Hidrogén és halogének - Szervetlen Kémiai Tanszék

SZERVETLEN KÉMIA I.
Az s- és p-mező elemeinek kémiája
Rohonczy János
BUDAPEST 1995-2012.

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 2
3. Főcsoportbeli elemek – vegyértékhéj: ns 1-2 np 1-6
3.1. Hidrogén (1s 1 )
Oxidációs szám: +1, -1
Sűrűség(ρ): legkisebb (9,0·10 -5 g/cm 3 ) - léghajó
Fajhő: nagy (14,304 J/gK) Párolgáshő: 0,45 kJ/mol Kov. sugár: kicsi (0,32Å)
Név: hudor-gennan (vízképző). Felfedezés: Henry Cavendish (angol)
Izotópok: prócium (H), deutérium D, trícium T
Izotóp: 1H 2H ill. D 3H ill. T
Op:(K) 14 19 21
Fp:(K) 20 24 25
Op./Fp. nagyon alacsonyak, de egymástól eltérőek. Elméleti és gyakorlati jelentőségük miatt a
hidrogén nuklidjait – kivételesen - külön névvel is jelölik. Egy proton mellett maximum egy
neutron lehet stabil a magban, ezért a hidrogénnek csak két stabil nuklidja van: H és D. A H/D
arány 5300/1, ami azt jelenti, hogy a hidrogén kémiai reakcióiban a prócium tulajdonságai
dominálnak. A trícium radioaktív, kis energiájú ß - részecskét bocsát ki, t 1/2 =12,4 év, és 3 Hemá
alakul: 3 T → 3 He + e -
Előfordulás: Univerzum 87%-a. Csillagok, Jupiter típusú bolygók, csillagközi gázfelhők.
Föld: kéreg kb. 17 atom% (2. hely): óceánok, kőzet (kristályvíz), kőolaj és földgázban kötött;
a legfelsőbb légkörben nagyon kevés, de elemi formában.
Ipari előállítások:
1) 3 Fe + 4 H2O(gőz) = Fe3O4 + 4 H2 (900°C) Lavoisier, 1783-1900
2) C + H 2 O (gőz) = CO + H 2 (1000 o C) kb. 1945-ig
A termék vízgáz, melyből a szén-monoxid konverziójával további H 2 nyerhető:
CO + H 2 O = CO 2 + H 2 .
3) CH 4 + H 2 O (gőz) = CO + 3 H 2 ( 400°C) napjainkban
4) Víz elektrolízisével (lúg- vagy sav-oldat), tiszta termék. Palack: piros, 150 bar.
Laboratóriumi előállítás:
1) Zn + 2 HCl = ZnCl 2 +H 2 (Kipp-készülék)
2) CaH 2 +2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2
3) Na 2 SO 4 vizes oldatának elektrolízise, negatív póluson (katód) tiszta H 2 gáz, anódon O 2 .
Tisztítás: a H 2 atomosan oldódik a Pd-ban és átdiffundál rajta.
Felhasználás: NH3 gyártás, katalitikus hidrogénezés - pl. margaringyártás (kat.: Pd, Pt,
Raney-Ni, Fe, RhCl(PPh 3 ) 3 benzolban – homogén kat.), ballontöltés, buborékkamra, fémek
előállítása (Mo, W), rakéta, forró láng, metanol, HCl, LiH, LiAlH 4 .
Deutérium előállítása: víz elektolízise során a maradékban feldúsul a D 2 O - elektrolizáló
kaszkád.
Felhasználása: D-vel jelzett szerves oldószerek NMR vizsgálathoz D 2 O, CDCl 3 , C 6 D 6 , stb.

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 3
Trícium dúsítása: H/T arány = 10 18 /1. A T mennyisége igen csekély a természetes vízben,
hosszadalmas elektrolízissel dúsítják a T-tartalmat, majd a (H/T) 2 O-t diffúzióval választják
szét. T2 humán nyomjelzés, β - sugárzó, nem toxikus (98% tisztát is előállítanak), T 2 O (max.
