Nekovové prvky této skupiny se vyznačuji pěknými krystaly

Transkript

1 16. skupina chalkogeny prvky s 2 p I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII 1 H n s n p He 1 kyslík 2 Li Be B C N F Ne 2 3 Na Mg (n-1) d Al i P Cl Ar 3 síra 4 K Ca c Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As e Br Kr 4 selen 5 Rb r Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In n b Te I Xe 5 66 Cs Ba Lu Hf Ta W Re s Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Lr Rf Ha 7 telur La Ce Pr Nd Pm m Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb polonium Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Katedra chemie FP TUL kchtul.cz ACH 08 e Te Nekovové prvky této skupiny se vyznačuji pěknými krystaly zdroj: mindat.org 1

2 kyslík plynný nekov síra pevný nekov selen telur polokov polokov polonium kov 2

3 Chalkogeny Přednáška je zpracována na základě původní přednášky profesora Davida edmidubského VŠCHT Praha Kyslík - historie ~ 1770 Priestley, cheele izolace kyslíku z několika sloučenin (rozklad červeného Hg, KN 3, Ag 2 C 3 ) teorie flogistonu při hoření se uvolňuje flogiston, při saturaci flogistonem dochází k potlačení hoření kyslík vzduch zbavený flogistonu 3

4 Kyslík - historie 1777 Lavoisier návrh názvu oxygen (z řeckého oxys geinomai kyseliny tvořící) formulace dnešní teorie hoření Výskyt kyslíku Volný - nejrozšířenější prvek na zemském povrchu v atmosféře (21,02 at. % 23,15 % hm.) rozpuštěný v povrchových vodách a ve světových oceánech biologického původu (fotosyntéza) chlorofyl enzymy H 2 + C 2 + hυ 2 + CH 2 (sacharidy atd.) ve stratosféře (10 50 km) ozónová vrstva chránicí obyvatele Země před intenzivním ultrafialovým zářením 4

5 Výskyt kyslíku Ve sloučeninách v horninách zemské kůry 45,5 hmotn. % voda horniny minerály půdy Kyslík metody přípravy Tepelný rozklad oxidů 2 Pb 2 2 Pb + 2 Rozklad peroxidů 5 H KMn H K Mn H 2 Tepelný rozklad kyslíkatých solí 2 KCl 3 2 KCI + 2 Elektrolýza 4 H 2 H e (anoda) 5

6 Kyslík výroba Frakční destilace zkapalněného vzduchu zbaveného H 2 a C 2 Kyslík použití V současnosti je třetím nejrozšířenějším chemickým produktem výroba oceli výroba železa (vysoké pece) výroba syntézního plynu výroba skla 6

7 Kyslík použití V současnosti je třetím nejrozšířenějším chemickým produktem v chemickém průmyslu (Ti 2, ethylenoxid, vinylchlorid) čištění vody pěstování ryb řezání a sváření raketové palivo Vazebné možnosti kyslíku Záporné oxidační stavy Iontová vazba s vysloveně elektropozitivními prvky 2 K + 2 ; Ca 2+ 2 s ostatními méně elektropozitivními prvky webelements.com 7

8 Vazebné možnosti kyslíku Záporné oxidační stavy Kovalentní vazba koordinace 1 atomu na atom (H, 2 ) 1σ vazba koordinace 1 atomu na atom (C, C 2 ) 1σ vazba π vazby koordinace 2 atomů na atom (H 2 ) 2 σ vazby H C H H Vazebné možnosti kyslíku ku Záporné oxidační stavy koordinace 2 atomů na atom ( 3 ) 2σ vazby + π vazba koordinace 3 atomů na atom (H 3 + ) 3 σ vazby koordinace 4 atomů na atom (Al 2 3 ) 4 σ vazby H Al H Al Al H Al 8

9 Vazebné možnosti kyslíku ku Kladné oxidační stavy Kovalentní vazby elektronové páry jsou přetaženy např. fluorem 2 F 2, F 2 webelements.com zón příprava 2 KMn 4 + H K Mn 2 + H 2 elektrolýza HCl 4 ( 50 C) výroba ozonizátory: tichý el. výboj 2 2 ultrafialové záření po zkapalnění se frakční destilací získá 10% 3 9

