- nejlehčí a nejjednodušší plynný chemický prvek, tvořící převážnou část hmoty ve vesmíru (přes 90 at. %). Plynný vodík se v našem prostředí vyskytuje ve formě dvouatomových molekul H[2], je však známo, že v mezihvězdném prostoru je přítomen z převážné části jako atomární vodík H. - v zemské kůře třetí nejrozšířenější prvek (po O a Si): 15 at. % , resp. 0.9 hmotnostních % ; většina vodíku v přírodě je vázána v molekulách vody. - vodík vytváří sloučeniny téměř se všemi prvky periodické tabulky (s výjimkou vzácných plynů), zejména pak s uhlíkem, kyslíkem, sírou a dusíkem, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi. - vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek, kde vázaný atom vodíku vykazuje afinitu i k dalším atomům, s nimiž není poután klasickou chemickou vazbou. Mimořádně silná je vodíková vazba s atomy kyslíku, což vysvětluje anomální fyzikální vlastnosti vody (vysoký bod varu a tání atd.). První prvek periodického systému; el. konfigurace: 1s^1 nejednoznačné zařazení, nejčastěji zařazován do 1. nebo 7. hlavní podskupiny H· = chybí 1 elektron do konfigurace nejbližšího vzácného plynu H[2 ] [ ]H^+ = proton H^- - oxidační číslo: +I, 0 a -I, - typická tvorba kovalentní vazby jako u p-prvků ze středu 2. periody - vysoká ionizační energie: + 13.6 eV (1312 kJ / mol) srovnatelná s nejelektronegativnějšímí prvky (důsledek nepatrného rozměru atomu) Þ kovalentní vazby - izotopy: (lehký) vodík ^1H; deuterium (těžký vodík) ^2H či D; tritium ^3H či T (radioaktivní). Atomární vodík (1s^1) Svařování atomárním vodíkem Vodíkový kation H^+ (1s^0) Vzniká ztrátou valenčního elektronu (podobně vznikají kationty alkalických kovů) Vznik H^+ je přes vysokou ionizační energii možný, zejména v prostředí, které je schopno solvatovat protony a tím kompenzovat energii potřebnou k roztržení vazby a ionizaci - proto H+ existuje ve vodě pouze jako hydratovaný . Hydridový anion H^-^ (1s^2)^ ^ Molekulární vodík (H[2]) Vodík je bezbarvý, lehký plyn, obtížně zkapalnitelný, bez chuti a zápachu. Je hořlavý, hoří namodralým plamenem, ale hoření nepodporuje. Je 14,38× lehčí než vzduch a vede teplo sedmkrát lépe než vzduch. Vodík je za normální teploty stabilní, za pokojové teploty se slučuje pouze s fluorem. Je značně reaktivnější při zahřátí, s kyslíkem a halogeny se slučuje velmi bouřlivě, i když pro spuštění této reakce je nutná inicializace (např. jiskra, která zapálí kyslíko-vodíkový plamen). Vodík je velmi málo rozpustný ve vodě, ale některé kovy ho pohlcují (nejlépe palladium nebo platina), které poté fungují jako katalyzátory chemických reakcí. Je to způsobeno tím, že má vodík velmi malé molekuly, které jsou schopny procházet různými materiály. Elementární vodík je na Zemi přítomen jen vzácně, nejvíce se vyskytuje v blízkosti sopek v sopečných plynech. