Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br,, I, At)

Transkript

1 Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br,, I, At)

2 I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII 1 H n s n p He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg (n-1) d Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Lr Rf Ha La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

3 Vlastnosti prvků VII. hlavní konfigurace ns 2 np 5 všechny nekovy, typická mocenství -I, +I, +III, +V a +VII, omezeně i +IV a +VI, fluor pouze -I skupiny X t.t. ( C) F 4, Cl 2, Br 2,74-7 I 2,21 At 114 subl.

4 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)

5 Výskyt Fluor V zemské kůře 0,1 hmotn. %, minerály fluorit CaF 2 a apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 F Chlor V zemské kůře 0,2 hmotn. %, hlavní minerál halit NaCl (sůl kamenná, velké množství v moři)

6 Výskyt Brom 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

7 Vlastnosti prvků Fluor 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

8 Brom Vlastnosti prvků hnědočervená kapalina, nebezpečné páry, velmi reaktivní Jod tmavě fialová ažčerná krystalická látka, lehce sublimující, nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v organických rozpouštědlech

9 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

10 Příprava Fluor Tepelný rozklad fluoridů 2 CoF 3 2 CoF 2 + F 2 Chlor 4 HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl H 2 O HCl + HClO Cl 2 + H 2 O

11 Příprava Brom 16 HBr + 2 KMnO 4 2 MnBr Br KBr + 8 H 2 O 5 HBr + HBrO 3 3 Br H 2 O 2 KBr + Cl 2 Br KCl Jod 2 KI + Cl 2 (Br 2 ) I KCl (KBr)

12 Výroba a použití Fluor pouze elektrolýzou směsi KHF 2 + HF použití pro výrobu HF, teflonu a jiných speciálních plastů a chemikálií, UF 6, SF 6, fluoridů pro fluorace v organické chemii a dříve i freonů

13 Výroba a použití Chlor hlavně elektrolýzou solanky použití pro výrobu HCl, PVC a jiných plastů a chemikálií pro organické syntézy, výroba polychlorovaných rozpouštědel

14 Výroba a použití Brom ze zahuštěné mořské nebo mineralizované vody se vytěsňuje chlorem použití pro výrobu HBr, retardačních chemikálií, chemikálií pro organické syntézy, fotografické materiály (AgBr), léčiva, barviva

15 Výroba a použití Jod ze zahuštěné mineralizované vody se vytěsňuje chlorem nebo z jodičnanů (Chile) reakcí se siřičitanem 2 NaIO NaHSO Na 2 SO 3 5 Na 2 SO H 2 O + I 2 použití pro výrobu organických a anorganických chemikálií, fotografické materiály (AgI)

16 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)

17 Fluorovodík Kapalný HF je důsledkem přítomnosti vodíkové vazby mezi molekulami HF Příprava a výroba CaF 2 + H 2 SO 4 CaSO HF také jako vedlejší produkt při zpracování apatitu na fosforečná hnojiva Ca 5 (PO 4 ) 3 F + 5 H 2 SO 4 5 CaSO 4 + HF + 3 H 3 PO 4

18 Fluorovodík Typická reakce HF s SiO 2 (a jinými silikáty a skly) 4 HF + SiO 2 SiF H 2 O SiF 4 je plyn, reagující v roztoku s HF na H 2 [SiF 6 ] a případně na hexafluorokřemičitany, např. K 2 [SiF 6 ] Použití leptání skla a rozklad silikátů

19 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

20 Chlorovodík Jeden z hlavních chemických produktů s velmi širokým použitím (kyselina solná), dodávána v koncentraci %, nebezpečné páry Příprava a výroba NaCl + H 2 SO 4 NaHSO 4 + HCl spalování chloru ve vodíku Cl 2 + H 2 2 HCl

21 Chlorovodík Použití Velmi široké použití v chemickém průmyslu pro výrobu anorganických i organických látek s chlorem, moření ocelí, úprava ph odpadů

22 Bromovodík Příprava NaBr + H 3 PO 4 NaH 2 PO 4 + HBr nelze použít H 2 SO 4, oxiduje částečně bromid na elementární brom hydrolýza kovalentních bromidů PBr H 2 O H 3 PO HBr

23 Bromovodík Výroba spalováním bromu ve vodíku Br 2 + H 2 2 HBr Použití výroba anorganických bromidů, organické výroby

24 Jodovodík Příprava H 2 S + I 2 S + 2 HI V roztoku je HI téměř stálý, v plynné fázi se částečně rozkládá na směs H 2 a I 2 (typická rovnovážná reakce) H 2 + I 2 HI 2 Použití výroba anorganických jodidů, organické výroby