1%, mert bomlik, közben világít). T tárolás: UH 3 -ban dúsított formában. NaT, LiAlH3T
kereskedelemben kapható.
14 1 3 12
2 2 3 1
T keletkezése: légkörben: 7
N +
0n→ 1H +
6C
vagy 1
H +
1H →
1H +
1H
H 2 allotrópia:
6 1 4 3
reaktorban: 3
Li+ n→ He+
H
0
2
1
Kétféle H2 (prócium) molekula: különbség a molekulában lévő két atommag spinjének iránya.
Antiparallel: para-H 2 0K közelében csak ez.
Nem antiparallel: orto-H 2 300K-en: 75% orto-H 2 / 25% para-H 2 (Fermi-Dirac statisztika)
A spinkonverzió lassú folyamat, katalizátorai: Pt, Pd, Fe 2 O 3 .
Kétféle D2 allotróp:
0K közelében: 100% orto-D 2 , (anti-parallel)
300K: 2/3 orto-D 2 és 1/3 para-D 2 (Bose-Einstein statisztika)
Homolitikus disszociáció: H 2 ↔ 2 H. A rekombináció: exoterm folyamat.
Heterolitikus disszociáció, ionok:
Kationok: H + /D + /T + : proton, deuteron, triton. Ionizációs energia: 13,60 eV = 1311 kJ/mol
(nagy), erős elektronakceptor, [(H/D/T) 3 ] + , ónium- és közönséges [(H/D/T) 3 O] + oxónium-ion:
Anionok: H - /D - /T - : hidrid, deuterid, tricid. He-hoz hasonlóan elektronpár van bennük.
Kémiai reakciók
Ionos vegyületek: NaH, CaH 2 , NaBH 4 .
Olvadékelektrolízis során a H 2 az anódon fejlődik.
A H 2 stabilis, a Pd/Pt katalizátor: atomosan oldja, az atomos H nagyon reaktív.
Reakciók:
Halogénnel H2 + F2 = 2 HF hidegben, sötétben is robban, indítás: F 2 →2 F⋅
H 2 + Cl 2 = 2 HCl klór-durranógáz (kék fényre robban),
H 2 + Br 2 = 2 HBr csak melegítésre reagálnak,
H 2 + I 2 = 2 HI egyensúlyi folyamat. A HI előállítása: lásd PI 3 reakciói.
Oxigénnel: Vigyázz! Néhány tf% H 2 a levegőben már ROBBAN! (durranógáz próba)
2H 2 + O 2 = 2 H 2 O (gyökös reakció). Indító lépés: H 2 → 2H,⋅
∆H=255 kJ/mol, tehát nagy energia kell, pl. szikra, láng.
A láncreakció: ·H + O 2 = ·OH + :O
Lánczárás: ·H + ·OH = H 2 O
·OH + H 2 = H 2 O + ·H
·H + ·H = H 2
:O + H 2 = ·OH + ·H,
2 ·OH = H 2 O 2
A H 2 O 2 jéggel lehűtve kimutatható: TiO 2+ + H 2 O 2 = H 2 O + TiO 2 2+ (élénk sárga)
Kénnel: H 2 + x S = H 2 S x (kb.600°C, magasabb hőfokon az S x kötés felszakad)
Nitrogénnel: 3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 (Haber-Bosch szintézis) exoterm, egyensúlyi folyamat:

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 4
Le Chatelier-Braun elv:
1. exoterm - a magas hőmérséklet nem kedvez az NH 3 képződésének,
2. mólszámcsökkenés - a nagy nyomás kedvezően hat.
Ma az iparban az NH 3 gyártás 300-550°C-on, 60-180 Bar nyomáson folyik. Kb. 15 tf %
ammónia képződéséhez vezet az egyensúly. Fe hidrogénátvivő katalizátor: gyorsabb reakció.
Reakció fémekkel: Ha a fém EN(elektronegativitása) kicsi (alkálifém, stb.) a hidrid sószerű:
Ca + H 2 = CaH 2 (kálcium-hidrid, benne H- ion). A H 2 ez esetben oxidál.
