13. Chalkogeny kyslík a síra. AZ Smart Marie Poštová

Transkript

1 13. Chalkogeny kyslík a síra AZ Smart Marie Poštová m.postova@gmail.com

2 Kyslík Výskyt: Je to nejrozšířenější prvek na Zemi. Ve vzduchu: (O 2 ) = 21 % Do vzduchu je uvolňován fotosyntézou. V litosféře: w(o) = 49% (SiO 4 4-, SO 4 2-, CO 3 2-, PO 4 2- ). V hydrosféře: H 2 O pokrývá více než 70%povrchu Země. Kyslík je biogenní prvek, je součástí všech živých organismů. Přírodní kyslík je směsí tří izotopů: 16 8 O (99,76%), 17 8O (0,04%), 18 8O (0,2%)

3 Vlastnosti kyslíku Elektronová konfigurace: 8 O He 2s 2 2p 4 Kyslík je dvojvazný, excitace není možná. Ox.č.: -II, -I (peroxidy), 0, +II(OF 2 )fluorid kyslíku. Stabilní elektronovou konfiguraci získá: a) přijetím dvou elektronů: O + 2e - O 2- (jen v iontových oxidech) b) vytvořením dvou jednoduchých kovalentních vazeb,nebo jedné dvojné vazby (H-O-H, O=O)

4 Alotropické modifikace kyslíku: O 2 a O 3 Ozon O 3 je jedovatý, bezbarvý, v silnějších vrstvách modrý plyn, charakteristického zápachu, v přírodě se vyskytuje ve vyšších vrstvách atmosféry.(ozonová vrstva km nad zemí chrání zem před UV zářením.) O 3 je velmi reaktivní, rozkládá se za uvolnění atomárního O. O 3 O 2 + O Má silné oxidační a dezinfekční účinky.

5 Alotropické modifikace kyslíku: O 2 a O 3 Dikyslík O 2 je bezbarvý plyn, kapalný a pevný světle modrý, 1,1x těžší než vzduch, ( t v = -183 C, t t = -218,8 C). Je velmi reaktivní, ochotně reaguje téměř se všemi prvky (mimo W, Au, Pt, X 2 a některé vzácné plyny). Reakce se nazývají oxidace. Mírné oxidace jsou například: koroze Fe: 4Fe + 3O 2 +nh 2 O 2Fe 2 O 3 nh 2 O dýchání Rychlá oxidace - hoření: například C + O 2 CO 2

6 Příprava kyslíku a) tepelným rozkladem kyslíkatých solí, oxidů a peroxidů: 2KClO 3 2KCl + 3O 2 2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 HgO 2Hg + O 2 2PbO 2 2PbO + O 2 peroxid barnatý 2BaO 2 2BaO + O 2

7 Příprava kyslíku b) katalytickým rozkladem peroxidu vodíku peroxid vodíku 2 H 2 O 2 MnO 2 2H 2 O + O 2 c) elektrolýzou vody: 4H 2 O 4H + + 4OH - K: 4H + + 4e - 2H 2 A: 4OH - - 4e - 2H 2 O + O 2

8 Výroba a užití kyslíku Výroba: frakční destilací zkapalněného vzduchu Užití: v lékařství při operacích a traumatických stavech na podporu dýchání, potápěči používají směs kyslíku a inertních plynů, horolezci a piloti stíhaček používají kyslík, ke sváření a k řezání kovů pomocí (O 2 +C 2 H 2 )-dosahuje se teploty cca 3200 C, při výrobě oceli ze surového železa k odstranění nadbytečného C pomocí O 2

9 Sloučeniny kyslíku - oxidy Rozdělení podle struktury: iontové stavební částice jsou ionty, mezi nimi je iontová vazba. Jsou to oxidy od s 1, s 2 prvků. atomové stav. částice atomy, mezi nimi je kovalentní vazba. Jsou to oxidy d prvků a p kovů s nižším ox. číslem. molekulové st. č. molekuly, mezi nimi působí van der Waals. síly. Jsou to oxidy p nekovů (Cl 2 O, N 2 O 4, ) a kovů s vysokým ox. číslem (Mn 2 O 7, )

