Elementární nekovy, jejich jednoduché molekuly Plynný stav

Transkript

1 Elementární nekovy, jejich jednoduché molekuly Plynný stav Atmofilní prvky a molekuly vzácné plyny molekulární elementární nekovy H 2, N 2, O 2, O 3 Halogeny a jejich plynné sloučeniny halogeny, interhalogeny obrázky molekul a Lewisovy vzorce molekul v této přednášce čerpány z:

2 Atmofilní prvky a molekuly Složení suché atmosféry 78,08 % N 2 20,95 % O 2 0,93 % Ar 0,04 % ostatní CO 2, CH 4, H 2, O 3 Ne, He, Kr <10-1 ppm: NO x, CO, I 2, Xe v závislosti na výšce také: O 2+, O +, O, NO + picture(s):

3 Vzácné plyny picture(s):

4 picture(s): Vzácné plyny historie 1868 anglický astronom N. Lockyer objevuje při zatmění slunce novou spektrální linii - prvek pojmenován hélium z řeckého Hélios - Slunce 1900 F.E. Dorn detekuje radon jako produkt rozpadu Ra skotský chemik W. Ramsay postupně izoloval Ar, He, Ne, Kr a Xe z kapalného vzduchu (1904 Nobelova cena za chemii)

5 Vzácné plyny výskyt a využití Výskyt ve vzduchu v součtu do 1% objemu hélium v některých ložiskách zemního plynu radon v horninách a minerálních vodách obsahujících radium ve vesmíru je hélium druhý nejhojnější prvek (23 % He, 76 % H 2 ) Využití náplně do výbojek inertní atmosféra (vysokoteplotní metalurgie, svařování) náplně do žárovek pro ochranu W vlákna vzácné plyny jako kryogenní média (supravodiče, jaderné reaktory) plnění balónů a vzducholodí (He nehořlavé a lehčí než vzduch) Rn jako α-zářič při léčbě rakoviny picture(s):

6 Vzácné plyny vlastnosti z elektronové konfigurace ns 2 np 6 plyne inertní chování ~ inertní plyny do roku 1962 žádné známé sloučeniny první sloučenina připravena na základě úvah o podobné IE kyslíku a xenonu: PtF 6 (g) + O 2 (g) [O 2 ] + [PtF 6 ] - (g) PtF 6 (g) + Xe (g) Xe [PtF 6 ] (g) povaha vazeb nebyla objasněna následně připraveny další sloučeniny Xe s kyslíkem a fluorem: XeF 6, XeF 4, XeOF 4 atp. He, Ne, Ar sloučeniny netvoří; sloučeniny Kr pouze za nízkých teplot

7 T [ C] Vzácné plyny vlastnosti fyzikální vlastnosti těchto plynů dány velikostí meziatomových sil Londonovy disperzní síly (interakce indukovaných dipólů) He Ne Ar Kr Xe roste atomový poloměr a tím roste polarizovatelnost el. obalu velikost a přitahování indukovaných dipólů teplota varu a teplota tání Xe -100 Xe -150 Ar Ar Kr Kr He He Ne Ne t.v. t.t.

8 picture(s): Vodík 1671 anglický chemik R. Boyle pozoroval vývin plynu při reakci železných hoblin v kyselinách; nazval ho hořící vzduch 1766 jiný anglický chemik H. Cavendish identifikoval vodík jako prvek a jako první určil, že voda je sloučeninou vodíku a kyslíku 1783 A.L. Lavoisier prvek pojmenoval hydrogen (z řeckého hydro genao vodu tvořící) 1789 poprvé provedena elektrolýza vody Výskyt vodíku nejrozšířenější prvek ve vesmíru (75 hmotnostních %) na Zemi: výhradně ve sloučeninách (H 2 O, uhlovodíky, organická hmota) elementární pouze v atmosféře nad 100 km nebo v ropných plynech Tři známé izotopy vodík deuterium tritium 1 1 H 1 2 H 1 3 H výskyt 99,984 % 0,016 % % uměle připravený, radioaktivní