10 zón použití dezinfekce pitné vody organické syntézy (kyselina peroxooctová, pelargonová, azelaová, ozonidy) konzervárenský průmysl zónová vrstva vysokoenergetické UV (250nm) 2 + hν M 3 + M nízkoenergetické UV (<310 nm) 3 + hν 2 + rovnovážná koncentrace 3 destrukce 3 CCl 2 F 2 + hν CClF 2 + Cl Cl + 3 Cl Cl Cl

11 Chemické vlastnosti kyslíku Kyslík se přímo slučuje téměř se všemi prvky (vyjma vzácných plynů, halogenů a některých ušlechtilejších kovů). Reakce jsou někdy značně exotermické až explozivní (radikálové), někdy naopak velmi pomalé (molekulové) Nejvýznamnější binární sloučeniny: xidy Peroxidy Hyperoxidy Peroxosloučeniny zonidy Fluoridy xidy loučení prvků: + 2 = 2 loučení prvků s kyslíkem vázaným v jiné sloučenině: Cd + C = Cd + C Redukce vyššího oxidu W 3 + H 2 = W 2 + H 2 11

12 xidy Termický rozklad kyslíkatých sloučenin: NH 4 N 3 = N H 2 Dehydratace kyselin a hydroxidů: 2 HI 3 = I H 2 2 Al(H) 3 = Al H 2 Hydrolýza WCl H 2 = W HCl 2 Bi(N 3 ) H 2 = Bi HN 3 t t t Peroxidy Peroxid vodíku H 2 2 : bezbarvá kapalina, nestálá, rozkládá se Příprava: Ba 2 + H 2 4 = Ba 4 + H 2 2 H H 2 = 2 H H 2 2 Výroba: 2 (CH 3 ) 2 CHH + 2 (CH 3 ) 2 C + H 2 2 Et H H 2 2 Et H2 H 2 2 H 12

13 Peroxidy Peroxid vodíku H 2 2 : Vlastnosti: 2 H H oxidace: H H 2 redukce: Ag 2 + H Ag + H Peroxidy Peroxidy: soli peroxidu vodíku iontové látky Příprava: neutralizací H 2 2 hydroxidy alkalických kovů reakcí s 2 s alkalickými kovy (vyjma Li): 2 Na + 2 = Na 2 2 srážecími reakcemi: Ca(H) 2 + H 2 2 = Ca 2 + 2H 2 13

14 Hyperoxidy, ozonidy a peroxosloučeniny Hyperoxidy: Příprava: zahříváním kovů, oxidů, nebo peroxidů v nadbytku nebo za zvýšeného tlaku 2 K + 2 K 2 webelements.com Hyperoxidy, ozonidy a peroxosloučeniny zonidy: Příprava: reakcí ozonu se suchými hydroxidy alkalických kovů KH = 2 K H 2 ozonolýzou adicí na C=C a C C 14

15 Hyperoxidy, ozonidy a peroxosloučeniny Peroxosloučeniny kyselina peroxodisírová Výroba: elektrolýzou kyseliny sírové 2 H 4 H e (Pt anodě) Fluoridy kyslíku Fluorid kyslíku F 2 : formální anhydrid HF Příprava: reakcí F 2 s velmi zředěným (2%) vodním roztokem hydroxidu sodného 2 F NaH F NaF + H 2 vyšší koncentrace H - F 2 + H F + H 2 15

16 Fluoridy kyslíku Difluorid dikyslíku 2 F 2 : nestálá žlutá látka - rozkládá se již při 160 C (rychlostí cca 4%/den) Příprava: působením tichého elektrického výboje na směs plynů za nízkého tlaku 2 + F 2 = 2 F 2 0,9-2, Pa tichý elektrický výboj Výskyt 16. prvek v zemské kůře (0,052%) volná vulkanického původu podzemní Texas, Louisiana, Polsko (evaporitní ložiska elementární ) H 2 ropa, zemní plyn sulfidy Fe 2, Cu, Zn sírany Ca 4 2H 2, rozpustné sírany (mořská voda t/km 3 ) 16