10 Sloučeniny kyslíku - oxidy Rozdělení podle chemických vlastností: kyselinotvorné: oxidy nekovů rozpustné: SO 3 + H 2 O H 2 SO nerozpustné: SiO NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O zásadotvorné (bazické): oxidy kovů s ox. č. I, II rozpustné: CaO + H 2 O Ca(OH) 2 nerozpustné:mgo+2hcl MgCl 2 + H 2 O amfoterní:zno+2hcl ZnCl 2 + H 2 O ZnO+H 2 O+2NaOH Na 2 Zn(OH) 4 netečné: nereagují ani s kyselinami ani se zásadami (CO, NO, )

11 Příprava oxidů: Slučováním prvků s kyslíkem: S + O 2 SO 2 Tepelným rozkladem kyslíkatých sloučenin-např. CaCO 3 CaO + CO 2 dále viz příprava kyslíku Dehydratací kyselin a hydroxidů: 2 H 3 BO 3 B 2 O H 2 O Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

12 Peroxid vodíku H 2 O 2 : bezbarvá kapalina, rozkládá se : 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 inhibitor:h 3 PO 4, H 2 SO 4, močovina, kys. citronová x MnO 2, CrO 4 2- urychlí jeho rozklad výroba: 2- butylantrachinol + vzdušný O 2 2- butylantrachinon + H 2 O 2 získá se asi 1 % roztok H 2 O 2, který se koncentruje destilací za sníženého tlaku asi na 30 % roztok laboratorní příprava: : BaO 2 + zř.h 2 SO 4 BaSO 4 + H 2 O 2

13 Peroxid vodíku Vlastnosti: H 2 O 2 je slabá kyselina, její soli jsou peroxidy: Na 2 O 2, BaO 2, H 2 O 2 : oxidační vlastnosti 2KI+H 2 O 2 +H 2 SO 4 K 2 SO 4 +I 2 +2H 2 O peroxid oxiduje jodid na jod a redukuje se na H 2 O H 2 O 2 : redukční vlastnosti 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O peroxid redukuje manganistan na manganatou sůl a oxiduje se na O 2 H 2 O 2 - použití: bělící a dezinfekční účinky, na odbarvování...

14 Voda H 2 O: kapalná pokrývá 2/3 zemského povrchu, tvoří vodní páry, led, sníh,.. při t = 4 C: má voda maximální hustotu Voda je polární rozpouštědlo, protože výsledný dipólový moment, daný vektorovým součtem dipólových momentů obou polárních vazeb je 0 Mezi molekulami vody jsou vodíkové můstky t v.

15 Tvrdost vody Přechodná (karbonátová): odstranění varem. Ca(HCO 3 ) 2 CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Mg(HCO 3 ) 2 MgCO 3 + H 2 O + CO 2 Trvalá (sulfátová): odstranění změkčovadly. CaSO 4 + Na 2 CO 3 Na 2 SO 4 + CaCO 3 MgSO 4 + Na 2 CO 3 Na 2 SO 4 + MgCO 3 Změkčení sodou, fosfáty (Na 5 P 3 O 10 trifosforečnanpentasodný, váže Ca 2+,Mg 2+ ), iontoměniči,

16 Výskyt: elementární Síra sulfidy: pyrit FeS 2, chalkopyrit CuFeS 2, galenit PbS, rumělka HgS, sírany: baryt BaSO 4, sádrovec CaSO 4.2H 2 O, je součástí uhlí a ropy SO 2 ve vzduchu vzniká spalováním fosilních paliv a vulkanickou činností sopek v organismech se vyskytují sirné aminokyseliny- Methionin, Cystein.

17 těžba: Frashův způsob Těžba síry založený na roztavení síry v podzemních ložiscích pomocí přehřáté vodní páry, která je do ložiska vháněna sondami. Síra zkapalní a poté se odtud vyhání stlačeným horkým vzduchem. Takto získaná síra je velmi čistá (99,6%), proto se většinou dále neupravuje. (Jsou i jiné způsoby těžby.)