Ha a fém EN-a nagy, akkor a H 2 redukál:
Cu 2 O + H 2 = 2 Cu + H 2 O
WO 3 + 3 H 2 = W + 3 H 2 O.
3.1.1. Hidrogén vegyületei, hidridek
a) Kovalens hidridek: (p-mező, 14-17 oszlop). A 14. oszlop hidridjei nem mutatnak savas/
/bázisos karaktert, a 15. oszlopban lévők Lewis-bázisok, a 16.oszlop hidridjei gyenge savak/
/bázisok, a 17. oszlop hidridjei savak. A kötéserősség mindegyik oszlopban lefelé csökken,
tehát a termikus stabilitás lefele csökken, a saverősség és a disszociációs hajlam lefele nő, a
bázicitás pedig lefele csökken.
A kovalens hidridek összetétele, elnevezése és a központi atom vegyértékhéja
14.oszlop – s 2 p 2 15. oszlop – s 2 p 3 16. oszlop – s 2 p 4 17. oszlop – s 2 p 5 osz.
metán – CH 4 ammónia – NH 3 víz – H 2 O hidrogén-fluorid – HF
szilán – SiH 4 foszfin – PH 3 kénhidrogén – H 2 S hidrogén-klorid – HCl
germán – GeH 4 arzin – AsH 3 szelénhidrogén – H 2 Se hidrogén-bromid – HBr
sztannán – SnH 4 stibin – SbH 3 tellurhidrogén – H 2 Te hidrogén-jodid – HI
Autoprotolízis:
2 H 2 O = H 3 O+ + OH- K=10-14 , semleges pH=7;
2 NH 3 = NH 4
+ + NH 2
- K=10 -30 , semleges pH=15;
b) Polimer hidridek: B m H n (m∼25), C m H n (m>40), Si m H 2m+2 (m≤8), Ge m H 2m+2 (m≤5),
BeH2 (polimer)
c) Ionrácsos hidridek: a fém EN-a kicsi, pl. LiH (NaCl-rácsú), NaH, KH, RbH, CsH, CaH 2 ,
SrH 2 , BaH 2 , UH 3 . Olvadékelektrolízis során a H 2 az anódon(+) fejlődik.
d) Fémes (intersticiális) (d- és f-mező elemeivel). A hidrogén a fématok közötti rácsközi
pozicióban atomosan helyezkedik el. Az intersticiális hidridek: nem teljesen
sztöchiometrikusak:
3.oszlop: ScH 2 / YH 2 / LaH 2 4.oszlop: TiH 2 / ZrH 2 / HfH 2
5.oszlop: VH 2 / VH / NbH / NbH 2 / TaH 6.oszlop: CrH 10.oszlop: (NiH) / PdH x (x

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 5
3.2. Halogének: F, Cl, Br, I, At – vegyértékhéj: ns 2 np 5
Elektronhéj: F – [He]2s 2 2p 5 , Cl – [Ne] 3s 2 3p 5 , Br - [Ar] 4s 2 4p 5 , I - [Kr]4d 10 5s 2 5p 5 ,
At - [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 5
Halogén 1. 2. 3. 4. 5. 6. Atomsugár
(Å)
Kovalens
sugár (Å)
F 2 7 0.57 0.72 3.98
Cl 2 8 7 0.97 0.99 3.16
Br 2 8 18 7 1.12 1.14 2.96
I 2 8 18 18 7 1.32 1.33 2.66
At 2 8 18 32 18 7 1.43 1.45 2.2
EN
Kovalens X 2 molekulák fizikai-kémiai jellemzői, felfedezésük és elnevezésük
X 2 Op( o C) Fp( o C) Halmazállapot 1. ionizációs en.