17 Výskyt e 66. prvek zemské kůry (9x10 6 %) selenidy (sulfidické rudy) Fe(,e) 2, Ag 2 (,e) seleničitany Me 3 (M = Cu, Pb, Zn) Výskyt Te 73. prvek zemské kůry (2x10 7 %) telluridy AgAuTe 4 (sylvanit), Cu 2 (,Te) Pb 5 Au(Te,b) (nagyagit) telluričitany PbTe 3 17

18 Po Výskyt smolinec (U 3 8 ) 0,1 mg/t Chalkogeny metody přípravy amorfní (aq) + 2H + (aq) H 2 (l) + 2 (g) + (s) e Ag 2 e + Na 2 C Ag + Na 2 e 3 + C 2 H 2 e H 2 e + 2 H

19 Te Chalkogeny metody přípravy Cu 2 Te + Na 2 C Cu + Na 2 Te 3 + C 2 Na 2 Te 3 + H 2 4 Te 2 + Na H 2 Te NaH Na 2 Te 3 + H 2 Na 2 Te 3 + H 2 Te + 2 NaH + 2 elektrolýzou 650 C Po bombardováním Bi neutrony v reaktoru β Bi (n, γ) Bi Po Pb 5,01 dní α 138,4 dní Chalkogeny výroba těžba Frashovým způsobem izolace H 2 ze ZP a ropy jímání do vodného roztoku ethanolaminu 2 H H C bauxit 2 H H (Clausova metoda) z pyritů 4 Fe Fe Fe 2 3 3H H 2 2 Fe + 6 H

20 Chalkogeny výroba e létavý prach při pražení 2 rud, kaly při výrobě H 2 4KCN + e KCNe KCNe + HCl e + HCN + KCl Te anodové kaly při rafinaci Cu, rozpouštění v oleu, redukce Zn Po bombardování Bi neutrony íra Frashův způsob těžby 20

21 íra Frashův způsob těžby Tři koncentrické trubky: Ø 2,5; 10 a 20 cm Chalkogeny použití výroba 2 (H 2 4 ) vulkanizace kaučuku výroba střelného prachu ochrana rostlin výroba thiosíranu sodného (fotografie) 21

22 e Chalkogeny použití fotoelektrické články (fotovodivost) xerografie (xero - suchý, grafe psaní) barvení skla, u, smaltu ve farmaceutickém průmyslu Te Chalkogeny použití 90% - výroba kovů (železa, slitin) tónování skel katalyzátory 22

23 Po Chalkogeny použití radioaktivita zdroj světla elektrické napětí radioaktivní záření přispělo k značnému rozvoji chemie (ač malá množství) truktura elementárních chalkogenů ortorombická, monoklinická 95,6 C C 200 C 8 (α) 8 (β) 4-6 (l) 8 (l) plastická >200 C 445 C 4-6 (l) 2-6 (g) (atom.) amorfní 23

24 truktura elementárních chalkogenů e 2 formy nekovové (obdoba rombické a monoklinické síry) e 8 šedý kovový e červený e (amorfní) truktura elementárních chalkogenů Te jako šedý selen webelements.com 24

25 truktura elementárních chalkogenů Po dimorfní (α) (β) webelements.com Vazebné možnosti chalkogenů ns 0 np 0 ns 2 np 0 ns 2 np 2 ns 2 np 4 ns 2 np 6 VI IV II 0 II e VI e IV e II e 0 e II Te VI Te IV Te II Te 0 Te II Po VI Po IV Po II Po 0 Po II oxidace odtržení elektronů redukce přijetí elektronů 25

26 Vazebné možnosti chalkogenů Záporné oxidační stavy koordinace 1 atomu na atom chalkogenu (H, 2 ) H 1σ vazba koordinace 1 atomu na atom chalkogenu (C 2 ) 1σ vazba + π vazby C Vazebné možnosti chalkogenů koordinace 2 atomů na atom chalkogenu (H 2, H 2 e, H 2 Te) 2 σ vazby překryvem A p (Ch) s dvojicí A 1s (H) - nezavádí se hybridizace, protože vazebný úhel H-Ch-H je blízký 90 (VEPR) < HH = 104,5 ; HeH = 91 ; HTeH = 90 H 92,2 H 26

