Interhalogének

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából

Az interhalogének olyan vegyületek, melyek molekulája legalább két különböző halogénatomot (fluort, klórt, brómot, jódot vagy asztáciumot) tartalmaz. A legtöbb ismert interhalogén vegyület két különböző atomból épül fel, általános képletük: XYn, ahol X a kisebb elektronegativitású halogén, és n = 1, 3, 5 vagy 7. E vegyületek mindegyike hajlamos hidrolízisre és ionizációra, utóbbi eredményeként polihalogénionok keletkeznek.

Nem ismert olyan interhalogén vegyület, amelyben kettőnél több különböző halogén található[1], bár néhány könyv szerint a IFCl2 és IF2Cl vegyületeket előállították,[2][3][4][5] és elméleti vizsgálatok alapján elképzelhető, hogy a BrClFn sorozat egyes tagjai valamennyire stabilak.[6]

Kétatomos interhalogének[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A kétatomos interhalogének fizikai tulajdonságai a molekulát alkotó két halogén fizikai tulajdonságai között vannak. A különböző halogénatomok között poláris kovalens kötés jön létre. A F, Cl, Br és I-atomokat tartalmazó kétatomos interhalogének minden kombinációja ismert, bár közülük nem mindegyik stabil vegyület. Az asztáciumnak nem minden halogénnel alkotott vegyülete ismert.

  • Klór-monofluorid (ClF): a legkönnyebb interhalogén vegyület. színtelen gáz, forráspontja −100°C.
  • Bróm-monofluorid (BrF): még nem állították elő tiszta állapotban – brómmolekulára és bróm-trifluoridra disszociál.
  • Jód-monofluorid (IF): instabil vegyület, 0 °C alatt elemi jódra és jód-pentafluoridra bomlik (diszproporció).
  • Bróm-monoklorid (BrCl): vörösbarna színű gáz, forráspontja 5°C.
  • Jód-monoklorid (ICl): szilárd halmazállapotban piros átlátszó kristályokat alkot. Olvadáspontja 27,2°C. Folyadékállapotban fojtogató barnás színű folyadék (hasonló tömegű és megjelenésű mint a bróm). Sósavval reagál, melynek során erős sav, HICl2 keletkezik. Kristályszerkezetében cikkcakkos láncok találhatók, a láncok között erős kölcsönhatás lép fel.
  • Asztácium-monoklorid (AtCl): asztácium, perkromát és klorid reakciójával állították elő, nem tudták tiszta formában kinyerni.
  • Jód-monobromid (IBr): az elemek közvetlen reakciójával állítják elő. Szilárd állapotban sötétvörös színű kristályos anyag, olvadáspontja 42°C, forráspontja 116 °C, gáz halmazállapotban részlegesen disszociál.
  • Asztácium-monobromid (AtBr): asztácium és vízben oldott jód-monobromid reakciójával állítják elő.
  • Asztácium-monojodid (AtI): asztácium és jód közvetlen reakciójával nyerik. Ez a legnehezebb ismert interhalogén vegyület.

Négyatomos interhalogének[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Klór-trifluorid (ClF3): színtelen gáz, folyadék állapotban zöld színű, szilárd állapotban fehér. Előállításakor klórt reagáltatnak feleslegben levő fluorral 250°C-ra hevített nikkel csőben. A fluornál is hevesebben, gyakran robbanásszerűen reagál. Molekulája T-alakú, síkalkatú. Urán-hexafluorid előállításánál használják.
  • Bróm-trifluorid (BrF3): zöldessárga, az elektromosságot vezető folyadék – ionizáció révén [BrF2+] + [BrF4] ionokra szakad. Számos fémmel és fém-oxiddal reagál hasonló ionos vegyületek képződése közben, míg más fém-oxidokkal fém-fluorid, szabad bróm és oxigén keletkezése közben reagál. A szerves kémiában fluorozószerként alkalmazzák. Molekulaszerkezete a klór-trifluoridéval azonos.
  • Jód-trifluorid (IF3): szilárd sárga anyag, −28°C felett elbomlik. Szintézise elemi halogénekből történik, de ügyelni kell, hogy ne keletkezzen IF5. −45 °C-on CCl3F-ban a fluor IF3 keletkezése közben reagál a jóddal. Egy másik eljárás szerint alacsonyabb hőmérsékleten a I2 + 3XeF2 → 2IF3 + 3Xe reakcióval állítható elő. Mivel nagyon instabil vegyület, nem sokat tudunk róla.
  • Jód-triklorid (ICl3): szilárdan citromsárga színű kristályokat alkot, melyek nyomás alatt megolvaszthatóak, a kapott folyadék barna színű. Előállítható alacsony hőmérsékleten az elemekből, vagy jód-pentoxid és hidrogén-klorid reakciójával. Számos fém-kloriddal tetrakloridok képződése közben reagál. Vízben hidrolizál. Molekulája síkalkatú dimer (ICl3)2, melyben minden jódatomot négy szomszédos klóratom vesz körül.

