Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br, I, At)
description
Transcript of Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br, I, At)
Prvky VII. hlavní Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br, I, skupiny (F, Cl, Br, I,
At)At)
Vlastnosti prvků VII. hlavní skupiny
X t.t. (°C)
F 4,10 -218
Cl 2,83 -101
Br 2,74 -7
I 2,21114
subl.
At
konfigurace ns2np5
všechny nekovy,
typická mocenství
-I, +I, +III, +V a +VII,
omezeně i +IV a +VI,
fluor pouze -I
Historie
• chlorid sodný známý od nepaměti, používán i jako platidlo
• 900 připravena zředěná HCl
• 1200 lučavka královská
• sloučeniny všech halogenů (mimo At)
již ve středověku běžně používány
• 1810 objev chloru, 1811 jodu, 1826 bromu
• 1886 Moissan připravil fluor (po 70 letech neúspěšných pokusů)
VýskytFluor
V zemské kůře 0,1 hmotn. %,
minerály fluorit CaF2 a apatit Ca5(PO4)3F
Chlor
V zemské kůře 0,2 hmotn. %,
hlavní minerál halit NaCl (sůl kamenná,
velké množství v moři)
VýskytBrom
V zemské kůře cca 0,01 hmotn. %,
minerály velmi vzácné, příměs
v chloridech a hlavně v mořské vodě
Jod
V zemské kůře pouze cca 0,0001 hmotn. %,
minerály velmi vzácné, příměs
v chloridech, chilském ledku a hlavně
v mořské vodě
Vlastnosti prvkůFluor
světle zelený plyn, silně toxický
a mimořádně reaktivní, přímo reaguje
se všemi prvky mimo He, Ne a Ar
Chlor
Žlutozelený plyn, lehce zkapalnitelný,
silně toxický a silně reaktivní, použit
i jako bojový plyn
Vlastnosti prvkůBrom
hnědočervená kapalina, nebezpečné páry, velmi reaktivní
Jod
tmavě fialová až černá krystalická látka,
lehce sublimující, nerozpustná ve vodě,
dobře rozpustná v organických
rozpouštědlech
Vlastnosti halogenů
Všechny halogeny mají oxidační
vlastnosti a přecházejí na halogenidový
aniont, extrémní oxidační schopnost má
fluor, směrem k jodu tato schopnost
klesá
Lehčí halogeny oxidují těžší halogenidy
na prvek nebo i na vyšší oxidační stupně
Příprava
Fluor
Tepelný rozklad fluoridů
2 CoF3 2 CoF2 + F2
Chlor
4 HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
HCl + HClO Cl2 + H2O
Příprava
Brom
16 HBr + 2 KMnO4 2 MnBr2 + 5 Br2
+ 2 KBr + 8 H2O
5 HBr + HBrO3 3 Br2 + 3 H2O
2 KBr + Cl2 Br2 + 2 KCl
Jod
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl (KBr)
Výroba a použití
Fluor
pouze elektrolýzou směsi KHF2 + HF
použití pro výrobu HF, teflonu a jiných
speciálních plastů a chemikálií, UF6, SF6,
fluoridů pro fluorace v organické chemii
a dříve i freonů
Výroba a použití
Chlor
hlavně elektrolýzou solanky
použití pro výrobu HCl, PVC a jiných
plastů a chemikálií pro organické
syntézy, výroba polychlorovaných
rozpouštědel
Výroba a použití
Bromze zahuštěné mořské nebo mineralizované vody se vytěsňuje chlorem
použití pro výrobu HBr, retardačních chemikálií, chemikálií pro organické syntézy, fotografické materiály (AgBr), léčiva, barviva
Výroba a použití
Jodze zahuštěné mineralizované vody se vytěsňuje chlorem nebo z jodičnanů (Chile) reakcí se siřičitanem
2 NaIO3 + 2 NaHSO3 + 3 Na2SO3 →
5 Na2SO4 + 3 H2O + I2