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává. Je jednou z podstatných složek zemního plynu, vyskytuje se i v ložiscích uhlí. Spinové izomery vodíku Příprava Zn + 2 HCl ® ZnCl[2] + H[2] (nejpohodlnější) 2 Al + 2 NaOH + 6 H[2]O ® 2 Na[Al(OH)[4]] + 3 H[2] 2 Na + 2 H[2]O ® 2 NaOH + H[2] (vzhledem k bouřlivému průběhu je třeba užít sodíkový amalgám místo kovového Na) CaH[2] + 2 H[2]O ® Ca(OH)[2] + H[2] 2) Výroba z ropných produktů: a) parním reformováním CH[4] + H[2]O ® CO + 3H[2] C[x]H[y] + x H[2]O ® x CO[2] + (x + y/2) H[2] -katalýza Ni/Al[2]O[3], T = 900 ^0C, p = 3 MPa b) tepelným štěpením 2 CH[4] ® C + 2H[2] (T = 1200 ^0C) 3) vedlejší produkt při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl Katoda (Fe): 2 H[2]O + 2 e^- ® 2 OH^- + H[2] Anoda (C): 2 Cl^- - 2 e^- ® Cl[2] 4) Tepelné štěpení NH[3][ ][] 2 NH[3] ® N[2] + H[2] (T = 900 ^0C) 5) Elektrolýza vody (pouze jako vedlejší produkt - drahé) Průmyslové využití vodíku[] Syntéza methanolu: CO + 2 H[2] ® CH[3]OH Syntéza amoniaku z prvků (Haber – Boschův proces) N[2] + 3 H[2] ® 2 NH[3] Hydrogenace (např. ztužování tuků) Hydrokrakování těžkých ropných frakcí Svařování a řezání kovů Kapalný vodík „Kovový“ vodík Reakce vodíku - vodík se slučuje s mnohými prvky, ve sloučeninách vodíku převažuje kovalentní charakter vazeb. - přímo se slučuje se všemi halogeny, např.: H[2] +F[2] ® 2HF (zejména u lehkých halogenů je průběh často explozivní, radikálová reakce) - směs s kyslíkem tvoří třaskavý plyn: 2H[2] + O[2] ® 2 H[2]O - s dusíkem se slučuje za vysokého tlaku a teploty: N[2] + 3H[2] = 2 NH[3] (Haber -Boschova metoda výroby amoniaku) - roztavené vysoce elektropozitivní kovy (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) tvoří s vodíkem iontové hydridy: 2 Na + H[2] ® 2 NaH (jediný případ oxidačního působení vodíku) H^- velmi silná zásada: H^- + H[2]O = H[2] + OH^- - vůči většině látek (s výjimkou alkalických kovů a kovů alkalických zemin) vystupuje vodík jako redukční činidlo (mimořádně reaktivní je atomární H); např.: PbO + H[2] = Pb + H[2]O Ag[2]S + H[2] = 2 Ag + H[2]S - významná je schopnost adice H[2] na nenasycené vazby - hydrogenace nenasycených uhlovodíků, resp. mastných kyselin (ztužování tuků) Hydridy Hydridy • Iontové hydridy (kation kovu a anion H^-) Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba - bezbarvé, krystalické látky, silná redukční činidla. - některé se samovolně zapalují na vlhkém vzduchu v důsledku silně exotermické reakce: H^- + H[2]O = H[2] + OH^-^ 2. Kovalentní hydridy - u sloučenin vodíku se všemi nekovy a polokovy - atomy vázané polárními kovalentními vazbami v přesně definovaných molekulách; tvoří je halogeny, chalkogeny, prvky 5. a 4. hlavní podskupiny - vodíku přísluší kladné oxidační číslo +I 3. Kovové hydridy - vznikají exotermní adsorpcí vodíku příslušným kovem. - vodík je zabudován v krystalické mřížce kovů