1 / 40

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

Prvky VII. hlavní skupiny (F, Cl, Br, I, At). Vlastnosti prvků VII. hlavní skupiny. konfigurace ns 2 np 5 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

rupert
Télécharger la présentation

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

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

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

  2. Vlastnosti prvků VII. hlavní skupiny konfigurace ns2np5 všechny nekovy, typická mocenství -I, +I, +III, +V a +VII, omezeně i +IV a +VI, fluor pouze -I

  3. 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)

  4. Výskyt Fluor 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)

  5. 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

  6. 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

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

  8. 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

  9. Příprava Fluor Tepelný rozklad fluoridů 2 CoF3 2 CoF2 + F2 Chlor 4 HCl + MnO2 MnCl2+ Cl2 + 2 H2O HCl + HClO  Cl2 + H2O

  10. 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)

  11. 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

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

  13. 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

  14. Výroba a použití Jod ze 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 organických a anorganických chemikálií, fotografické materiály (AgI)

  15. 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)

  16. 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

  17. 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

  18. 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

  19. 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

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

  21. Bromovodík Příprava NaBr + H3PO4→ NaH2PO4 + HBr nelze použít H2SO4, oxiduje částečně bromid na elementární brom hydrolýza kovalentních bromidů PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr

  22. Bromovodík Výroba spalováním bromu ve vodíku Br2 + H2→ 2 HBr Použití výroba anorganických bromidů, organické výroby

  23. Jodovodík Příprava H2S + I2→ S + 2 HI V roztoku je HI téměř stálý, v plynné fázi se částečně rozkládá na směs H2 a I2 (typická rovnovážná reakce) H2 + I2 ↔ 2 HI Použití výroba anorganických jodidů, organické výroby

  24. 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

  25. Halogenidy Příprava 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

  26. Interhalogeny Halogeny 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

  27. Polyhalogenidy Jod 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)

  28. Oxidy halogenů Fluor 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

  29. Oxidy halogenů Chlor 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)

  30. Oxidy halogenů Brom 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

  31. 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

  32. 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)

  33. 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)

  34. Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO2 HClO2 a HBrO2, málo významné, středně silné kyseliny, známé pouze v roztoku, soli chloritany a bromitany

  35. 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

  36. 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)

  37. Oxokyseliny halogenů Soli 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

  38. Oxokyseliny halogenů kyseliny typu HXO4 HClO4 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 HClO4→ Zn(ClO4)2 + 3 H2 koncentrovaná nebo páry extrémně oxidující

  39. Oxokyseliny halogenů HClO4 Aniont tvar tetraedru, význačnou vlastností je neschopnost tvořit donor akceptorovou vazbu (netvoří žádné komplexy) HBrO4 a HIO4 nevýznamné včetně solí

More Related