Halogeny 17 skupina 7 valennch elektron Prvek X

  • Slides: 11
Download presentation
Halogeny

Halogeny

17. skupina – 7 valenčních elektronů Prvek X F Cl II ρ konfigurace ns

17. skupina – 7 valenčních elektronů Prvek X F Cl II ρ konfigurace ns 2 np 5 r b. t. b. v. [°C] [pm] [k. J mol-1] [g cm-3] 4, 0 1681 0, 0017 -220 -188 57 3, 2 1251 0, 0032 -102 -34 102 Br I 3, 0 1140 3, 1 -7 59 120 2, 7 1008 4, 9 114 184 139 At 2, 2 890 - 302 337 150 Oxidační číslo F: -1 Cl, Br, I: -1, +2, +3, +4, +5, +6, +7

Obecné informace • 100 % 19 F, 76 % 35 Cl a 24 %

Obecné informace • 100 % 19 F, 76 % 35 Cl a 24 % 37 Cl, 51 % 79 Br a 49 % 81 Br, 100 % 127 I, 210 At (T 1/2 = 8, 1 h) Obsah halogenů v zemské kůře v % F Cl Br I At 0, 054 0, 013 0, 00028 0, 000046 stopy Přírodní zdroje halogenů: halogenů fluoroapatit Ca 5(PO 4)3 F, kryolit Na 3 Al. F 6, fluorit Ca. F 2, halit Na. Cl, Na. Br (moře), Na. IO 3 (v chilském ledku), organicky vázaný I v moři, přírodní rozpadové řady (At) Tvoří biatomické molekuly X 2 ve všech fázích Známé i polykationty těžších halogenů (Cl, Br, I) – zejména jód

F • světle žlutohnědý plyn • vazba F – F snadno disociuje, proto je

F • světle žlutohnědý plyn • vazba F – F snadno disociuje, proto je F 2 velice reaktivní • nejreaktivnější prvek, některé kovy (Cu, Ni) se na povrchu pasivují, některé ve F 2 hoří, často explozivní průběh reakce • u N 2 a O 2 pomalá reakce • reagující prvky převádí většinou do max. oxidačního čísla • oxiduje elektronegativní složky většiny sloučenin 2 H 2 O + 2 F 2 4 HF + O 2 Cl • žlutozelený plyn • reaktivní, nereaguje s O 2 a N 2, řada prvků v Cl 2 hoří

Br • hnědočervená kapalina • méně reaktivní než Cl a F I • tmavě

Br • hnědočervená kapalina • méně reaktivní než Cl a F I • tmavě fialová krystalická látka • málo rozpustný ve vodě (hodně v roztoku KI- vznik KI 3) • více v organických rozpouštědlech At • vysoce radioaktivní pevná látka • v přírodě vzniká reakcí: 209 Bi + 211 At (7, 5 h)

Výroba a použití F • průmyslově elektrolýzou KHF 2 (HF. n KF, n =

Výroba a použití F • průmyslově elektrolýzou KHF 2 (HF. n KF, n = 1 -3) HF + KF KHF 2 2 KHF 2 2 KF + H 2 + F 2 • používá se k přípravě UF 6, SF 6, C 2 F 4, teflon … (obecně jako fluorační činidlo) Cl • elektrolýza roztoku Na. Cl • v laboratoři: 4 HCl + Mn. O 2 Mn. Cl 2 + 2 H 2 O + Cl 2 2 KMn. O 4 + 16 HCl 5 Cl 2 + 2 Mn. Cl 2 + 2 KCl + 8 H 2 O • používá se jako chlorační činidlo, bělení a úprava vody, (bojový plyn)

Br, I • oxidace bromidů a jodidů (pomocí Cl 2, Mn. O 2, K

Br, I • oxidace bromidů a jodidů (pomocí Cl 2, Mn. O 2, K 2 Cr 2 O 7 apod. ) Cl 2 + Br- Br 2 + 2 Cl. Mn. O 2 + 2 I- + 4 H 3 O+ I 2 + Mn 2+ + H 2 O • Br se používá jako bromační činidlo a především ve sloučeninách • I 2 - desinfekce, katalyzátor, radioaktivní tracer Sloučeniny halogenů Halogenvodíky • bezbarvé, ostře páchnoucí, snadno zkapalnitelné plyny • polarita a pevnost vazeb klesá od HF k HI (roste nestabilita – uvol. X 2) • HF (ostatní ne) – vodíkové můstky (asociace ve všech skupenstvích), rozpouštědlo • síla halogenvodíkových kyselin roste od HF k HI (HF slabá, ostatní silné)