použití pro výrobu organickýcha anorganických chemikálií, fotografické materiály (AgI)
Halogenovodíky
Plyny (HF lehce těkavá kapalina
s b.v. 19,5 °C) velmi dobře rozpustné
ve vodě, tvoří azeotropy s teplotami
varu nad 100 °C
dodávají se většinou jako koncentrované
vodné roztoky (kyseliny fluorovodíková,
chlorovodíková, bromovodíková
a jodovodíková)
Fluorovodík
Kapalný HF je důsledkem přítomnosti
vodíkové vazby mezi molekulami HF
Příprava a výroba
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF
také jako vedlejší produkt při zpracování
apatitu na fosforečná hnojiva
Ca5(PO4)3F + 5 H2SO4
5 CaSO4 + HF + 3 H3PO4
Fluorovodík
Typická reakce HF s SiO2
(a jinými silikáty a skly)
4 HF + SiO2 → SiF4 + 2 H2O
SiF4 je plyn, reagující v roztoku s HF
na H2[SiF6] a případně
na hexafluorokřemičitany, např. K2[SiF6]
Použití
leptání skla a rozklad silikátů
Fluorovodík
Kyselina fluorovodíková (vodný roztok
HF) je mimořádně nebezpečná, při styku
s kůží vznikají hluboké a těžce se hojící
popáleniny, protože HF proniká kůží
a napadá její vnitřní vrstvy
V případě popálení je nutné ihned místo
opláchnout a neutralizovat popáleninu
roztokem glukonátu vápenatého
Chlorovodík
Jeden z hlavních chemických produktů
s velmi širokým použitím (kyselina solná),
dodávána v koncentraci 36 – 38 %,
nebezpečné páry
Příprava a výroba
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl
spalování chloru ve vodíku
Cl2 + H2 → 2 HCl
Chlorovodík
Použití
Velmi široké použití v chemickém
průmyslu pro výrobu anorganických
i organických látek s chlorem,
moření ocelí, úprava pH odpadů
Bromovodík
Příprava
NaBr + H3PO4 → NaH2PO4 + HBr
nelze použít H2SO4, oxiduje částečně
bromid na elementární brom
hydrolýza kovalentních bromidů
PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr
Bromovodík
Výroba
spalováním bromu ve vodíku
Br2 + H2 → 2 HBr
Použití
výroba anorganických bromidů,
organické výroby
Jodovodík
Příprava
H2S + I2 → S + 2 HIV roztoku je HI téměř stálý, v plynné fázi
se částečně rozkládá na směs H2 a I2 (typická rovnovážná reakce)
H2 + I2 ↔ 2 HIPoužitívýroba anorganických jodidů, organické výroby
Halogenidy
Binární sloučeniny s většinou prvků
• iontové (s alkalickými kovy, kovy
alkalických zemin a lanthanoidy)
• kovalentní (polární kovalentní vazby,
molekulové nebo polymerní
s můstkovými halogeny) ostatní kovy
a nekovy
HalogenidyPříprava
Bezvodé přímou reakcí prvků nebo řadou
reakcí uvedených u jednotlivých prvků
Řadu hydratovaných halogenidů nelze
dehydratovat bez rozkladu (vznikají oxidy
a oxid-halogenidy), proto speciální
postupy s látkami reagujícími s vodou
CoCl2 . 6 H2O + 6 SOCl2 → CoCl2
+ 6 SO2 + 12 HCl
InterhalogenyHalogeny mezi sebou tvoří řadu
interhalových látek (interhalogenidů),
které vznikají přímou reakcí prvků, jsou
dobře definované a jejich molekulovou
strukturu lze odvodit z teorie VSEPR.
Příklady
ClF, IBr, BrF3, IF5, IF7
PolyhalogenidyJod tvoří polyjodidy I3
- až I9- rozpustné
ve vodě. Méně ochotně se zapojují i další
halogeny ve formě interhalogenů.