9 picture(s): Kovalentní vazba Vodík vazebné možnosti překryv AO a sdílení elektronů v molekulových orbitalech vlastnosti kovalentních sloučenin - polarita vazby H-X H ( =2,2) Cl ( =2,8) H δ+ - A δ- H ( =2,2) Si ( =1,7) H δ- - A δ+ molekuly s velkou polaritou vazeb (H-F, H-O, H-N, H-Cl) tvoří tzv. vodíkové můstky 10x silnější než interakce indukovaných dipólů ale cca 10x slabší než kovalentní vazba přítomnost vodíkových můstků výrazně ovlivňuje sílu binárních kyselin a body varů a tání látek vodíková vazba hraje důležitou roli v biochemických rovnováhách - např. v DNA zajišťuje vazbu mezi šroubovicemi interakcí jednotlivých bází

10 Vodík vazebné možnosti Iontová vazba H - 1s 2 [He] (podobnost s halogenidy) H(g) + e - H - (g) pouze se silně elektropozitivními prvky (1. a 2. skupina) např. NaH, CaH 2 nestabilní ve vodném roztoku = velmi silná báze H - + H 2 O H 2 + OH - H + proton (podobnost s alkalickými kovy) H(g) H + (g) + e - např. kovalentní polární sloučeniny jako HF, H 2 O atp. H + neexistuje volný - nepatrná velikost (r cm, atomy 10-8 cm) + náboj s vodou interaguje za vzniku oxoniového kationtu H + + H 2 O H 3 O + ten je dále hydratován za vzniku částic jako H 5 O 2+, H 7 O 3 + je tedy správnější psát při zápisu chemických reakcí v roztocích H 3 O + než H +

11 Vodík chemické vlastnosti Přímé slučování se všemi prvky periodické tabulky mimo vzácných plynů s nejelektronegativnějšími prvky ochotně (s F 2 a O 2 explozivně) s většinou prvků po úpravě teplot a tlaků, případně za přítomnosti katalyzátorů např. 3 H 2 (g) + N 2 (g) 450 C, 20 kpa, Fe 3 O 4 2 NH 3 (g) s elektropozitivními kovy za vzniku hydridů např. 2 Na + H 2 2 NaH Redukční činidlo - za zvýšené teploty využití při výrobě kovů adice H 2 na násobné vazby hydrogenace např. WO H 2 W + 3 H 2 O např. + H 2 picture(s):

12 Vodík příprava redukce H + : 2 H + (aq) + 2 e - H 2 (g) Reakce prvků s 1 a s 2 s vodou 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 silně exotermní reakce!! v některých případech explozivní!! Reakce méně ušlechtilých kovů s vodní parou 3 Fe (s) + 4 H 2 O (g) Fe 3 O 4 (s) + 4 H 2 (g) Reakce neušlechtilých kovů s vodnými roztoky kyselin a zásad Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 Zn + 2 NaOH + 2 H 2 O Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 oxidace H - : H - (s) + H 2 O(l) H 2 (g) + OH - (aq) Hydrolýza iontových hydridů CaH H 2 O H 2 + Ca(OH) 2 Tepelný rozklad hydridů přech. kovů (reakce budoucnosti)

13 Vodík příprava Laboratorní příprava musí splňovat určité požadavky: dostupnost surovin pro laboratorní použití, cena vs užitek možnost přípravy s dostupným laboratorním vybavením bezpečnost vs akceptovatelné riziko Příklad nevhodné laboratorní přípravy vodíku: proto je třeba rozlišovat mezi otázkou Jak připravíte vodík? a otázkou Uveďte laboratorní přípravu vodíku. video:

14 Vodík příprava redukce H + 2 H + (aq) + 2 e - H 2 (g) reakce prvků s 1 a s 2 s vodou 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 silně exotermní reakce!! v některých případech explozivní!! reakce méně ušlechtilých kovů s vodní parou 3 Fe + 4 H 2 O Fe 3 O H 2 reakce kovů s vodnými roztoky kyselin a zásad Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 Zn + 2 NaOH + 2H 2 O Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 vhodné pro laboratorní přípravu vodíku oxidace H - H - (s) + H 2 O(l) H 2 (g) + OH - (aq) hydrolýza iontových hydridů CaH H 2 O H 2 + Ca(OH) 2 tepelný rozklad hydridů přech. kovů (reakce budoucnosti)