(eV)
F2 -220 -188 Gáz 17.4 -1
Cl 2 -101 -35 Gáz 13.0 ±1,3,5,7
Br 2 -7 59 Folyadék 11.8 ±1,5
I 2 114 184 Szilárd 10.5 ±1,5,7
At 302 337 Szilárd/fém 9.5 ±1,3,5,7
Oxidációs szám
X 2 Évszám Felfedező Elnevezés
F 2 1886 Moissan Fluoros
Cl 2 1774 Scheele Khloros
Br 2 1826 Balard Bromos
I 2 1804 Courtois Iodes
At 1940 Corson, MacKenzie,Segre Astatos
Fontos stabilis nuklidok: 19 F, 35/37 Cl, 79/81 Br, 127 I, 206 At (t1/2=30 min)
Instabil izotópok a F-At sorban: 1/2/2/8/14/24 db, radioaktív nyomjelzés; kereskedelmi
termékek
IUPAC nevezéktan
Na+Cl- - nátrium-klorid, H-Cl - hidrogén-klorid, NaClO 3 - nátrium-[trioxo-klorát]
KClO4 - kálium-[tetraoxo-klorát], [Al(H 2 O) 6 ]Cl 3 - [hexaakva-alumínium(III)]-triklorid

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 6
Általános jellemzés
Fluor. Gyakoriság: 13. a földkéregben, óceánban 1,2 ppm.
Előfordulás: fluorit CaF2 , kriolit Na 3 AlF 6 , fluor-apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 F, topáz Al 2 SiO 4 (OH,F) 2
Élettani hatás: 2-3 ppm F 2 , kb.150 mg NaF méreg, < 1ppm nem ártalmas (fogkrém-adalék)
Klór. Gyakoriság: 20. elem, NaCl tengervízben 3,5%.
Előfordulás: kősóbánya.
Történet/felfedezés: NaCl - rómaiak, HCl/HNO3 királyvíz - alkimisták, cc. HCl - Glauber
1648, Cl2 – Scheele.
Bróm. Gyakoriság: 46. elem, óceánban Cl/Br=300/1.
Előfordulás: AgBr bromirit (Mexico).
Történet/felfedezés: bíbor(csiga): 6,6-dibróm-indigó – biblia, Montpellier-i ásványvíz,
MgBr2 + Cl-os víz (1826, Balard).
Jód. Gyakoriság: 60. elem, ásványi sós víz (olajkút helyett): USA, Japán (100 ppm is!).
Előfordulás: lantarit Ca(IO3)2 (Chile)
Történet/felfedezés: tengeri moszat hamuja + cc. kénsav ibolya gőz (1811, Courtois)
Asztácium. Radioaktív, természetben nincs kinyerhető mennyiségben (kéregben max 44 mg),
gyorsan feleződik. Eá: 209Bi + 4He → 211At + 2 1n , t 1/2 =7,2 óra
Előállítás, felhasználás
Fluor. Elektrolízis: KF:HF = 2:3 (acél katód, szén anód, 72°C, 10 A-6000 A, 8-12 V).
Világ termelés >10.000 t/év. Kapható: F2 palackban, veszélyes! Célszerűbb a ClF3 (fp: 12°C),
alkalmazása. Szín: halvány zöldessárga gáz.
Fluor kémiai előállítására egyetlen eljárás ismert, mely ugyan gyakorlati célokra alkalmatlan
de elméleti szempontból figyelemre méltó (mivel a fluor a legnagyobb elektronegativitású
elem):
K 2 MnF 6 + 2 SbF 5 = 2 KSbF 6 + MnF 3 + ½ F 2 .
A reakció mechanizmusát meghatározza, hogy az erősebb Lewis-sav (SbF 5 ) kiszorítja a
komplexből (K 2 MnF 6 ) a gyengébb Lewis-savat (MnF 4 ), mely instabilis és gyorsan bomlik:
MnF 4 = MnF 3 + ½ F 2 .
Fluor felhasználása: UF 6 gyártására a teljes fluortermelés 70-80%-a. Egyéb fontos termékek:
SF 6 , ClF 3 , BrF 3 , IF 5 , WF 6 , ReF 6 . Szervetlen és szerves anyagok fluorozása nem F 2-al, hanem
fluoridokkal (pl. SbF 5 , CoF 3 stb) történik!