18 Vlastnosti síry Síra je žlutá pevná látka, tvoří S 8 molekuly. alotropické modifikace: kosočtverečná stálá pod 96,5 C jednoklonná stálá od 96,5 do 119 (t t ) kdy roztaje a znovu přes další zahřívání ztuhne (mění se z S 8 na S n řetězce),kolem 200 C znovu roztaje pokud ji roztavenou nalijeme do vody vzniká plastická síra t v S = 444,5 C, kondenzací sirných par vzniká amorfní sirný květ prášková síra

19 Vlastnosti a užití síry S je reaktivní po zahřátí se sloučí s většinou kovů na sulfidy: např. Fe + S FeS Zn + S ZnS pomalu i za studena : Hg + S HgS Užití: výroba CS 2 (C + 2 S CS 2 ) SO 2 (S + O 2 SO 2 ) dále výroba kyseliny sírové Na 2 S 2 O 3 vulkanizace kaučuku, výroba farmaceutických preparátů a fungicidů-proti plísním a houbám

20 Sloučeniny síry: H 2 S sulfan H 2 S je bezbarvý, zapáchající, jedovatý plyn, 0,15 % ve vzduchu smrt, připravuje se : FeS + 2 HCl FeCl 2 + H 2 S Zavedením sulfanu do vody sulfanová voda- slabá dvojsytná kyselina sulfanová. soli: sulfidy S 2-, hydrogensulfidy HS - Dříve důkazy kationtů, podle charakteristického zbarvení vzniklé sraženiny sulfidu.

21 Sloučeniny síry: sirouhlík CS 2 Výroba: C + 2 S Δ CS 2 CS 2 je jedovaté, hořlavé nepolární rozpouštědlo. X(S) = X(C) ΔX = 0 S=C=S Užití: výroba xanthogenátu celulózy, rozpouštědlo P, S,I 2 a organických látek.

22 Sloučeniny síry: SO 2 oxid siřičitý Vzniká: 1) oxidací (hořením) síry : S + O 2 SO 2 2) pražením sulfidů: 2 ZnS + 3 O 2 2 ZnO + 2 SO 2 4 FeS O 2 2 Fe 2 O SO 2 3) rozkladem siřičitanů silnější kyselinou: Na 2 SO 3 +2HCl 2 NaCl + H 2 O + SO 2

23 Vlastnosti oxidu siřičitého Je to bezbarvý, štiplavě páchnoucí, jedovatý plyn. Má 2,26 větší hustotu než vzduch. SO 2 má oxidační vlastnosti: SO H 2 S 3 S + 2 H 2 O a redukční vlastnosti: 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Je to anhydrid kyseliny siřičité: SO 2 + H 2 O H 2 SO 3

24 Sloučeniny síry: Kyselina siřičitá H 2 SO 3 je slabá, dvojsytná, nestálá kyselina, existuje jen ve vodném roztoku, (spíše hydratované molekuly SO 2. nh 2 O). Je to dvojsytná kyselina: HSO 3-, SO 3 2-, rozpustné soli jsou od : s 1, NH 4 + Kyselina i její soli mají redukční vlastnosti. Je součástí kyselých dešťů.

25 Sloučeniny síry: SO 3 oxid sírový Průmyslově se připravuje oxidací oxidu siřičitého: 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Tato reakce je silně exotermická a je vratná; proto je nutno ji provádět za relativně nízkých teplot do 500 C za přítomnosti katalyzátorů (např. oxidu vanadičného V 2 O 5 ).

26 Sloučeniny síry: kyselina sírová H 2 SO 4 : je silná, dvojsytná kyselina, koncentrovaná má hygroskopické vlastnosti, organické látky v ní uhelnatí. Hustota koncentrované: 1, g/cm³ (25 C) S vodou tvoří azeotropickou směs 98,3%, (vodu nelze oddělit destilací). konc. H 2 SO 4 + SO 3 = oleum podle % složení je kapalné i pevné.

27 Výroba kyseliny sírové Kontaktní způsob na pevném katalyzátoru (původně Pt, dnes V 2 O 5 ) se stýkají SO 2 a O 2. SO 2 se oxiduje: 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 SO 3 nemůže reagovat s vodou, kvůli velkému rozpouštěcímu teplu, které se při rozpouštění uvolňuje, proto se rozpouští v koncentrované 98% kyselině sírové: SO 3 + H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 H 2 S 2 O 7 + H 2 O 2H 2 SO 4

28 Reakce kyseliny sírové Koncentrovaná H 2 SO 4 má oxidační vlastnosti: Reaguje proto s ušlechtilými kovy - např. Cu + konc. H 2 SO 4 CuO + SO 2 + H 2 O Zředěná H 2 SO 4 nemá oxidační vlastnosti, neušlechtilé kovy z ní vytěsní vodík: Zn + zř. H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 Nerozpustné sírany - PbSO 4, Hg 2 SO 4, HgSO 4, BaSO 4, SrSO 4 tuto reakci zastaví, proto tyto kovy kyselinou sírovou nereagují.