25 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

26 Příprava Halogenidy 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 CoCl 2. 6 H 2 O + 6 SOCl 2 CoCl SO HCl

27 Interhalogeny Halogeny mezi sebou tvořířadu interhalových látek (interhalogenidů), které vznikají přímou reakcí prvků, jsou dobře definované a jejich molekulovou strukturu lze odvodit z teorie VSEPR. Příklady ClF, IBr, BrF 3, IF 5, IF 7

28 Polyhalogenidy Jod tvoří polyjodidy I 3- až I 9- 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) I 2 + KI KI 3 (I 3 - je lineární)

29 Oxidy halogenů Fluor S kyslíkem tvoří fluorid kyslíku OF 2 (jedovatý plyn, poměrně stálý) reakcí fluoru s vodným roztokem alkalických hydroxidů 2 F KOH 2 KF + OF 2 + H 2 O molekula tvarově odpovídá H 2 O, vazby jsou kovalentní, nemá praktický význam

30 Oxidy halogenů Chlor Chlor tvoří řadu většinou nestálých oxidů bez většího významu, které jsou identifikovatelné jako plynné a kapalné meziprodukty při chemických reakcích Přehled Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2 (Cl +IV ), Cl 2 O 6 (Cl +VI ) a Cl 2 O 7 (nejstálejší)

31 Oxidy halogenů Brom Velmi nestálé oxidy Br 2 O a BrO 2 Jod I 2 O 5 nejstálejší oxid halogenů, bílá krystalická látka stálá do 300 C, příprava dehydratací kyseliny jodičné 2 HIO 3 I 2 O 5 + H 2 O

32 Oxokyseliny halogenů Od fluoru oxokyselina neexistuje, od ostatních halogenů jsou známy kyseliny typu HXO, HXO 2 (mimo jodu), HXO 3 a HXO 4 Některé z nich jsou velmi významné

33 Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO Obecná příprava 2 X HgO + H 2 O HgO. HgX HXO Reakce Cl 2 nebo Br 2 s vodou (ne I 2 ) Cl 2 + H 2 O HCl + HClO Slabé kyseliny, silné oxidační vlastnosti (zvláště v kyselém prostředí)

34 Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO soli chlornany, bromnany a jodnany, reakce ve vodném roztoku za chladu Cl NaOH NaCl + NaClO + H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 CaCl(OCl) + H 2 O chlorid-chlornan vápenatý dezinfekční a bělicí činidla (Savo, chlorové vápno)

35 Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO 2 HClO 2 a HBrO 2, málo významné, středně silné kyseliny, známé pouze v roztoku, soli chloritany a bromitany

36 Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO 3 silné kyseliny, známé pouze v roztoku 3 Cl KOH 5 KCl + KClO H 2 O reakce za horka kyseliny se ze solí připravují na iontoměničích nebo přes barnaté soli Ba(ClO 3 ) 2 + H 2 SO 4 BaSO HClO 3

37 Oxokyseliny halogenů kyselina jodičná se připraví oxidací jodu kyselinou dusičnou 3 I HNO 3 6 HIO NO + 2 H 2 O Anionty XO 3- mají tvar trojboké pyramidy (odvozené z tetraedru, hybridizace sp 3, 3 vazby X = O a nevazebný elektronový pár na halogenu)

38 Oxokyseliny halogenů Soli chlorečnany, bromičnany a jodičnany, významné zvláště KClO 3 a KBrO 3 Pro KClO 3 je typická disproporcionační reakce za tepla, při příliš vysoké teplotě jde rozklad až na KCl a O 2 4 KClO 3 3 KClO 4 + KCl chlorečnany jsou velmi silná oxidační činidla a s organickými látkami za tepla explodují

39 Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO 4 HClO 4 nejsilnější minerální kyselina, výroba z chloristanu draselného reakcí s kyselinou sírovou a vakuovou destilací, dodává se jako 70% roztok zředěná se chová jako neoxidující, Zn + 2 HClO 4 Zn(ClO 4 ) H 2 koncentrovaná nebo páry extrémně oxidující

40 Oxokyseliny halogenů HClO 4 Aniont tvar tetraedru, význačnou vlastností je neschopnost tvořit donor akceptorovou vazbu (netvoří žádné komplexy) HBrO 4 a HIO 4 nevýznamné včetně solí