Klór. Ipari előállítás: NaCl-oldat elektrolízise. A katódon H 2 , az anódon Cl 2 fejlődik, az
oldatban NaOH marad. Az anódteret elválasztják a NaOH-oldattól, ill. a katódtértől. (azbeszt
diafragma, Hg katód, Nafion-membrán), a termelés >35 millió tonna Cl2/év. Acél palackban
kapható. Szín: sárgászöld gáz.
Laboratóriumi előállítás (a HCl oxidálása korábban ipari előállítás is volt):
4 HCl(cc) + MnO 2 = MnCl 2 + 2 H 2 O + Cl 2 .
16 HCl(cc) +2 KMnO 4 = 2 KCl + 2 MnCl 2 + 8 H 2 O + 5 Cl 2
Klór felhasználása: 70%-ban klórozott szénhidrogén előállítása (pl. CH 2 =CH 2 + Cl 2 =
CH 2 Cl-CH 2 Cl (etilén-diklorid); 20%-ban fehérítés, fertőtlenítés (pl. papír, textil, uszoda,
ivóvíz); 10%-ban szervetlen vegyületek előállítása (pl. HCl, Cl 2 O, HOCl, NaClO 3 , AlCl 3 ,

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 7
SiCl4, SnCl4, PCl3, PCl5, POCl3, AsCl3, SbCl3, SbCl5, S2Cl2, SCl2, SOCl2, ClF3, ICl,
ICl 3 , TiCl 4 , MoCl 5 , FeCl 3 , ZnCl 2 , Hg 2 Cl 2 , HgCl 2 )
Bróm. Ipari előállítás: tengervíz/Br- - tartalmú ásványvíz:
2 Br - + Cl 2 + levegő → Br 2 (gőz) + 2 Cl -
(a klórozás ~3.5 pH mellett folyik, egyidejű levegő buborékoltatással, majd a bróm
kondenzálásával.) Termelés: 300 ezer t/év. A bróm szobahőmérsékleten sötétbarna folyadék.
Bróm felhasználása: gyógyszeripar: CH3Br gombaölő; CH2BrCH2Br (korábban benzin
adalék), C3H5Br2Cl stb. tűzálló anyagok; AgBr fotoipar; festékipar; HBr, KBr, KBrO3.
Jód. Ipari előállítás függvénye a kiindulásul szolgáló alapanyagoknak:
1) Jodid tartalmú ásványvíz (pl.Japánban): 2 I - + Cl2 + levegő → I2(gőz) + 2 Cl -
2) Jodidtartalmú természetes vizek, vagy ipari oldat: I - + AgNO3 = AgI + NO3 - , további
feldolgozás: 2AgI + Fe → 2Ag + FeI2, FeI2 + Cl2 → FeCl2 + I2 (Az Ag oldással
újrahasznosítható: Ag + 2 HNO 3 → AgNO 3 + NO 2 + H 2 O)
3) a 2) származású nyersanyagok újabb feldolgozása: 3 I- + Cl2 = 2 Cl - + I3 - , majd a trijodid
(I3 - )-tartalmat ioncserélőn megkötik és NaOH-oldattal eluálják (kioldják).
Az ioncserélő oszlopot NaCl-oldattal regenerálják.
4) Chilei salétrom szennyezőjéből ( a jodid-tartalom NaIO3 formájában van):
IO3 - + 3 HSO3 - = I - + 3 SO4 2- + 3 H + , az anyalúg további feldolgozása:
IO 3
- + 5 I- + 6 H+ = 3 I 2 + 3 H 2 O
A jód szilárd fázisú fekete, enyhén fémes fényű elem. Légköri nyomáson ibolyaszínű gőz
formájában szublimál.
Jód felhasználása: 11 ezer t/év, a következő célokra:
50% szerves jódvegyületek, 35% gumiipari katalizátor, festék, pigment, tinktura, fotonegatív,15%
I 2 , KI, speciális: K 2 HgI 4 (Nessler-reagens, NH 3 kimutatása), Mayer-reagens
(alkaloida kimutatása), Cu 2 HgI 4 termokolor festék, Ag 2 HgI 4 (a legjobb ionos vezető 20°C-on).