15 Vodík výroba Elektrolýza vody Katoda: 2 H 2 O + 2 e - 2 OH - + H 2 Anoda: 2 OH - H 2 O + ½ O e - O 2 (g) H 2 (g) H 2 O H 2 + ½ O 2 Elektrolýza roztoku NaCl (solanka) produktem H 2 : 2 H + + 2e = H 2 (g) (katoda oddělena diafragmou) Cl 2 : 2 Cl - = Cl 2 + 2e (uhlíková anoda) a roztok NaOH anoda katoda voda NaCl NaCl (aq) NaOH (aq) (aq) iontově propustná membrána picture(s):

16 Vodík výroba Elektrolýza vody Katoda: 2 H 2 O + 2 e - 2 OH - + H 2 Anoda: 2 OH - H 2 O + ½ O e - Elektrolýza roztoku NaCl (solanka) - produktem H 2 (katoda), Cl 2 (anoda) a roztok NaOH H 2 O H 2 + ½ O 2 Reakce vodní páry s koksem nebo nasycenými uhlovodíky C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g) 1000 C (produktem tzv. vodní plyn) CH 4 (g) + H 2 O(g) CO(g) + 3 H 2 (g) 1100 C Konverze vodního plynu - vodní plyn reaguje s vodní párou při 500 C v přítomnosti katalyzátoru (Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 ) CO(g)/H 2 (g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) CO 2 se ze směsi odstraní vypíráním plynu v roztoku KOH picture(s):

17 picture(s): Použití vodíku ztužování tuků (hydrogenace nenasycených mastných kyselin) výroba NH 3 hnojiva, HNO 3 vodík výroba kovů redukcí z oxidů výroba organických sloučenin výroba HCl (přímou reakcí) výroba hydridů kovů raketové palivo palivové články, vodíkové hospodářství výroba vodíku elektrolýzou vody v době energetického přebytku např. jaderných elektráren skladování vodíku / energie použití vodíku v palivovém článku anoda: H 2 2 H + + 2e - katoda: ½ O H + H 2 O H 2 + ½ O 2 H 2 O účinnost celého procesu okolo 40 %

18 Dusík dusíkaté sloučeniny v historii používány dlouho střelný prach (KNO 3, dřevěné uhlí a síra), HNO 3 (aqua fortis) nebo směs HNO 3 a HCl (aqua regia) 1772 D. Rutherford popsal část vzduchu, která nehoří A.L. Lavoisier prvek pojmenoval azote (z řeckého azotos bez života) název nitrogen převzat z francouzštiny nitre (název pro KNO 3 ) géne (tvořící) radikální rozvoj chemie a užití dusíku nastal po vývoji katalytické oxidace NH 3 (1902, W. Ostwald, Nobelova cena 1909) a syntéze NH 3 z prvků (1909, F. Haber, C. Bosh, Nobelova cena 1918) Výskyt dusíku dusík je nejrozšířenější prvek atmosféry (78 objemových %) a šestý ve vesmíru biogenní prvek tvoří 16 % esenciálních bílkovin obsažen v minerálech hlavně KNO 3 a NaNO 3 (odpary mořských sedimentů) picture(s):

19 Dusík vazebné možnosti elementární dusík - stabilní dvouatomové molekuly, za normálních podmínek reaguje pouze s Li - vysoká energie vazby inertní chování - vysoká elektronegativita P = 3,04 oxidační stavy stabilní oxidační stavy 2s 0 2p 0 2s 2 2p 0 2s 2 2p 3 2s 2 2p 6 N +V N +III N 0 N III oxidace redukce další oxidační stavy N +I, N +II, N +IV N -I, N -II kovalentní vazba - tendence k tvorbě násobných vazeb, z důvodu malé velikosti hybridizuje na jednu z možných sp, sp 2, sp 3 - maximálně 4vazný, téměř vždy dosahuje oktetu - nízká energie vazby N-N ve sloučeninách (N 2 H 4 ), stabilizuje se tvorbou násobných vazeb (porovnejte strukturu HNO 3 a H 3 PO 4 ) iontová vazba - s nejelektropozitivnějšími prvky tvoří krystalické nitridy např. K 3 N, Ca 3 N 2