Jod je ve vodě nerozpustný, reaguje však
s roztokem jodidu za vzniku polyjodidů
(Lugolův roztok hnědé barvy)
I2 + KI → KI3 (I3- je lineární)
Oxidy halogenůFluor
S kyslíkem tvoří fluorid kyslíku OF2
(jedovatý plyn, poměrně stálý) reakcí
fluoru s vodným roztokem alkalických
hydroxidů
2 F2 + 2 KOH → 2 KF + OF2 + H2O
molekula tvarově odpovídá H2O, vazby
jsou kovalentní, nemá praktický význam
Oxidy halogenůChlor
Chlor tvoří řadu většinou nestálých oxidů
bez většího významu, které jsou
identifikovatelné jako plynné a kapalné
meziprodukty při chemických reakcích
Přehled
Cl2O, Cl2O3, ClO2 (Cl+IV), Cl2O6 (Cl+VI) a
Cl2O7 (nejstálejší)
Oxidy halogenůBrom
Velmi nestálé oxidy Br2O a BrO2
Jod
I2O5 nejstálejší oxid halogenů,
bílá krystalická látka stálá do 300 °C,
příprava dehydratací kyseliny jodičné
2 HIO3 → I2O5 + H2O
Oxokyseliny halogenů
Od fluoru oxokyselina neexistuje,
od ostatních halogenů jsou známy
kyseliny typu HXO, HXO2 (mimo jodu),
HXO3 a HXO4
Některé z nich jsou velmi významné
Oxokyseliny halogenů
kyseliny typu HXO
Obecná příprava
2 X2 + 2 HgO + H2O → HgO . HgX2 + 2 HXO
Reakce Cl2 nebo Br2 s vodou (ne I2)
Cl2 + H2O → HCl + HClO
Slabé kyseliny, silné oxidační vlastnosti
(zvláště v kyselém prostředí)
Oxokyseliny halogenů
kyseliny typu HXO
soli chlornany, bromnany a jodnany,
reakce ve vodném roztoku za chladu
Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O
chlorid-chlornan vápenatý
dezinfekční a bělicí činidla (Savo, chlorové
vápno)
Oxokyseliny halogenů
kyseliny typu HXO2
HClO2 a HBrO2, málo významné,
středně silné kyseliny, známé pouze
v roztoku, soli chloritany a bromitany
Oxokyseliny halogenů
kyseliny typu HXO3
silné kyseliny, známé pouze v roztoku
3 Cl2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO3 + 3 H2O
reakce za horka
kyseliny se ze solí připravují
na iontoměničích nebo přes barnaté soli
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HClO3
Oxokyseliny halogenů
kyselina jodičná se připraví oxidací jodu
kyselinou dusičnou
3 I2 + 10 HNO3 → 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O
Anionty XO3- mají tvar trojboké pyramidy
(odvozené z tetraedru, hybridizace sp3,
3 vazby X = O a nevazebný elektronový
pár na halogenu)
Oxokyseliny halogenůSoli chlorečnany, bromičnany a jodičnany,
významné zvláště KClO3 a KBrO3
Pro KClO3 je typická disproporcionační
reakce za tepla, při příliš vysoké teplotě
jde rozklad až na KCl a O2
4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl
chlorečnany jsou velmi silná oxidační
činidla a s organickými látkami za tepla
explodují
Oxokyseliny halogenů
kyseliny typu HXO4
HClO4 nejsilnější minerální kyselina,výroba z chloristanu draselného reakcí s kyselinou sírovou a vakuovou destilací,dodává se jako 70% roztokzředěná se chová jako neoxidující,
Zn + 2 HClO4 → Zn(ClO4)2 + 3 H2
koncentrovaná nebo páry extrémně oxidující
Oxokyseliny halogenů
HClO4
Aniont tvar tetraedru, význačnou
vlastností je neschopnost tvořit donor
akceptorovou vazbu
(netvoří žádné komplexy)
HBrO4 a HIO4 nevýznamné včetně solí