Általános reaktivitás
A halogének a legerősebb oxidáló hatású elemek, az élő szervezetet roncsolják, mérgezőek.
Fluor: legraktívabb elem: majdnem mindennel reagál; kivétel: He, Ne, Ar.
F 2 (f) + O 2 (f) = O 2 F 2 (-196°C, 3MeV γ-sugár hatására)
F 2 (g) + O 2 (g) = O 2 F 2 (720 Hgmm, csendes elektromos kisülés)
Passziválódó fémek (tömör fluoridrétegképződés a felületen): Al, Fe, Ni, Cu, Mg
Fémek finom eloszlásban: Ag + F 2 = AgF 2 (heves égés, F 2 disszociációs energiája kicsi)
A F 2 nagy reaktivitása termodinamikai és kinetikai paraméterek alapján egyaránt várható.
Az oxidációs szám vegyületekben: -1.
Nemes gázzal is reagál: F 2 + Xe = XeF 2 , továbbá XeF 4 , XeF 6 .
Extra erős oxidálószer: legnagyobb oxidációs számú vegyületek szintetizálhatók: IF 7 , PtF 6 ,
PuF 6 , BiF 5 , TbF 4 , CmF 7 , KAgF 4 , AgF 2

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 8
F-hidas szerkezetű anyagok: [As 2 F 11 ] - - (2-es koordináció), MgF 2 , MnF 2 - (3-as koord.),
CaF 2 , SrF 2 , PbF 2 - (4-es koord.) NaF, CsF - (6-os koord.)
Kivételes atomszerkezet: kis atomtörzs, csekély polarizálhatóság, nincs alacsony fekvésű üres
d-pálya.
Klór, bróm, jód: A reaktivitás csökken: Cl 2 >Br 2 >I 2 , amit jól illusztrálnak az alábbi reakciók:
Cl 2 + CO = COCl 2 (foszgén), Cl 2 + 2 NO = 2 NOCl (nitrozil-klorid), Cl 2 + SO 2 = SO 2 Cl 2
(szulfuril-klorid). Viszont Br 2 / I 2 + CO / NO / SO 2 → nincs reakció.
Koordinatív telítettség alakulását meghatározza az ionizációs potenciál és a ligandum
méretének növekedése: Re + Cl 2 → ReCl 6 , Re + Br 2 → ReBr 5 , Re + I 2 → ReI 4
X 2 oldódása: jó oldószerek: EtOH, Et 2 O, CS 2 benzol, EtBr, CHCl 3 , hexán, stb.
A szolvolízist gyakran kíséri az oldószer halogénezése.
Hidrolízis: F 2 + H 2 O = 1/2 O 2 + 2 H + + 2 F - , emellett képződik : O 3 , H 2 O 2 , HOF stb.
E 0 (F 2 /F - ) = +2,866 V és E 0 (1/2 O 2 /H 2 O) = + 1,229 V
Cl 2 + H 2 O = HOCl + Cl- + H+, savas/semleges közegben. A Br 2 és I 2 hasonlóan reagál.
Cl 2 + 2 OH - = OCl - + Cl - + H 2 O, lúgos közegben. A Br 2 és I 2 hasonlóan reagál.
Melegen: 3 OCl- = ClO 3
- + 2 Cl- (diszproporció)
Gázhidrátok - klatrátok: jeges vízben Cl 2 ⋅8H 2 O / Br 2 ⋅10H 2 O, a vízmolekulák alkotta
üregekben helyezkednek el az X 2 molekulák (sárga kristály).
I 2 apoláros szerves oldószerben (CCl 4 ) lila színű, aromás oldószerben (benzol) vörösbarna,
I 2 alkoholban vagy éterben barna színű.
I 2 vízben rosszul oldódik, de I- jelenlétében: I 2 + I- ↔ I 3
- trijodidion képződik (jód-tinktura).