v nestechiometrickém poměru, který závisí na tlaku vodíku a teplotě. - tyto hydridy tvoří přechodné prvky, lanthanoidy a aktinoidy - nejvíce vodíku pohltí Pd (900 násobek obj.) a Pt. - vesměs netěkavé látky kov. vlastností - velmi významné v heterogenní katalýze (zejm. katalytická hydrogenace) Ni-hydridový článek (Nickel–metal hydride battery) 4. Polymerní hydridy - přechodný, iontově kovalentní charakter vazby, polymerní molekuly - tyto hydridy tvoří Be, Mg, B, Al a Ga (prvky II. a III. skupiny) - většinou tuhé látky Třístředová dvouelektronová vazba Polymerní hydridy (prvky IV. –VI. skupiny) Deuterium ^2H Deuterovaná léčiva Tritium ^3H Tritium Vodíková bomba Vodíková bomba Vzácné plyny He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn konfigurace ns^2 np^6 - velmi stálá velmi vysoké ionizační energie málo deformabilní, diamagnetické, monoatomické plyny slabé van der Waalsovy síly Þ plyny se obtížně zkapalňují všechny vlastnosti se mění monotónně: - velikost atomů roste se stoupajícím protonovým číslem (Z). - ionizační energie (IE) klesá se stoupajícím protonovým číslem (Z). - body tání a varu se zvyšují se stoupajícím protonovým číslem (Z). S velikostí atomů roste polarizovatelnost a schopnost interakce atomů navzájem, nebo s jinými atomy  zvyšování bodu varu a tání. málo rozpustné v polárních i nepolárních rozpouštědlech malá adsorpční schopnost bez chuti, zápachu, bezbarvé chemicky netečné (známo pouze několik sloučenin, hlavně u těžších homologů) Helium Kapalné helium Sloučeniny helia Neon Argon Krypton Xenon Sloučeniny Xe sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem, chlorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Fluoridy xenonu XeF[2], XeF[4], XeF[6 ]- vznikají přímou reakcí prvků ^ ^ ^ Radon Radon Radonová mapa ČR Halogeny F, Cl, Br, I všechny jsou nekovy, tvoří biatomické molekuly, nízká vazebná energie, max. u Cl[2], naopak nejsnadněji disociuje I[2] Vlastnosti halogenů odstupňování bodů varu = důsledek van der Waalsových mezimolekulárních sil vysoké hodnoty IE, EA a elektronegativity (F[2] nejvyšší elektronegativita ze všech prvků) snadná tvorba aniontů; zejména s prvky o nízké elektronegativitě přecházejí za uvolnění velkého množství energie do stavu X^- se stálou konfigurací vzácného plynu Þ ox. číslo –I lehčí halogen je vždy schopen oxidovat halogenidový anion těžšího prvku a vylučovat ho z vod. roztoku v elementární formě schopnost vytvářet s kovy přímo soli ® solitvorné prvky vysoká reaktivita halogenů (u F[2] je reaktivita tak vysoká, že nereaguje pouze s He, Ne, Ar) Þ v přírodě se halogeny nenacházejí ve volném stavu, pouze ve sloučeninách Oxidační čísla: F[2] jako jediný prvek nemůže mít jiné ox. číslo než – I X ostatní halogeny další ox. čísla: I, III, (IV), V, VII ox. č. VII - uplatnění všech elektronů na orbitalech ns^2np^5 ox. č. V - stálost ox. čísla stoupá podél podskupiny směrem k těžším homologům; stabilizace valenčních eletonů na orbitalech ns^2 (tzv. inertní el. ns^2 pár) Þ existuje stálý I[2]O[5], ale Cl[2]O[5] a Br[2]O[5] neexistují. Halogeny s kovalentními biatomickými molekulami se lépe rozpouštějí v málo polárních rozpouštědlech (CS[2], CHCl[3], CCl[4], C[6]H[6]) 1) vodné roztoky halogenů podléhají pomalé hydrolýze: pro Cl[2], Br[2], I[2] platí: X[2] + H[2]O ® HX + HXO (viz např. chlorování pitné vody) pro F[2] platí: 2 F[2] + 2 H[2]O  4 HF + O[2 ]nebo 3 F[2] + 3H[2]O  6 HF + O[3] [ ] hydrolytická konstanta klesá od F[2] k I[2] [ ] [ ] 2) ve vod. roztoku alkalických hydroxidů se liší chování halogenů: 2 F[2] + 2OH^-  2 F^- + H[2]O + OF[2] u ostatních halogenů: X[2] + 2OH^- XO^- + X^- + H[2]O hydrolýza 3XO^-  2X^- + XO[3]^- disproporcionace o produktech rozhodují rychlosti obou kompetitivních reakcí [ ] Obecné metody přípravy halogenů 1) Vzájemné vytěsňování ze svých sloučenin: 2 NaBr + Cl[2] ® 2 NaCl + Br[2] (u halogenidů lehčí halogen vytěsní těžší) 2 NaClO[3] + I[2] ® 2 NaIO[3] + Cl[2] (ze sloučenin, v nichž halogeny mají kladné ox. číslo mohou být vytěsněny těžším halogenem) 2) Oxidací halogenvodíků nebo halogenidů: 4 HCl + MnO[2] ® MnCl[2] + 2 H[2]O + Cl[2] 2 KBr + H[2]SO[4] (konc.) ® Br[2] + K[2]SO[3] + H[2]O 4 HI + O[2] ® 2 H[2]O + I[2] 3) Redukcí kyslíkatých sloučenin halogenů: HIO[3] + 5 HI ® 3 I[2] + 3 H[2]O Fluor žlutozelený plyn pronikavého zápachu. Fluor je extrémně jedovatý, leptá dokonce i sklo. Přírodní fluor je ze 100 % tvořen stabilním izotopem ^19F, uměle bylo připraveno dalších 10 nestabilních izotopů fluoru s nukleonovými čísly 15 až 25. mimořádná reaktivita dána malou velikostí atomu ® max. elektronegativita. pevná kovalentní vazba v molekulách např.: v molekulách CX[4]: C-F (428 kJ/mol) C-Cl (327 kJ/mol) Kromě kyslíku, dusíku a chloru přímo reaguje téměř se všemi prvky. S vodíkem reaguje fluor explozívně za vzniku fluorovodíku, s ostatními nekovy za vývoje plamene. S kyslíkem se slučuje pouze nepřímo za vzniku několika různých fluoridů kyslíku, např. OF[2], O[2]F[2], O[4]F[2] a dalších. Příprava: 1) IF[7] ® IF[5] + F[2] (tepelný rozklad) 2) Tavná elektrolýza směsi fluoridů alkalických kovů Výroba: Tavnou elektrolýzou (T = 250-300 °C) hydrogenfluoridu draselného KF . 2 HF = přibližné složení. Elektrolýza probíhá při teplotě 250-300°C v elektrolyzérech vyrobených ze slitin niklu. Chlor Příprava: oxidací chlorovodíku: Ca(ClO)[2] + 4 HCl ® 2 Cl[2] + CaCl[2] + 2 H[2]O 16 HCl + 2 KMnO[4] ® 2 MnCl[2] + 2 KCl + 5 Cl[2] + 8 H[2]O 4 HCl + MnO[2] → Cl[2] + MnCl[2] + 2H[2]O Výroba: vedlejší produkt při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl Katoda (Fe): 2 H[2]O + 2 e^- ® 2 OH^- + H[2] Anoda (C): 2 Cl^- - 2 e^- ® Cl[2] katalytická oxidace chlorovodíku (různé postupy) 4 HCl + O[2] → 2 Cl[2] + 2H[2]O Použití: chlorační činidlo při výrobě velké řady anorganických i organických sloučenin, bělidlo, výroba bromu, sterilizace pitné vody. Válečné použití chloru Brom Jod v nepolárních rozpouštědlech - fialové roztoky v polárních rozpouštědlech hnědé roztoky, důsledek solvatace ® posun l[max] absorpčního pásu přenosem náboje Příprava: HIO[3] + 5 HI ® 3 I[2] + 3 H[2]O 4 HI + O[2] ® 2 H[2]O + I[2] Výroba: 1) z matečných louhů po zpracování chilského ledku, přidáním směsi HSO[3]^- a SO[3]^2- 2NaIO[3] + 2NaHSO[3] + 3Na[2]SO[3] ® I[2] + H[2]O + 5Na[2]SO[4][] (IO[3]^- se částečně redukuje na I^-, který reaguje s nezreagovaným IO[3]^- na I[2]) 2) z popela z mořských chaluh a některých naftových vod obsahujících jodidy. Výroba jodu z jodidů se provádí oxidací jodičnany, chromany nebo oxidem manganičitým v kyselém prostředí: 2NaI + 3H[2]SO[4] + MnO[2] → I[2] + 2NaHSO[4] + MnSO[4] + 2H[2]O Endemická struma Astat Sloučeniny halogenů Halogenvodíky HF, HCl, HBr, HI snadno zkapalnitelné, fyziologicky dráždivé, leptající, jedovaté plyny Příprava halogenvodíků Fluorovodík (HF): F[2] + H[2] ® 2HF 2F[2] + 2H[2]O  4HF + O[2] CaF[2] + H[2]SO[4]  CaSO[4] + 2HF Chlorovodík (HCl): NaCl + H[2]SO[4]  HCl + NaHSO[4] [ ](vytěsněním z chloridům méně těkavou kyselinou) H[2] + Cl[2]  2 HCl (akt. uhlí, T= 140^0C) - nutná značná opatrnost, třaskavá chlorová směs, vybuchuje po ohřevu či UV světlem v důsledku řetězové reakce: Cl[2] + energie ® 2 Cl^. ^ Cl^. + H[2] ® HCl + H^. ^ H^. + Cl[2] ® HCl + Cl^ Rozkladem některých kovalentních chloridů vod. parou: PCl[5] + H[2]O  POCl[3] + 2HCl POCl[3] + 3 H[2]O  H[3]PO[4] + 3HCl Reakcí chloru s vod. parou na rožhaveném koksu: 2Cl[2] + 2H[2]O + C  CO[2] + 4HCl (T= 550^0C) Chlorací org. sloučenin: CH[4] + 4Cl[2]  CCl[4] + 4HCl Bromovodík (HBr): Hydrolýza kovalentních bromidů PBr[3] + 3H[2]O ® H[3]PO[3] + 3 HBr PBr[5] + 4H[2]O  H[3]PO[4] + 5HBr Vytěsněním z bromidů méně těkavou kyselinou NaBr + H[3]PO[4]  HBr + NaH[2]PO[4] Oxidací kovalentních hydridů bromem ve vod. roztoku: H[2]S.aq + Br[2]  S + 2HBr.aq Bromací org. sloučenin: CH[4] + 4Br[2]  CBr[4] + 4HBr Jodovodík (HI): - příprava analogicky k HBr Např: H[2]S.aq + I[2]  S + 2HI.aq Halogenvodíkové kyseliny – vznikají absorpcí halogenvodíku v H[2]O Obchodní preparáty: 48% HF, 37% HCl, 48% HBr, 47% HI Použití HF: výroba fluor. derivátů, výroba polovodičů, F[2], freonů, fluoroplastů (Teflon); významné nevodné ionizující rozpouštědlo HCl: výroba chlor. derivátů, výroba řady solí, hydrolytické odbourávání bílkovin, součást žaludeční šťávy (0.3- 0.5 %) HBr, HI: příprava solí Halogenidy - iontové - kovalentní Iontové halogenidy - halogenidy s elektropozitivními prvky, velký rozdíl elektronegativit (např. LiF) - málo těkavé, pevné, stálé látky, většinou dobře rozpustné v H[2]O, výjimku tvoří některé fluoridy