27 Vazebné možnosti chalkogenů koordinace 3 atomů na atom chalkogenu (H 3 + ) 3 σ vazby překryvem sp 3 () s trojicí A 1s H H H H Kladné oxidační stavy Elektronové páry σ π n Hybridizace Typ Tvar Příklad sp 2 (pd 2 ) AB 2 E lomený sp 2 (pd 2 ) AB 3 trigonální sp 3 AB 4 tetraedr. 2 Cl 2, e sp 3 AB 3 E trig. pyr. Cl 2, ef sp 3 AB 2 E 2 lomený H 2, 2 Cl sp 3 d AB 4 E nepr. tetr. TeCl 4, ef sp 3 d 2 AB 6 oktaedr F 6, ef 6, Te(H) sp 3 d 2 AB 5 E tetr. pyram. [MeTeI 4 ] 27

28 Chemické vlastnosti chalkogenů nekovová síra... kovové polonium snižující se tendence tvořit dvojnou vazbu., e a Te značná vzájemná podobnost neschopnost tvořit H můstky působí oxidačně na kovy, kyslík a halogeny je oxidují Chemické vlastnosti chalkogenů Nejvýznamnější binární sloučeniny: Hydridy (chalkogenovodíky) Chalkogenidy Halogenidy xidy xokyseliny Halogenid oxidy 28

29 Chemické vlastnosti chalkogenů palováním na vzduchu shoří: + 2 = 2 Energicky reagují s fluorem a chlorem: (s) + 2 F 2 (g) = F 4 (g) e(s) + 3 F 2 (g) = ef 6 (g) Chemické vlastnosti chalkogenů Reagují s horkými kyselinami (H 2 4, HN 3 nikoliv HCl) a hydroxidy: H 2 4 = 2 H (s) + 6 HN 3 = 2 H 2 (l) + H 2 4 (aq) + 6 N 2 (g) 3 (s) + 6 H (aq) = 2 2 (aq) (aq) + 3 H 2 (l) (s) (aq) = (aq) Rozpouštějí se ve vodných roztocích alkalických chalkogenidů: n(s) + 2 (aq) = 2 n+1 2 (aq) (n = 1-8) 29

30 Chemické vlastnosti chalkogenů Rozpouštějí se v oleu za vzniku jasně zbarvených roztoků obsahujících polyatomové kationty M x n+ kovy, zejména alkalickými tvoří chalkogenidy Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 vytěsňovací reakcí HCl (v Kippově přístroji): Fe(s) + 2 H + (aq) + 2 Cl (aq) H 2 (g) + Fe 2+ (aq) + 2 Cl (aq) b 2 3 (s) + 6 HCl(aq) 2 bcl 3 (aq) + 3 H 2 (g) přímou syntézou z prvků z ropy a zemního plynu (Clausova metoda) 30

31 Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 e hydrolýza: Al 2 e H 2 3 H 2 e + 2 Al(H) 3 přímou reakcí e par a H 2 e(g) + H 2 (g) H 2 e Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 Te hydrolýza: Al 2 Te H 2 3 H 2 Te + 2 Al(H) 3 vytěsnění z telluridů: CuTe + 2 HCl H 2 Te + CuCl 2 redukce: Na 2 Te TiCl H 2 H 2 Te + 6 Ti HCl + NaCl elektrolýza 15-20% roztoku H 2 4 na tellurové elektrodě (20 C, 4,5A; V) 31