29 Užití kyseliny sírové Při výrobě průmyslových hnojiv, chemikálií, plastů, léčiv, barviv, výbušnin, v papírenském průmyslu, v textilním průmyslu při výrobě syntetických vláken, při zpracování rud, při zpracování ropy, jako elektrolyt do olověných akumulátorů, při sušení a odvodňování látek, při úpravě ph vody

30 Podvojné sírany-kamence a schönity kamence: M I M III (SO 4 ) 2.12H 2 O Př. KCr(SO 4 ) 2.12H 2 O dodekahydrát síranu draselnochromitého schönity: M 2I M II (SO 4 ) 2.6H 2 O Př. (NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2.6H 2 O hexahydrát síranu amonnoželeznatého Mohrova sůl

31 Thiosírany Soli od hypotetické H 2 S 2 O 3 (nebyla dosud připravena). Na 2 S 2 O 3.5H 2 O thiosíran sodný bezbarvá krystalická látka, užití má v jodometrii. Příprava: redukce siřičitanu sírou v zásaditém prostředí. Na 2 SO 3 + S + 5H 2 O Na 2 S 2 O 3. 5 H 2 O Thiosírany jsou silná redukční činidla.

32 Poznámka k jodometrii Jodometrie je princip odměrného stanovení založený na redukci jodu na jodid v neutrálním prostředí. Použití této titrační metody v analytické chemii vychází z faktu, že thiosíranový anion stechiometricky reaguje s jodem, redukuje ho na jodid a sám je oxidován na tetrathionan: 2 S 2 O 3 2 (aq) + I 2 (aq) S 4 O 6 2 (aq) + 2 I (aq) Ekvivalenci určíme pomocí škrobu.

33 Konec třináctého tématu

34 14. Halogeny AZ Smart Marie Poštová

35 Halogeny výskyt p 5 prvky: F, Cl, Br, I, At,(Fl) NaCl CaF 2... KCl Na 3 AlF 6. KCl MgCl 2 6H 2 O. Sloučeniny F v kostech, zubní sklovině (fluorapatit), halogenidy v mořské vodě w = 5 % (I -, Br - do chaluh, do ryb) I štítná žláza, HCl v žaludku, NaCl v krvi-fyziologický roztok. At: radioaktivní, má 21 izotopů. Nejstálejší je 210 At s poločasem radioaktivní přeměny T = 8,3hod. Používá se v medicíně, pro zjištění poinfarktového stavu.

36 Halogeny elektronová konfigurace: ns 2 np 5 7 valenčních e - stabilní konfigurace získávají: 1) X + e - X - halogenidový anion 2) 2X X X vzniká kovalentní vazba Oxidační číslo a vaznost: F je jednovazný, ox. č. I (výjimka HOF +I ) Cl, Br, I jsou i více vazné, ox. č.: -I, I, III, V, VII tvoří excitované stavy

37 Fyzikální vlastnosti: F 2 (g) světle žlutý Cl 2 (g) žlutozelený Br 2 (l) tmavě červená Vlastnosti halogenů I 2 (s) kovový lesk, tmavě šedý vazba v molekule je kovalentní nepolární, proto jsou X 2 dobře rozpustné v nepolárních rozpouštědlech (benzin, CCl 4 ) I 2 je rozpustný také v ethanolu = jodová tinktura dezinfekce nebo v roztoku KI: roztok I 2 v KI se užívá v jodometrii v lékařství KI + I 2 K + + I 3 - (trijodidový anion),

38 Vlastnosti halogenů Ve vodě (polární rozpouštědlo) jsou halogeny velmi málo rozpustné, spíše se hovoří o chlorové a bromové vodě: Br 2 + H 2 O HBr + HBrO (omezeně) Cl 2 + H 2 O HCl + HClO (omezeně) Bromová voda se užívá na důkazy =, vazby. Chlorová voda je oxidační činidlo.