s vysokými mřížkovými energiemi (LiF, CaF[2], SrF[2], BaF[2], fluoridy lanthanoidů a aktinoidů) Kovalentní halogenidy - malý rozdíl elektronegativit Nízkomolekulání Halogenidy nekovů a polokovů - obvykle snadná hydrolýza za vzniku halogenvodíku, oxokyseliny nebo hydroxidu: SiCl[4] + 4H[2]O ® Si(OH)[4] + 4HCl PBr[5] + H[2]O  POBr[3] + 2HBr POBr[3] + 3H[2]O ® H[3]PO[4] + 3 HBr SF[6], SiF[4], TeBr[4], … Halogenidy kovů ve vyšších oxidačních stavech TiCl[4], SnCl[4], UF[6], WF[6], … Halogenidové ionty mohou vystupovat jako ligandy a tvořit komplexy s přechodnými kovy nebo s kovalentními halogenidy: SiF[4] +2F^- ® [SiF[6]]^2- ^ Vysokomolekulání s lineáními, rovinnými nebo prostorovými sítěmi kovalentních vazeb Atomy halogenů mají několik volných elektronových párů => mohou fungovat jako můstkové ligandy. AlCl[3], CdCl[2], CuBr[2], BiI[3] Halogenované organické sloučeniny Halogenované organické sloučeniny Chloridy: biogenní ion, vliv na hospodaření organismu s vodou, acidobazickou rovnováhu a osmotický tlak tělních tekutin. Součást izotonických a fyziologických roztoků v medicíně. Bromidy: hypotenzivní a sedativní účinky Fluoridy v zubní pastě Interhalogenové sloučeniny skupina sloučenin, které tvoří halogeny mezi sebou zákl. typy: AX, AX[3], AX[5], AX[7] [ ]- halogen X vždy elektronegativnější než A - nejobvyklejší typ AB - stálost sloučenin AB klesá s rozdílem elektronegativit Interhalogenové sloučeniny Interhalogenové sloučeniny Oxosloučeniny halogenů Acidobazické chování oxokyselin Oxosloučeniny fluoru Kyselina chlorná (HClO) - nestálá látka, silné ox.účinky, slabá kyselina, existuje pouze ve vodných roztocích Příprava: disproporcionace chloru v H[2]O Cl[2] + H[2]O® HCl + HClO rovnováhu lze posunout vpravo odstraňováním Cl^- pomocí HgO: 2Cl[2] +H[2]O + HgO ® HgCl[2]¯+ 2HClO zahříváním HClO rozklad: 3HClO ®HClO[3] + 2HCl 2HClO ®2HCl + O[2][] Chlornany (M^IClO) nestálé, silné ox.účinky, zahříváním disproporcionují na Cl^- a ClO[3]^- Chlornan sodný (NaClO) je součástí dezinfekčních přípravků (SAVO). Příprava: Cl[2] + 2OH^- ® Cl^- + ClO^- + H[2]O Oxid chloričitý (ClO[2]) - zelenožlutý, explozivní plyn. Vyrábí se oxidací chloritanů v kyselém prostředí: 5 NaClO[2] + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO[2] + 2 H[2]O Reakce s hydroxidy: 2 ClO[2] + 2OH^- ® ClO[2]^- + ClO[3]^- + H[2]O Použití bělení buničiny, dezinfekce vody Kyselina chloritá (HClO[2]) - nestálá látka, stejně jako HClO existuje pouze ve vodných roztocích Chloritany (M^IClO[2]) - silná ox. činidla, stálejší než HClO[2] Příprava: 1) zaváděním ClO[2] do roztoků hydroxidů 2 ClO[2] + 2OH^- ® ClO[2]^- + ClO[3]^- + H[2]O 2) redukce ClO[2] pomocí peroxidu 2 ClO[2] + Na[2]O[2] ® 2 NaClO[2]+ O[2] Použití: stejné jako u chlornanů (oxidační a dezinfekční činidla) Chloritan sodný (NaClO[2]) – dezinfektant v papírenském