20 Dusík Příprava - v laboratoři se dusík většinou nepřipravuje, dostupný v tlakových lahvích - tepelným rozkladem některých amonných solí: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O NH 4 NO 2 N H 2 O NH 4 Cl + NaNO 2 N 2 + NaCl + 2H 2 O plynný dusík - oxidací amoniaku: 8 NH Br 2 N NH 4 Br 2 NH CuO N Cu + 3 H 2 O - tepelným rozkladem azidů využití v airbagu: 2 NaN 3 3 N Na 300 C (AgN 3 explozivně) Výroba - frakční destilace zkapalněného vzduchu (tzv. Lindeho proces) kapalný kyslík picture(s):

21 Použití dusíku ochranná atmosféra - balení potravin výroba NH 3 hnojiva, HNO 3 dusík kapalný dusík jako chladící medium ( t V = 77 K) inertní atmosféra v metalurgii, chemickém průmyslu proplachování chemických reaktorů inertní ředidlo chemikálií picture(s):

22 picture(s): Kyslík Leonardo da Vinci: vzduch se skládá ze dvou plynů, z nichž jeden se účastní hoření a je spotřebováván při dýchání 1772 kyslík připravili ve stejné době švédský chemik C.W. Scheele a anglický chemik J. Priestley z různých sloučenin (HgO, KNO 3, Ag 2 CO 3 ) 1777 A.L. Lavoisier prvek pojmenoval oxygen (z řeckého oxys geinomai kyseliny tvořící) a zformuloval také první teorii hoření Výskyt kyslíku třetí nejrozšířenější ve vesmíru nejrozšířenější prvek v zemské kůře (na Zemi až 2. za železem) 23 obj.% atmosféry (O 2, O 3, radikály) 89 hm.% hydrosféry 46 hm.% litosféry (horniny, minerály) O 2 reaguje s redukujícími plyny vulkanického původu O 2 spotřebován při hoření fosilních paliv dýchání živočichů O 2 spotřebován při zvětrávání hornin kyslík je součástí rovnováhy v ozónové vrstvě tvorba O 2 fotosyntézou vázaný kyslík v sedimentech

23 Kyslík vlastnosti a vazebné možnosti elementární kyslík - vysoká elektronegativita O = 3,5 - vysoká reaktivita díky nižší energii vazby než u N 2 ( E O-O (O 2 ) = 498 kj/mol oproti E N-N (N 2 ) = 946 kj/mol ) - kyslík se přímo slučuje téměř se všemi prvky oxidační stavy - vysoká 1.IE kladné ox. stavy pouze s fluorem (OF 2, O 2 F 2 ) - v ostatních sloučeninách záporné oxidační stavy kovalentní vazba - hybridizuje na jednu z možných sp, sp 2, sp 3 - většinou jedno- nebo dvouvazný, téměř vždy dosahuje oktetu - ochotně tvoří násobné vazby (volné el. páry na malém atomu) iontová vazba - s nejelektropozitivnějšími prvky tvoří krystalické oxidy, peroxidy např. K 2 O, BaO 2

24 MO diagram N 2 vs O 2 σ z a σ z a π xa π y a π xa π y a 2p σ z b 2p 2p 2p π xb π y b π xb π y b σ z b 2s σ s a 2s 2s σ s a 2s σ s b σ s b N N 2 N O O 2 O MO s s-p interakcí MO bez s-p interakce řád vazby = 3 řád vazby = 2 vyšší E vazby, kratší vazba nižší E vazby, delší vazba diamagnetická molekula paramagnetická molekula

25 Kyslík Příprava - tepelný rozklad oxidů ušlechtilých kovů nebo kovů ve vyšších oxidačních stavech: 2HgO (s) 2Hg (l) + O 2 (g) (historická příprava) 2PbO 2 (s) 2PbO (s) + O 2 (g) - tepelný rozklad solí bohatých na kyslík: 2KClO 3 (s) 2KCl (s) + O 2 (g) 2KMnO 4 (s) K 2 MnO 4 (s) + MnO 2 (s) + O 2 (g) - katalytický rozklad H 2 O 2 2H 2 O 2 (aq) MnO 2 2H 2 O (l) + O 2 (g) - oxidace peroxidu vodíku: 2 KMnO H 2 O H 2 SO 4 5 O 2 + K 2 SO MnSO H 2 O (Ca(ClO) 2, K 2 Cr 2 O 7 ) Výroba - frakční destilace zkapalněného vzduchu produkce 100 mil t ročně (tzv. Lindeho proces)