39 Vlastnosti halogenů Chemické vlastnosti: Ve skupině klesá elektronegativita: X(F) = 4 X(Cl) =3 X(Br) =2,8 X(I)=2,5 F nejsilněji váže e - (F + e - F - ), je to nejsilnější oxidační činidlo. I nejslaběji váže e -. Naopak I - jodidový anion je nestálý, oxiduje se snadno na I 2 : 2I - - 2e - I 2 proto je I - jodidový anion redukční činidlo. X 2 jsou reaktivní, od F k I klesá reaktivita.

40 Příprava a výroba halogenů F 2 : příprava i výroba: Elektrolýzou taveniny KF 3HF (hydrogenfluoridu draselného) v ocelové nádobě, která je pokrytá Monelovým kovem (slitina Cu + Ni). K - z oceli, A uhlíková Anodickou oxidací na A : 2F - - 2e - F 2 Na katodě se vylučuje H 2. K - a A musí být odděleny, jinak by se explozivně sloučil F 2 a H 2 na HF. Fluor nelze připravit jinou oxidací F -, protože F 2 je nejsilnější oxidační činidlo.

41 Příprava a výroba halogenů Cl 2 příprava: oxidací Cl - obvykle z koncentrované kyseliny HCl pomocí KMnO 4, MnO 2, K 2 Cr 2 O 7, konc. 16HCl + 2KMnO 4 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O konc. 14HCl + K 2 Cr 2 O 7 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O MnO 2 + konc. 4HCl MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O (Rovnice doplňte rovnicemi parciální oxidace a parciální redukce.) Cl 2 výroba: Anodickou oxidací Cl - z roztoku NaCl při výrobě NaOH,

42 Příprava a výroba halogenů Br 2, I 2 : se připravují i vyrábí oxidací bromidů Br - a jodidů I -, obvykle získaných z mořské vody, výše stojícím halogenem například chlorem: 2Br - + Cl 2 Br 2 + 2Cl - 2I - + Cl 2 I 2 + 2Cl - 2I - + Br 2 I Br -

43 Užití halogenů Fluor na výrobu teflonu - CF 2 CF 2 - n Chlor na výrobu chlorderivátů, například: CH 2 =CHCl vinylchlorid, CCl 4, CHCl 3 chloroform, a na výrobu kys. HCl. Brom na barviva, dříve na fotografickou emulzi AgBr. Jod: jodová tinktura, jodometrie.

44 Sloučeniny halogenů HX(g) HX halogenovodíky HX(g) bezbarvé ostře páchnoucí, dýmající plyny, vazba kovalentní polární. Příprava: reakcí silné netěkavé kyseliny s halogenidy. CaF 2 (s) + konc. H 2 SO 4 CaSO 4 + 2HF (g) NaCl(s) + konc. H 2 SO 4 NaHSO 4 + HCl (g)

45 Sloučeniny halogenů HX(g) HI, HBr by koncentrovaná H 2 SO 4 oxidovala na I 2, Br 2 : HBr +konc. H 2 SO 4 Br 2 + SO 2 + 2H 2 O (podobně HI) Proto se připravují hydrolýzou bromidu (jodidu) fosforitého, po jejich přípravě: 2P + 3Br 2 2 PBr 3 PBr 3 + 3H 2 O 3HBr + H 3 PO 3 (HI podobně.)

46 Výroby HX(g) Výroba: HF: H 2 s F 2 reaguje explozivně za chladu i za tmy, proto i průmyslová výroba je z kazivce (fluoritu) CaF 2 vytěsněním koncentrovanou kyselinou sírovou. HCl, HBr: přímá syntéza: X 2 + H 2 2HX s Cl 2 ve speciálních hořácích s Br C + katalyzátor Vodík reaguje s I 2 neochotně. Jodovodík je stálý pouze za nepřístupu vzduchu. Vzdušným kyslíkem se oxiduje na jod: 4HI + O₂ 2I₂ + 2H₂O

47 Halogenovodíkové kyseliny Roztok HX(g) ve vodě = kyselina halogenovodíková: fluorovodíková, chlorovodíková, bromovodíková, jodovodíková kyselina. HX + H 2 O H 3 O + + X - HI je nejsilnější kyselina x HF je slabá kyselina. Mezi molekulami HF se tvoří vodíkovémůstky.