32 Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 Po redukce Po zředěnou HCl na Mg folii (jen stopová množství) Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Redukční vlastnosti: 2 H 2 (g) (g) 2 H 2 (l) (g) ( (s)) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(l) + (s) H 2 (g) + H 2 4 (l) 2 H 2 (l) + 2 (g) + (s) H 2 (g) + 2 Fe 3+ (aq) 2 Fe 2+ (aq) + 2 H + (aq) + (s) 3 H 2 (g) + Cr (aq) + 8 H + (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 (l) + 3 (s) 5 H 2 (g) + 2 Mn 4 (aq) + 6 H + (aq) 2 Mn 2+ (aq) + 8 H 2 (l) + 5 (s) 32

33 Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Acido-bazické vlastnosti: I.st. H 2 (g) + H 2 (l) H 3 + (l) + H (aq) II.st. H 2 (l) + H (aq) H 3 + (l) + 2 (aq) Chemické vlastnosti chalkogenovodíků rážecí reakce (se sulfanem apod. selanem, tellanem): využívají se v kvalitativní analytické chemii protože většina chalkogenidů je nerozpustných ve vodě 33

34 Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Reakce chalkogenidů s volnými chalkogeny: Na 2 + x Na 2 x+1 irovodíkový postup analýzy dnes je tento postup používán hlavně z didaktických důvodů, protože podává systematický přehled o důležitých reakcích kationtů 34

35 Chalkogenidy Chalkogenidy zejména elektropozitivnějších kovů můžeme považovat za soli chalkogenovodíkových kyselin. webelements.com Chalkogenidy Příprava: přímé slučování z prvků: Fe + Fe reakce síranů s uhlíkem: Na C Na C srážení sulfanem z okyselených vodných roztoků - 1. a 2. anal. tř. (Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ge, n, Pb, As, b, Bi): Cu 2+ + H H 2 Cu + 2 H 3 + srážení (NH 4 ) 2 z alkalických roztoků 3. anal. tř. (Mn, Fe, Co, Ni, Zn, In, Tl) Zn Zn 35

36 Chalkogenidy Použití: kvalitativní analýza akumulátory Na/ (kapalné elektrody, pevný elektrolyt): 2 Na(l) + n(l) Na 2 x (s) Halogenidy 36

37 Halogenidy Halogenidy Hexahalogenidy Příprava: jako vedlejší produkt F 6 F 4 + F 2 F 6 Vlastnosti: plyn, vyjímečně stálý, kovalentní, inertní vůči vodě ef H 2 H 2 e HF TeF H 2 H 6 Te HF Použití: vysoká dielektrická konstanta izolátory ve vysokonapěťových spínačích, generátorech ef 6 e BF 3 ef 6 + B 2 3 TeF 6 Te BF 3 TeF 6 + B 2 3 webelements.com 37

38 Halogenidy Dekahalogenidy 2 F F 2 2 F F 10 F 4 + F 6 ClF 5 + H 2 2 F HCl 2 F 10 + Br 2 (Cl 2 ) 2 BrF 5 (Cl) webelements.com Halogenidy Tetrahalogenidy F 4 Cl NaF F Cl NaCl Lewisova kyselina i báze (amfoterní) F H HF ef 4 přímou halogenací TeF 4 PoF 4 Použití: fluorační činidla Te HI TeI H 2 webelements.com 38

39 Cl 2 Dihalogenidy: Příprava: Halogenidy 2 Cl 2 (l) + Cl 2 (g) 2 Cl 2 (l) oranžově červená kapalina Použití: značný průmyslový význam v chemickém průmyslu díky snadné adici na násobné vazby (thiochlorace) zpracování minerálů v metalurgii rozpouštědlo síry (vulkanizace kaučuku) Vlastnosti: Cl C 2 H 4 (CH 2 CH 2 Cl) 2 YPERIT webelements.com Halogenidy Monohalogenidy (dimerní): 2 F 2 4 (s) + 2 AgF(s) 2 F 2 (l) + 2 Ag 2 (s) 2 Cl 2 2 (l) + Cl 2 (g) 2 Cl 2 (l) Polyhalogenidy: x Cl 2 redukcí 2 Cl 2 vodíkem na vlhkém vzduchu dýmá 2 2 Cl H HCl zlato-žlutá kapalina Cl webelements.com Cl 39