26 Použití kyslíku výroba oceli (dekarbonizace surového železa) medicínské použití kyslíkové stany, podpora dýchání kyslík sváření a řezání kovů chov ryb využití v chemickém průmyslu, při výrobě skla, bělení papíru oxidovadlo pro raketová paliva čištění vody picture(s):

27 Ozón hybridizace středového kyslíku sp 2 lomená molekula ( = 117 ) příprava výroba použití 2 KMnO 4 + H 2 SO 4 konc. O 3 + K 2 SO MnO 2 + H 2 O ozonizátory - tichý výboj na kyslík elektrolýza konc. roztoku HClO 4 při -50 C dezinfekce pitné vody (náhrada chlóru) organické syntézy tvorba kyslík absorbuje vysokoenergetické UV ( nm) O 2 + h 2 O O + O 2 + M O 3 + M * ozón absorbuje nízkoenergetické UV ( 300 nm) O 3 + h O 2 + O rovnovážná koncentrace O 3 v atmosféře M další molekuly v atmosféře (N 2 apod.) odvádějí přebytečnou energii picture(s):

28 Ozónová vrstva - mezi 15 a 40 km nad zemí v závislosti na ročním období a zeměpisné poloze - O 3 ve vrstvě absorbuje vysokoenergetické záření Slunce pod 290 nm (UV-C) nebo ho zeslabuje (UV-B) - při stlačení na p = 1 atm při t = 0 C vrstva měří 3 mm 1 D.U. (Dobsonova jednotka) = 0,01 mm picture(s):

29 Ozónová vrstva degradace ozónu oxidy dusíku NO a NO 2 katalyticky reagují s ozónem (aniž by byly spotřebovány) ozón je také degradován vlivem freonů (CFC) CFCl 3 + UV-záření CFCl 2 + Cl Cl + O 3 ClO + O 2 ClO + O Cl + O 2 1 Cl zničí molekul O 3 než zreaguje např. s H, aby spadl na zem jako HCl při dodržení současného snížení používání CFC: ozónová díra nad Antarktidou se může uzavřít v roce 2050 picture(s):

30 Halogeny jediná skupina periodické tabulky, která obsahuje prvky ve všech třech skupenských stavech picture(s):

31 picture(s): počet známých prvků Halogeny - historie : Scheele NaCl + MnO 2 + H 2 SO 4 Cl 2 + MnCl 2 + Na 2 SO 4 název z řeckého chlóros 1811: Courtois I 2 z mořských řas - zelenožlutý : Balard Br 2 z mořské solanky : Corson,MacKenzie Ségre Bi + 2 n + At : Moissan F 2 elektrolýzou KF:HF v roce 1906 Nobelova cena rok objevu

32 Vlastnosti halogenů stoupá atomový poloměr stoupá polarizovatelnost elektronového obalu roste velikost indukovaných dipólů stoupá teplota varu a teplota tání teplota varu pokojová teplota teplota tání fluor chlor brom jod picture(s):

33 Vazebné možnosti halogenů mimořádné postavení fluoru - nejvyšší elektronegativita v periodické tabulce ( =3,98), vysoká IE a EA - malá velikost malá polarizovatelnost iontové (pevné) vazby - nedostupnost d-orbitalů nepřekračuje oktet iontové vazby - snadná tvorba X - díky velké elektronové afinitě (1 e - do konfigurace vz. plynu) dosažení oktetu kovalentní vazby - dosažení oktetu sdílením el. párů v kovalentní vazbě - díky vysoké elektronegativitě jsou vazby často polární - Cl, Br a I mají dostupné d-orbitaly překročení oktetu - násobné vazby využívají k posílení málo polárních vazeb: vazba Cl-O méně polární než vazba I-O