 • příprava: Ca. F 2 + H 2 SO 4 2 HF +

• příprava: Ca. F 2 + H 2 SO 4 2 HF + Ca. SO 4 PX 3 + 3 H 2 O 3 HX + H 3 PO 3 Halogenidy • binární sloučeniny s elektropozitivnějšími prvky • fluoridy se odlišují (strukturou, charakterem vazby) • různé vlastnosti – iontové, polymerní, molekulové • „pseudohalogenidy“ – polyatomické anionty chováním blízké halogenidům (CN-, SCN-, N 3 -) • různé metody přípravy: S + 3 F 2 SF 6 Zn + 2 HCl Zn. Cl 2 + H 2 Ca. CO 3 + 2 HBr Ca. Br 2 + CO 2 + H 2 O Pb(NO 3)2 + 2 KI Pb. I 2 (nerozp. ) + 2 KNO 3 Cr. Cl 3 + 3 HF Cr. F 3 + 3 HCl Interhalogeny a jejich ionty (kationty i anionty) – XY, XY 3, XY 5 a XY 7

OF 2 – difluorid kyslíku a O 2 F 2 – difluorid dikyslíku HOF

OF 2 – difluorid kyslíku a O 2 F 2 – difluorid dikyslíku HOF – kyselina fluorná Oxidy Chlor • oxidy chloru jsou nestálé, endotermické a explozivní, • nelze připravit z prvků • Cl 2 O – anhydrid kys. chlorné, silné oxidovadlo, výroba chlornanů • Cl. O 2 - silné oxidovadlo, nedimerující radikál, úprava vody, bělení • Cl 2 O 6 (Cl. O 3) – v krystalech jako chloristan chlorylu Cl. O 2+Cl. O 4 • Cl 2 O 7 – anhydrid kyseliny chloristé, nejstálejší • (Cl 2 O 3 a Cl 2 O 4) Brom • Br 2 O a Br. O 2 Jod • zejména I 2 O 5 - jediný exotermický oxid halogenů

Oxokyseliny HCl. O - kyselina chlorná • silné oxidační činidlo stejně jako její soli,

Oxokyseliny HCl. O - kyselina chlorná • silné oxidační činidlo stejně jako její soli, slabá kyselina • „chlorová voda“ – zavedení Cl 2 do vody: Cl 2 + 2 H 2 O HCl. O + HCl • použití: bělící a dezinfekční prostředky (Savo) • podobně i HBr. O a HIO (síla kyselin klesá k HIO) HCl. O 2 – kyselina chloritá • nejméně stálá, jen ve zředěných roztocích (obdobně HBr. O 2/HIO 2) • silnější kyselina i silnější oxidovadlo než kyselina chlorná 2 Cl. O 2 + O 22 - 2 Cl. O 2 - + O 2 • chloritany těžkých kovů jsou explozivní

Oxokyseliny HCl. O 3 - kyselina chlorečná • silné oxidační činidlo (ale slabší než

Oxokyseliny HCl. O 3 - kyselina chlorečná • silné oxidační činidlo (ale slabší než HCl. O/HCl. O 2) i silná kyselina 3 X 2 + 6 OH- XO 3 - + 5 X- + 3 H 2 O • podobně i HBr. O 3 a HIO 3 (nejstálejší oxokyselina jodu) HCl. O 4 – kyselina chloristá • nejstálejší a nejsilnější oxokyselina chloru • jedna z nejsilnějších anorganických kyselin (p. Ka= -11) • chloristany – většinou rozpustné ve vodě (méně alkalických kovů a NH 4+) Kyseliny jodisté • HIO 4, H 5 IO 6, H 3 IO 5 (pouze soli) • Jodistany – čtyři řady, složitý systém – deprotonizace, dehydratace, agregace