C 6 H 6 ⋅Br 2 (kristályos).
3.2.1. Hidrogén-halogenidek
HX vízmentesen molekula. Vízben disszociálnak, savas kémhatásúak.
Előállítás, felhasználás
H 2 F 2
Előállítás (40.000 t/év) kénsavas feltárás, az eljárás függ a nyersanytól:
a) fluorit: CaF 2 + cc.H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 F 2 (200°C)
Nemkívánatos szennyező a SiO 2 , mely jelentős mennyiségű H 2 F 2 köt meg:
SiO 2 + 2 H 2 F 2 = SiF 4 + 2 H 2 O , SiF 4 + H 2 F 2 = H 2 SiF 6 ,
b) fluor-apatit: Ca 5 (PO 4 ) 3 F + cc. H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 3 PO 4 + H 2 F 2
(az eljárás egyúttal a foszfátműtrágyagyártás célját is szolgálja).
Felhasználás. Cl-F-szénhidrogének gyártása: Freon(CCl 2 F 2 ), CCl 3 F; Teflon(műanyag);
Na 3 AlF 6 (kriolit)-gyártás; egyéb fontos fluortermékek: UF 4 , UF 6 , NaF, SnF 2 , HBF 4 , H 2 SiF 6 .
Élettani hatás: HF: vízelvonás, Ca 2+ /K + egyensúly borul (CaF 2 miatt).
Bőrmarás esetén: 15 perc vizes mosás, MgSO 4 pép, Ca-glukonát injektálás bőr alá.

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 9
HCl
Előállítás (5 millió t/év) módjai:
Le Blanc-féle: NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl (150°C)
NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl (500°C)
Hasgreaves-féle: 4 NaCl + 2 SO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 2 Na 2 SO 4 + 4 HCl (450°C)
Direkt szintézis,nagy tisztaságú termék: H 2 + Cl 2 = 2 HCl
Szerves vegyipari melléktermék: CH 2 Cl-CH 2 Cl → CH 2 =CHCl + HCl (500°C)
Felhasználás (a termékek dőlt betűkkel vannak jelölve):
HCl + SiC → SiCl 4 , HCl + NH 3 → NH 4 Cl, M x N y + HCl → MCl x , MO + 2 HCl → MCl 2
(M=Ti,Zr,Hf,Nb,Ta,Cr,Mo,W).
Al + 3 HCl → AlCl 3 + 3/2 H 2 , 2 HCl + NaClO 3 → ClO 2 + 1/2 Cl 2 + NaCl + H 2 O
(katalizátor:Ti/Mn).
HCl vizes oldatának felhasználása: általános sav, rozsdamaró, PVC-gyártás, zselatin
kicsapása, petróleum kéntelenítése…
HBr / HI: Előállítás: az ipari és a laboratóriumi eljárások hasonlóak, a technikai
szempontokat, különbségeket a gyártás volumene határozza meg.
NaBr + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + HBr, H 2 + Br 2 → 2 HBr, 2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2
I 2 + H 2 S → 2 HI + S
Laboratórium eljárások(kizárólag): P vörös + H 2 O + I 2 → HI + H 3 PO 3 , H 3 PO 3 + H 2 O + I 2 →
→ HI + H 3 PO 4 , tetrahidro-naftalin + Br 2 → tetrabróm-naftalin + 4 HBr,
HBr aq + P 4 O 10 → HBr sicc (vízmentes), 3 D 2 O + PBr 3 → 3 DBr + D 3 PO 3
Felhasználás: HBr - szervetlen bromidok, alkil-bromidok, HBr kis/nagy palackban kapható.
HI: - laboratóriumi felhasználás palackból.
HX fiz./kém. tulajdonságok
(HF) x színtelen, kis viszkozitású folyadék. Fp: 19.5°C, kétdimenziós H-híd szerkezetű.
HCl (Fp: -84°C), HBr (Fp: -67°C), HI(Fp: -35°C).Színtelen gázok.
Vízzel azeotróp elegyeket alkotnak. Híg oldatból víz, töményből HX párolog inkább.