34 Vlastnosti halogenů redox chování stoupá atomový poloměr klesá elektronegativita klesají oxidační vlastnosti F 2 vytěsnění těžšího halogenu F - F 2 F 2 jedno z nejsilnějších oxidačních činidel vůbec - oxiduje i vodu: 2 F H 2 O 4 HF + O 2 - většinu prvků oxiduje do max. ox. stavů (OsF 8, PtF 6, IF 7, SF 6 atd.) Cl 2 Cl - + F 2 Cl 2 + F - Cl 2 silné oxidační činidlo - oxiduje nekovy většinou do max. ox. stavů: 4 Cl 2 + S 2 O H 2 O 2 SO Cl H 3 O + Br 2 Br - + Cl 2 Br 2 + Cl - fluorem až na BrO 3 - Br 2 stále oxidační vlastnosti 4 Br 2 + S 2 O H 2 O 2 SO Br H 3 O + ale také: H 2 S (g) + Br 2 (aq) 2HBr (aq) + S (s) I 2 I - + Br 2 I 2 + Br - chlorem a fluorem až na IO 3- /IO 4 - I 2 pouze slabé oxidační účinky I S 2 O I - + S 4 O 6 2- H 2 S (g) + I 2 (aq) 2 HI (aq) + S (s)

35 Reakce halogenů oxidační působení halogenů - pokračování vytěsní elektronegativní složku jako prvek: SiO 2 + 2F 2 SiF 4 + O 2 H 2 S + Br 2 2HBr + S nebo reagují s oběma prvky H 2 S + 4F 2 2 HF + SF 6 popř. se na molekulu adují SO 2 + Br 2 SO 2 Br 2 PCl 3 + Cl 2 PCl 5 CO + Cl 2 COCl 2 oxidace halogenů do kladných oxidačních stavů F 2 nelze snadnost oxidace stoupá Cl 2 + F 2 ClF 3 ; oxoanionty pouze disproporcionací: Cl 2 + NaOH NaClO + NaCl Br 2 + O 3 Br 2 O 5 3 I HNO 3 6 HIO NO + 2 H 2 O 3 I Cl H 2 O 2 HIO HCl

36 Reakce halogenů reakce s vodou 20 C -40 C není kyselina fluorná 2 F 2 + H 2 O 4 HF + O 2 nebo F 2 + H 2 O HF + HFO H + O + F - Cl 2 + H 2 O HClO + HCl reakce běží pomalu, ustaví se rovnováha Br 2 + H 2 O reakce téměř neprobíhá = příprava bromové vody (Br 2 (aq)) I 2 + H 2 O reakce téměř neprobíhá, jód je ve vodě nerozpustný reakce se zředěnými roztoky alkalických hydroxidů za studena 2 F 2 + 2NaOH 2NaF + OF H 2 O X 2 + 2NaOH NaXO + NaX + H 2 O (X = Cl, Br, I); pro I 2 omezeně + H 3 O + reakce s koncentrovanými roztoky alkalických hydroxidů za tepla 3 X KOH KXO KX + 3 H 2 O (X=Cl, Br, I) + H 3 O +

37 Výskyt halogenů fluor díky vysoké reaktivitě výhradně v minerálech CaF 2 kazivec (fluorit) Na 3 [AlF 6 ] kryolit Ca 5 F(PO 4 ) 3 fluoroapatit fluorit chlor minerály NaCl halit, KCl sylvit mořská voda (obsah NaCl do 3,5 %) halit brom mořská voda společně s Cl (např. Mrtvé moře 4g/dm 3 Br ) jod mořské řasy, vody slaných bažin (USA, Jap.) minerály Ca(IO 3 ) 2 lantarit NaIO 3 v chilském ledku (NaNO 3 ) picture(s):

38 Výroba halogenů F 2 elektrolýzou taveniny KF+HF (1:2-1:3) 2F F 2 (g) + 2 e směs KF/HF se získá z kazivce: CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO HF HF + KOH = KF + H 2 O Cl 2 elektrolytickou oxidací vodných roztoků NaCl nebo přírodní solanky 2 Cl - = Cl e (anoda - uhlík) 2 H + + 2e = H 2 (g) (katoda oddělena diafragmou) voda NaCl (aq) NaOH (aq) oxidací HCl vzdušným O 2 : 4 HCl + O 2 CuCl 2, 450 C 2 Cl H 2 O picture(s):