48 Halogenidy - soli HX kyselin Jsou sloučeniny X 2 s méně elektronegativními prvky. Podle struktury se dělí: 1. iontové: halogenidy s 1, s 2 prvků, stavební částice v krystalové struktuře jsou ionty, vazba iontová, vysoké teploty tání, tavenina a roztoky vodivé. 2. s atomovou strukturou: halogenidy kovů se střední a vyšší elektronegativitou. Stavební částice jsou atomy vázané kovalentními vazbami. 3. s molekulovou strukturou: halogenidy kovů s vysokým oxidačním stupněm (např. PbCl 4, SnCl 4 ) a všechny halogenidy nekovů. Stavební částice jsou molekuly, vazebné síly slabé v.d.w, za běžné teploty jsou g, l, jsou-li pevné sublimují.

49 1) syntézou prvků : Přípravy halogenidů 2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 2Na + Cl 2 2NaCl 2) rozpouštěním neušlechtilého kovu v HX kyselině: Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 3) reakcí oxidu, hydroxidu a CO 3 2- s HX kyselinou: ZnO + 2HCl ZnCl 2 + H 2 O KOH + HCl KCl + H 2 O K 2 CO 3 + 2HCl 2KCl + H 2 O + CO 2

50 Oxidy halogenů Nelze je připravit přímou syntézou (halogen i kyslík mají vysokou X), příprava oxidů je nepřímá. Oxidy jsou nestálé: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, BrO 3, Stálý je I 2 O 5. příprava: 2HIO 3 Δ H 2 O + I 2 O 5

51 Kyslíkaté kyseliny: ox.č.: I HOF, HClO, HBrO, HIO III HClO 2 V HClO 3,HBrO 3, HIO 3 VII HClO 4, HBrO 4,HIO 4,H 5 IO 6 Od I k VII roste síla kyselin, klesají oxidační vlastnosti. 100% čisté jen: HClO 4 (l) bezvodá kapalina HIO 4 (s), H 5 IO 6 (s) Ostatní jsou známé jen ve vodném roztoku.

52 HXO fluorná, chlorná, bromná a jodná kyselina HOF ve stopových množstvích zjištěna v roce 1968 Příprava: fluorací ledu 40 C F 2 + H 2 O HOF + HF Ostatní HXO lze získat v malém množství zavedením X 2 do H 2 O, za studena: X 2 + H 2 O HX + HXO!!! X 2 se ve vodě špatně rozpouští, spíše se mluví o Cl 2 + H 2 O chlorové a Br 2 + H 2 O bromové vodě

53 Halogenany - chlornany, bromnany, jodnany XO - : X 2 + NaOH NaX + NaXO + H 2 O, za studena Využívané chlornany: NaCl + NaClO bělící louh CaCl 2 + Ca(ClO) 2 chlorové vápno, dezinfekce 2Ca(OH) 2 +2Cl 2 CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O

54 Halogeničnany chlorečnany, bromičnany, jodičnany XO 3- : 6NaOH + 3X 2 5NaX + NaXO 3 + 3H 2 O za horka Chlorečnan sodný NaClO 3 travex (herbicid) Chlorečnan draselný KClO 3 silné ox. činidlo (zápalky) 2KClO 3 Δ 2KCl + 3O 2 Bromičnany a jodičnany BrO 3 -, IO 3 - se užívají v analytické chemii v bromatometrii a v jodometrii.

55 Halogenistany- chloristany, bromistany, jodistany XO 4- : chloristan draselný lze připravit opatrným zahříváním chlorečnanu draselného - pomalým tepelným rozkladem: 4KClO 3 3KClO 4 + KCl Bezpečnější chloristan se užívá v pyrotechnice na rozbušky a výbušniny. Vyrábí se anodickou oxidací chlorečnanu. KClO 4 je výjimečně špatně rozpustný ve vodě využívá se toho při důkazu K.

56 Vzájemné sloučeniny halogenů Halogeny tvoří rozmanité sloučeniny a to tím ochotněji, čím jsou od sebe v tabulce více vzdáleny. Většinou jsou to sloučeniny těkavé, nestálé, plynné. Např. ClF, BrCl, IBr, ICl 3, IF 5, IF7 7, BrF, BrF 3, ClF 3, Elektronegativnější halogen tvoří anion.

57 Konec čtrnáctého tématu