40 xidy e Te Po I ( 2 ) II () Te Po III ( 2 3 ) IV 2 e 2 Te 2 Po 2 VI 3 e 3 Te 3 1,3,n 4 xidy výroba Dioxidy 2 e 2 (s) + 2 (g) 2 (g) Cu(s) (g) 2 Cu(s) + 2 (g) e(s) + 2 (g) e 2 (g) Te 2 Te(s) + 2 (g) Te 2 (s) Po 2 Po(s) + 2 (g) Po 2 (g) Trioxidy (s) + 2 (g) 2 3 (g) katalytická oxidace V 2 5 Peroxidy (g) 4 v ozonizátoru 40

41 xidy příprava Dioxidy 2 Cu(s) + 2 H 2 4 (l) Cu 4 (aq) + 2 H 2 (l) + 2 (g) 3 2 (aq) + 2H + (aq) H 2 (l) + 2 (g) e 2 Te 2 Po 2 H 2 e 3 (s) e 2 (s) + H 2 (l) H 2 Te 3 (s) Te 2 (s) + H 2 (l) Po(s) + 2 (g) Po 2 (g) xidy příprava Trioxidy 3 H H e 3 2 H 2 e 4 + P HP e 3 K 2 e K e 3 Te 3 H 6 Te 6 3 H 2 + Te 3 Po 3 vážitelné množství se nepodařilo připravit (pouze stopy) 41

42 xidy použití Dioxidy 2 výroba H 2 4 bělícíčinidlo dezinfekce konzervačníčinidlo sulfochloračníčinidlo (Cl 2 ) nevodné rozpouštědlo e 2 oxidačníčinidlo webelements.com Te 2 Po 2 xidy použití Trioxidy 3 meziprodukt při výrobě H 2 4 sulfonačníčinidlo detergenty dýmotvorná látka ve vojenství (H 3 Cl) e 3 silné oxidačníčinidlo v organické chemii 42

43 xidy vlastnosti Dioxidy 2 neomezené rozpustný ve vodě e 2 Te 2 Po 2 dobře rozpustný ve vodě téměř nerozpustný ve vodě amfoterní Trioxidy 3 3 (s) +HCl(g) H 3 Cl xokyseliny síry H H H H H H sírová thiosírová peroxosírová 43

44 44 xokyseliny síry H H H H disírová peroxodisírová xokyseliny síry H H H H H H siřičitá dithionová dithioničitá

45 xokyseliny síry H H H H H H H trithionová tetrathionová pentathionová hexathionová H xokyseliny Formálníadicí 3 nebo 2 na H 2, H 2 2, H 2 a H 2 n lze dospět ke vzorcům vyjadřujícím složení všech oxokyselin. 3 3 H 2 H 2 4 H kyselina disírová kyselina sírová 2 H kyselina dithionová H 2 H 2 3 H k. siřičitá kyselina disiřičitá 45

46 xokyseliny Formálníadicí 3 nebo 2 na H 2, H 2 2, H 2 a H 2 n lze dospět ke vzorcům vyjadřujícím složení všech oxokyselin. H 2 2 H 2 5 H kyselina peroxodisírová kyselina peroxosírová 3 3 H 2 H H kyselina trithionová kyselina thiosírová 3 3 H 2 n H 2 n+1 3 H 2 n+2 6 kyselina polythionová kyselina n-thiosírová xokyseliny (IV) příprava H 2 3 chemické individuum neexistuje tvoří se pouze vodné roztoky 2 (g) + H 2 (l) 2 x H 2 (aq) 2 x H 2 (aq) H 3 (aq) + H 3 + (aq) + (x-2)h 2 (l) H 3 (aq) + H 2 (l) 3 2 (aq) + H 3 + (aq) soli: NaH + 2 NaH 3 NaH + NaH 3 Na H 2 H 2 e 3 e + 4 HN + H H 2 e N (krystalizuje z vodných roztoků) H 2 Te 3 chemické individuum neexistuje - tvoří ale soli soli: K 2 Te 4 9 K 2 Te