39 Výroba halogenů F 2 elektrolýzou taveniny KF+HF (1:2-1:3) 2F F 2 (g) + 2 e směs KF/HF se získá z kazivce: CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO HF HF + KOH = KF + H 2 O Cl 2 elektrolytickou oxidací vodných roztoků NaCl nebo přírodní solanky 2 Cl - = Cl 2 + 2e (anoda - uhlík) 2 H + + 2e = H 2 (g) (katoda oddělena diafragmou) oxidací HCl vzdušným O 2 : 4 HCl + O 2 2 Cl 2 + 2H 2 O Br 2 z mořské vody: 2 Br + Cl 2 = Br Cl I 2 z chilského ledku: 2 NaIO NaHSO Na 2 SO 3 = 5 Na 2 SO 4 + I H 2 O z výluhu popela mořských řas: 2 I + 2 NO H 3 O + = I NO + 6 H 2 O

40 Příprava halogenů fluor pouze tepelným rozkladem (fluoridy nelze chemickou cestou zoxidovat): 2 CoF 3 2 CoF 2 + F 2 IF 7 IF 5 + F 2 Cl 2, Br 2, I 2 oxidací halogenidů nebo halogenovodíkových kyselin 4 HCl+ MnO 2 = MnCl 2 + Cl H 2 O 16 HBr+ 2 KMnO 4 = 2 MnBr Br KBr + 8 H 2 O 4 HI + O 2 = 2 I H 2 O synproporcionací Cl + ClO + 2 H 3 O + = Cl H 2 O 5 Br + BrO H 3 O + = 3 Br H 2 O 5 I + IO H 3 O + = 3 I H 2 O redukcí z vyšších ox. stavů 2 IO HSO H 3 O + = 5 HSO 4 + I H 2 O I 2 O CO = I CO 2 (detekce CO) vytěsnění těžšího halogenu 2 KBr + Cl 2 = Br KCl 2 KI + Br 2 = I KBr

41 picture(s): Použití fluoru a chloru při obohacování uranu přes UF 6 výroba SF 6 (inertní dielektrikum používané v transformátorech) fluor výroba fluoračních činidel (ClF 3, BrF 3 apod.) pro - výrobu fluorovaných polymerů (PTFE Teflon) - chladicích medií (CFC, od r zakázané) chlor bělení papíru nebo textilu většina využita při výrobě a přípravě chlorovaných organických látek, např. 1,2-dichlorethan pro výrobu PVC chlorovaná rozpoštědla (chloroform, chlorbenzen apod.) dezinfekce pitné vody výroba anorganických sloučenin: HCl, HClO, NaClO 3, SiCl 4, SOCl 2 atd. bojový plyn naposledy prokazatelně použit ve válce v Iráku v roce 2007

42 Použití bromu a jodu bromované uhlovodíky retardéry hoření, léčiva, barviva brom nematocidy, herbicidy, pesticidy, insekticidy halogenidy stříbra ve fotografii dezinfekce jod v analytické chemii katalyzátor při výrobě syntetického kaučuku, barviv, pigmentů výroba anorganických sloučenin, hlavně KI sloučeniny jódu jako kontrastní látky při RTG vyšetření picture(s):

43 Interhalogeny XY n (n = liché) X/Y n F Cl Br I 1 F 2 ClF BrF IF F 3 ClF 3 BrF 3 IF 3 5 ClF 5 BrF 5 IF 5 7 IF 7 (sublimuje) Cl 1 Cl 2 BrCl ICl plyn kapal. kryst. 3 ICl 3 Br 1 Br 2 IBr I I 2 je-li n = sudé, jedná se o kationtové částice, např. ICl 2+, Cl 2 F + existují i molekuly s povahou aniontů, tzv. polyhalogenidy: I 3 - (rozpouštění I 2 v roztoku KI), ICl 2 -

44 Interhalogeny XY n (n = liché) příprava přímá syntéza z prvků např. Cl F 2 2 ClF 3 ( C) reaktivita XF 5 > XF 3 > XF při stejném n ClF > BrF > IF podobnost s halogeny: disproporcionace 3 BrF Br 2 + BrF 3 5 IF 2 I 2 + IF 5 hydrolýza ClF H 2 O 3 HF + HClO 2 IF H 2 O HIO HF použití halogenační činidla U + 2 ClF 3 UF 6 + Cl 2 (obohacení uranu) ICl 3 ICl + Cl 2 příprava polyhalogenových kationtů ClF 3, ClF 5 jako raketová paliva ICl 3 + SbCl 5 [ICl 2 ] + [SbCl 6 ] -