Hatatomos interhalogének[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Klór-pentafluorid (ClF5): színtelen gáz. Hevesen reagál a vízzel, a legtöbb fémmel és nemfémmel. Magas hőmérsékleten és nagy nyomáson állítják elő klór-trifluorid és fluor reakciójával.
  • Bróm-pentafluorid (BrF5): színtelen füstölgő folyadék. 200°C-on állítják elő bróm-trifluoridból és fluorból. Stabil vegyület, de hevesen reagál a vízzel, és a legtöbb fémmel és nemfémmel.
  • Jód-pentafluorid (IF5): színtelen folyadék. Jód-pentoxidot és ezüst-fluoridot vagy jódot és ezüst(II)-fluoridot reagáltatnak az előállításához. Rendkívül reakcióképes molekula, lassan még az üveggel is reagál. Reakcióba lép a kémiai elemekkel, oxidokkal és szén-halogenidekkel. A molekulaalkata tetragonális piramis.
  • Jód-pentabromid (IBr5): létezése vitatott[7], amennyiben van ilyen vegyület, az sötét vörösbarna színű folyadék vagy barnássárga színű kristályokat alkot. 60°C-on keletkezik jód és bróm reakciójában. Folyadékként a legtöbb tulajdonsága a brómhoz hasonlít. Minden halmazállapotában nagyon mérgező. A bróm forráspontja felé hevítve instabil, brómgőzök és jód-monobromid keletkezik.[8][9][10]

Nyolcatomos interhalogének[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Jód-heptafluorid (IF7): színtelen gáz, erélyes fluorozószer. A molekula formája egy ötszögletű kettős gúla (pentagonális bipiramis). Ez az egyetlen ismert interhalogén vegyület, amelyben egy atomhoz hét másik atom kapcsolódik.
  • A bróm-heptafluorid előállításra irányuló minden kísérlet kudarcot vallott, a kísérletek során bróm-pentafluorid és fluorgáz keletkezett.

Interhalogének összefoglaló táblázata.[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

F Cl Br I At
F
F2
Cl
ClF, ClF3, ClF5
Cl2
Br
BrF, BrF3, BrF5
BrCl
Br2
I
IF, IF3, IF5, IF7
ICl, (ICl3)2
IBr, IBr5
I2
At
AtCl
AtBr
AtI
At2

Interhalogének tulajdonságai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az interhalogénekben található kötések jellemzően reakcióképesebbek, mint a kétatomos halogénekben találhatók, mert az interhalogénekben a halogének közti kovalens kötések gyengébbek mint a kétatomos halogénmolekulák kötései – a fluormolekulát leszámítva. Az interhalogének vízzel érintkezve halogenid- és oxohalogenidionok keletkezése közben reagálnak. A BrF5 reakciója robbanásszerű is lehet. Ugyanakkor ha szilícium-dioxiddal vagy fém-oxiddal lépnek reakcióba, akkor az egyik fajta halogén a szilíciummal vagy a fémmel létesít kötést, miközben oxigén és a másik halogénből elemi állapotú halogén keletkezik. A legtöbb interhalogén fluorid, a többi – az IBr kivételével – klorid. YX és YX3 általános összegképletű interhalogének akkor keletkeznek, ha a halogénatomok elektronegativitása közötti különbség kicsi. Amikor az interhalogének fémekkel reagálnak akkor fém-halogenidek keletkeznek.

YX5 és YX7 általános összegképletű interhalogén keletkezik, ha nagy az interhalogének közti elektronegativitás különbség. Az interhalogénekben a központi atom sugara nagyobb mint a hozzá csatlakozó atomoké. Számos interhalogén reagál a fémekkel például a jód-heptafluorid, kivéve a platinacsoport elemeivel. Az YX5 általános összegképletű interhalogének nem reagálnak az alkálifémekkel.