Az azeotróp elegy változatlan összetételben párolog
HX/H 2 O azeotropok HF HCl HBr HI
Forráspont (°C) 112 109 124 127
Konc. (g HX/100 g oldat) 38 20 48 57
Sűrűség (g/cm 3 ) 1.14 1.1 1.5 1.7
Vízben disszociálnak, melynek mértéke, valamint a saverősség az alábbiak szerint alakul:
HF

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 10
(HF) x autoprotolízise: 3 HF ↔ H 2 F+ + HF 2
- (HF 2
- az alkáli-/alkáliföldfém-fluoridikat oldja)
Sav-bázis titrálás: BrF 3 + HF ↔ BrF + 2 + HF -, 2 SbF 5 + H 2 F 2 ↔ SbF - 6 + H 2 F + →
→ BrF + 2 .SbF - 6
3.2.2. Interhalogének
Az interhalogének a halogének egymással alkotott biner vegyületei. Négyféle alapvető típusuk
ismert: neutrális molekulák, kationok, anionok, kovalens szerves interhalogén
származékok
Neutrális molekulák
Stabilis termékek, összetételük: XY, XY 3 , XY 5 , XY 7 (X a nagyobb rendszámú központi atom).
XY 7
IF 7 előállítása: I 2 (g) + 7 F 2 → 2 IF 7 (300 °C), PdI 2 + 8 F 2 → PdF 2 + 2 IF 7 (PdI 2 nem
nedvszívó). Szerkezet: közelítőleg pentagonális bipiramis AX 7 (lásd 1.fejezet, VSEPR)
Tulajdonságok. IF 7 erős fluórozó szer ( 4.8°C-on szublimál): 2 IF 7 + SiO 2 → 2 IOF 5 + SiF 4
XY 5
Halogén-pentafluor ClF 5 BrF 5 IF 5
Op. (°C) -103 -60 +9
Fp. (°C) -13 +4 +105
Előállítás: KBr + 3 F 2 → KF (sz) + BrF 5 (25 °C)
IF 5 , 20 °C-on: 4:1 arányú 19 F NMR jel: szerkezete tetragonális piramis AX 5 E,
115 °C-n: gyors pozíciócsere, Berry-féle pszeudo-rotáció : 1 19 F NMR-jel.
Tulajdonságok: ClF 5 + 2 H 2 O → FClO 2 + 4 HF, ClF 5 + AsF 5 → [ClF + 4 ][AsF - 6 ],
BrF 5 + 3 H 2 O → HBrO 3 + 5 HF (robban!)
IF 5 gyengén vezet: 2 IF 5 ↔ IF + 4 + IF - 6
XY 3
Interhalogén ClF 3 BrF 3 IF 3 I 2 Cl 6
Op. (°C) -76 9 101(16 bar)
F.p. (°C) 12 126 -28(bomlik) -
Szín
Halmazállapot
Színtelen
folyadék
Szalma-sárga
folyadék
Sárga
kristályos
Élénk sárga
szilárd
Előállítás. Direktszintézis: Cl 2 + 3 F 2 → 2 ClFl 3 , I 2 + 3 XeF 2 → 2 IF 3 + 3 Xe
Szerkezet: AX 3 E 2 , tört T-alak
Reakciók: U (s) + ClF 3(f) → UF 6(f) + 3 ClF (g) (70 °C)
F-donor: AsF 5 + ClF 3 → [ClF + 2 ][AsF - 6 ], átfluorozás: AgCl + ClF 3 → AgF 2 + 1/2 Cl 2 + ClF

Rohonczy J.: Szervetlen Kémia I. (1995-2012.) 11
XYZ 2
IFCl 2 , IF 2 Cl, ismertek a terner-típusúak is.
XY
Interhal. ClF BrF IF BrCl ICl IBr
Szín
Színtelen
gáz
Sárgás
gáz
Nem
stabilis
Vörösbarna
gáz
Vörös
kristály
Fekete
kristály
Op. (°C) -