47 xokyseliny (IV) příprava H 2 3 chem. individuum neexistuje - tvoří se pouze vodné roztoky 2 (g) + H 2 (l) 2 x H 2 (aq) 2 x H 2 (aq) H 3 (aq) + H 3 + (aq) + (x-2)h 2 (l) H 3 (aq) + H 2 (l) 3 2 (aq) + H 3 + (aq) soli: NaH + 2 NaH 3 NaH + NaH 3 Na H 2 H 2 e 3 e + 4 HN 3 + H 2 3 H 2 e N (krystalizuje z vodných roztoků) H 2 Te 3 chem. individuum neexistuje - tvoří ale soli soli: K 2 Te 4 9 K 2 Te xokyseliny příprava H nestálá kyselina t soli: 2 KH 3 K H 2 (l) H H 2 5 H silná velmi nestálá kyselina soli: pozoruhodně stálé - nejvýznamějsí thiosírany se připravují: 2 Na Na H + 4 H H H 2 5 stálá a běžná - lze připravit: H H 2 4 H H 2 (nutno odstraňovat H 2 ) H H 3 Cl H HCl H extrémně silné ox. činidlo H H 3 Cl H HCl elektrolýza H Mn H 2 2 Mn H 3 + katalyzátor Ag 47

48 xokyseliny (IV) vlastnosti H 2 3 redukční vlastnosti kyselin i solí Cl 2 (g) (aq) + H 2 (l) 2 Cl (aq) + 2 H + (aq) 2 Fe H 2 (l) 2 Fe (aq) + 2 H + (aq) Cr (aq) + 8 H + (aq) 2 Cr 3+ (aq) (aq) + 4 H 2 (l) 2 Mn (aq) + 6H + (aq) 2 Mn 2+ (aq) (aq) + 4 H 2 (l) má ale slabší redukční vlastnosti než sulfan, protože s ním se 2 3 stává oxidačním činidlem: H 2 (g) (aq) + 2 H + (l) 3 H 2 (l) + 3 (s) xokyseliny (IV) vlastnosti H 2 e 3 na rozdíl od H 2 3 má oxidační vlastnosti H 2 e 3 (aq) + 2 H 2 3 (aq) e(s) + 2 H 2 4 (l) + H 2 (l) H 2 e 3 (aq) + 4 HI(aq) e(s) + 2 I 2 (s) + 3 H 2 (l) 48

49 xokyseliny (VI) výroba H 2 4 kontaktní způsob výroby ve vícestupňovém adiabatickém reaktoru nyní za přítomnosti Pt katalyzátoru aktivovaného V 2 5 na i 2 nosiči 2 (g) + 2 (g) 2 3 (g) H sl = 298 kj.mol C 3 (g) + H 2 4 (l) H (l) H (l) + H 2 (l) 2H 2 4 (l) xokyseliny (VI) výroba sírany a hydrogensírany Získávání: rozpouštěníkovův H 2 4 neutralizace roztoků oxidů a kyselin rozklad solí těkavých kyselin podvojné srážení rozpustných síranů a solí kovů oxidace sulfidů nebo siřičitanů 49

50 xokyseliny (VI) výroba H 2 e 4 H 2 e 3 + H 2 2 H 2 e 4 + H 2 e + 3 Cl H 2 H 2 e HCl Ag 2 e 3 + Br 2 + H 2 H 2 e AgBr xokyseliny (VI) výroba H 6 Te 6 chemické individuum neexistuje tvoří ale soli 5 Te + 6 HCl H 2 5 H 6 Te Cl 2 5 Te KMn H HN 3 5 H 6 Te KN Mn(N 3 ) 2 Te + 3 H 2 2 H 6 Te 6 50

51 H 2 4 výroba xokyseliny (VI) vlastnosti H 2 4 bezvodá kyselina je pozoruhodná sloučenina má vysokou permitivitu elektrickou vodivost, protože: 2 H 2 4 H H 4 autoprotolýza 2 H 2 4 H H 2 7 vnitřní iontová dehydratace 51