průmyslu, příprava oxidu chloričitého (ClO[2]). Kyselina chlorečná (HClO[3]) - silná kyselina, silné oxidační účinky, nestálá, existuje stejně jako HClO a HClO[2], pouze ve vodných roztocích, cca do koncentrace 40 %. - snadný rozklad: 4 HClO[3]® HClO[4] + 3 HCl Kyselina chloristá (HClO[4]) - bezbarvá dýmavá viskózní kapalina, jediná oxokyselina chloru, kterou lze připravit bezvodou, s vodou se mísí v každém poměru, její monohydrát je krystalická látka, jednou z nejsilnějších kyselin Příprava: KClO[4] + H[2]SO[4] ® HClO[4] + KHSO[4] Použití: silné oxidační činidlo, činidlo k důkazu K^+ Chloristany (M^IClO[4]) - nejstálejší kyslíkaté sloučeniny chloru, iontové sloučeniny s tetraedrickými anionty ClO[4]^-, málo komplexotvorné. Příprava: 1) Neutralizace HClO[4] např.: Na[2]CO[3] + 2 HClO[4] ® 2 NaClO[4] + H[2]O + CO[2] 2) 4 KClO[3] ® 3 KClO[4] + KCl[ ] (tepelný rozklad při cca 500 ^0C) 3) Anodickou oxidací ClO[3]^- na Pt elektrodě Použití: oxidační činidla, součást střeliva a pyrotechniky. NH[4]ClO[4] se používá jako okysličovadlo v raketových motorech na tuhá paliva. Mg(ClO[4])[2] se v laboratorní praxi používá k sušení plynů. Oxosloučeniny bromu Oxidy bromu Br[2]O, BrO[2], BrO[3][ ]- krajně nestálé látky, schopné existence jen hluboko pod 0 ^0C Kyselina bromná a bromnany (HBrO a M^IBrO) - obdobné vlastnosti jako HClO a M^IClO - bromnany mají větší sklon k disproporcionaci na BrO[3]^- a Br^- Kyselina bromičná (HBrO[3])[] - analogické vlastnosti jako HClO[3][] [ ] Příprava: 1) Ba(BrO[3])[2] + H[2]SO[4] ® BaSO[4]¯ + 2 HBrO[3][] [ ] 2) Br[2] + 5 Cl[2] + 6 H[2]O ® 2 HBrO[3] + 10 HCl Bromičnany (M^IBrO[3])[] - analogické vlastnosti jako M^IClO[3] Bromičnany se teplem nerozkládají na BrO[4]^-, ale přímo na Br ^- a O[2] Jako oxidační činidla se používají v odměrné analýze, např.: 3 Sb^3+ + BrO[3]^- + 6H^+ ® 3 Sb^5+ + Br^- + 3H[2]O Oxosloučeniny jodu - na rozdíl od oxosloučenin chloru a bromu za lab. teploty většinou krystalické látky včetně oxidů a kyselin - z oxidů existují: I[2]O[4] - IOIO[3] jodičnan jodylu I[4]O[9] - I(IO[3])[3] jodičnan joditý I[2]O[5] - bílá kryst. látka Na rozdíl od analogických oxidů ostatních halogenů jsou stálé. Oxid jodičný (I[2]O[5] ) extrémně silné oxidační činidlo a používá se jako součást filtrů ochranných masek proti oxidu uhelnatému. Kyselina jodná a jodnany (HIO a M^IIO) - nestálé látky, analogické vlastnosti jako HClO a M^IClO. Kyselina jodičná (HIO[3]) - bílá krystalická látka, stálá, silná kyselina, dobře rozpustná ve vodě, v koncentrovaných roztocích částečná tendence k polymeraci. Příprava: 1) I[2] + 2HClO[3] ® 2 HIO[3] + Cl[2] 2) I[2] + 5 H[2]O[2] ® 2 HIO[3] + 4 H[2]O Jodičnany (M^IIO[3]) - kromě M^IIO[3] existují i M^IH(IO[3])[2] a M^IH[2](IO[3])[3] - jodičnany se v kyselém prostředí chovají jako oxidační činidla: IO[3]^- + 5I^- + 6 H^+ ® 3I[2] + 3 H[2]O