Az YX3 interhalogének közül a klór-trifluorid a legreaktívabb, a jód-triklorid pedig a legkevésbé reaktív. A bróm-trifluorid a legnagyobb termikus stabilitású négy atomos interhalogén. A jód-trikloridnak a legalacsonyabb a termikus stabilitása. A klór-trifluorid forráspontja −12 °C. A bróm-trifluorid forráspontja 127 °C, és szobahőmérsékleten folyékony. A jód-triklorid olvadáspontja 101 °C.[1]

A legtöbb interhalogén szobahőmérsékleten gáz halmazállapotú. Néhány interhalogén azonban – főleg amelyek brómot, illetve jódot tartalmaznak – folyékony, illetve szilárd halmazállapotúak. A könnyebb halogénatomokból felépülő interhalogének egészen színtelenek, de a nehezebbeknek sötétebb színe van – ebben a tekintetben a halogénekhez hasonlítanak. Minél nagyobb az interhalogénben a halogénatomok elektronegativitás különbsége, annál magasabb az interhalogén forráspontja. Minden interhalogén diamágneses. Az interhalogénekben a halogének közti kötés hossza összefügg a halogének sugarával. Tehát a kis sugarú halogének közti kötések rövidek, a nagy sugarú halogének közti kötések hosszúak. Például a klór-fluoridban a kötés hossza 1,628 angström, a jód-bromidban a kötés hossza 2,47 angström.[1]

Előállításuk[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Nagyobb atomszámú interhalogéneket (pélául ClF3-at) úgy is elő lehet állítani, hogy kis atomszámú interhalogéneket (például ClF-et) és halogéneket egyesítenek. Ezt a módszert általában halogén fluoridok-előállítására használják. 250-300 °C hőmérsékleten azonban ezzel az eljárással a nagyobb interhalogének akár kisebbekké is alakulhatnak. Interhalogéneket úgy is elő lehet állítani, hogy két elemi halogént különböző körülmények között reagáltatják egymással. Ezzel a módszerrel az IF7 kivételével bármely interhalogén előállítható.[1]

Kisebb interhalogének (például ClF) közvetlenül halogének egyesítésével is előállíthatók. Például az F2 reakcióba lép a Cl2-ral 250 °C-on, és két ClF molekula keletkezik. A Br2 azonos módon, de 60 °C-on reagál F2-vel. Az I2 35 °C-on reagál F2-vel. Az IF5 forráspontja 97 °C, a BrF5-é 40,5 °C. Az IF7 előállítható palládium-jodid és fluor reakciójával.[1]

Felhasználásuk[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Néhány interhalogén, például BrF3, IF5 és ICl jó halogénező szerek. A BrF5 reakciójánál fluor keletkezik. A jód-monokloridnak számos alkalmazása ismert, többek között zsírok és olajok telítettségének méréséhez használják, de néhány reakcióban katalizátorként is használják. Számos interhalogenént, például IF7, polihalogenidek előállítására használnak.[1]

Fordítás[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ez a szócikk részben vagy egészben az Interhalogen című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Hivatkozások[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. ^ a b c d e f P.B. Saxena (2007), Chemistry Of Interhalogen Compounds, <http://books.google.com/books?id=nvatWdX1ZWcC&printsec=frontcover&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false>. Retrieved on February 27, 2013
  2. Greenwood, N.N.. Az elemek kémiája, 1., Budapest: Nemzeti Tankönyvkiadó, 1121. o (1999). ISBN 963-18-9144-5 
  3. Robert A. Meyers, editor (2001), "Encyclopedia of Physical Science and Technology: Inorganic Chemistry", third edition. Academic Press. ISBN 978-0-12-227410-7 Quote: "A few ternary compounds, such as IFCl2 and IF2Cl, are also known." (no source given)
  4. C. Parameshwara Murthy (2008), "University Chemistry", volume 1, 675 pages. New Age International. ISBN 8122407420. Quote: "The only two interhalogen componds are IFCl2 and IF2Cl" (no source given)
  5. Balaram Sahoo, Nimai Charan Nayak, Asutosh Samantaray, Prafulla Kumar Pujapanda (2012), "Inorganic Chemistry". PHI Learning Pvt. Ltd. ISBN 8120343085. Quote: "Only a few ternary interhalogen compounds such as IFCl2 and IF2Cl have been preprared." (no source given)
  6. Igor S. Ignatyev and Henry F. Schaefer III (1999), "Bromine Halides:  The Neutral Molecules BrClFn (n = 1-5) and Their Anions  Structures, Energetics, and Electron Affinities". Journal of the American Chemical Society, volume 121, issue 29, pages 6904–6910. doi:10.1021/ja990144h Conclusion: maybe there are some barely stable compounds.
  7. Supplement to Mellor's comprehensive treatise on inorganic and theoretical chemistry, Supplement II, Part 1, (F, Cl, Br, I, At) (1956) 
  8. The national standard dispensatory, 2nd, Lea & Febiger, 858–859. o (1909) 
  9. Manahan, Stanley E. Toxicological Chemistry and Biochemistry, 3rd, CRC Press (2003). ISBN 9781566706186 
  10. Grushko, Ya. M. Handbook of Dangerous Properties of Inorganic And Organic Substances in Industrial Wastes. CRC Press (1992). ISBN 9780849393006 
  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Az elemek kémiája, Nemzeti Tankönyvkiadó, Budapest, 1999. ISBN 963 18 9144 5