52 xokyseliny (VI) vlastnosti H 2 4 Použití: zemědělství (superfosfát Ca(H 2 P 4 ) 2.H 2 výroba pigmentů a barviv výroba umělých vláken metalurgie rafinace ropy výroba výbušnin bezvodé rozpouštědlo xokyseliny (VI) vlastnosti H 2 e 4 je velmi silné oxidačníčinidlo rozpouští i vzácné kovy 2 Au + 6 H 2 e 4 Au(e 4 ) H 2 e H 2 52

53 xokyseliny (VI) vlastnosti H 6 Te 6 silná kyselina silné oxidační vlastnosti H 6 Te HCl H 2 Te 3 + Cl H 2 H 6 Te Te + 3 H 2 4 Halogenid oxidy e Te F F 2 2 F 2 H 3 F ef 2 e 2 F 2 He 3 F TeF 2 Cl Cl 2 2 Cl 2 3 Cl ecl Br Br ebr X X H X X X 53

54 Monooxidy: Halogenid oxidy F 2 bf 3 + Cl 2 F 2 + bfcl 2 ef 2 e 2 + ef 4 2 ef 2 TeF 2 2 Te 2 (s) + 2 F 2 (g) 2 TeF Cl 2 3 (s) + Cl 2 (l) Cl 2 (l) + 2 (g) 2 (g) + PCl 5 (s) Cl 2 (l) + PCl 3 (l) 3 (s) + 2 Cl 2 (l) Cl 2 (l) + 2 (g) + (s) ecl 2 e 2 + ecl 4 2 ecl 2 ebr 2 ecl NaBr ebr NaCl Halogenid oxidy F 2 Vlastnosti: F 2 + H HF reaguje s vodou zvolna ef 2 2 ecl 2 ecl + + ecl 3 Použití: rozpouštědlo vysoká vodivost a permitivita Cl 2 Použití: chlorační a oxidační činidlo Cl 2 + H HCl bouřlivá reakce s vodou 54

55 Monooxidy Halogenid oxidy F 2 ef 2 TeF 2 Cl 2 ecl 2 ebr 2 Halogenid oxidy Dioxidy: 2 F (s) + F 6 (l) 3 2 F 2 (l) 2 + F 2 2 F 2 2 Cl Cl 2 2 Cl 2 2 Cl H 2 H HCl snadno reaguje s vodou ef 2 e 3 +ef 4 e 2 F 2 + ef 2 55

56 Halogenid oxidy 2 F 2 e 2 F 2 2 Cl 2 Halogen kyseliny H 3 F H (l) + 3 (s) + CaF 2 (s) 2 H 3 F(l) + Ca 4 (s) Použití: rozpouštědlo vysoká vodivost a permitivita H 3 Cl H 2 4 (l) + PCl 5 (s) 2 H 3 Cl(l) + PCl 3 (s) + HCl(g) 3 (s) + HCl(g) H 3 Cl(l) průmyslová výroba Použití: sulfochloračníčinidlo H 3 X + H 2 H HCl dýmotvorná látka ve vojenství bouřlivě reagují s vodou 56

57 Halogen kyseliny H 3 F H 3 Cl He 3 F Biochemické vlastnosti chalkogenů kyslík tvoří 61 % hmotnosti člověka, hlavně ve vodě, ale i aminokyselinách, tucích 2 je nezbytný pro život, 3, peroxidy vysoce toxické kyslík podporuje hoření! 57

58 Biochemické vlastnosti chalkogenů důležitá pro živé organizmy člověk má 0,2 % hmotnostního v těle v aminokyselinách jako cystein, menthionin elementární pro člověka neškodná ničí bykterie a houby C 2, H 2, 2 vysoce toxické Biochemické vlastnosti chalkogenů e důležitý pro živé organizmy ve velmi malých dávkách stimulace metabolizmu člověk 50 ppb většina sloučenin velmi jedovatých podezření na karcinogenní a teratogenní účinky 58

59 Biochemické vlastnosti chalkogenů Te nemá biologický význam všechny sloučeniny jedovaté! Biochemické vlastnosti chalkogenů Po nemá biologický význam nebezpečné radioaktivitou! 59

60 dotazy Příští přednáška halogeny F Cl Br I At 60