlúčeniny podobné jódu (napr. HAt, At⁻, AtO₃⁻), ale s výraznejším kovovým charakterom. Kvôli nestabilite a rádioaktivite sa jeho zlúčeniny bežne nepripravujú ani nepoužívajú.