17 skupina.

Prezentace na téma: "17 skupina."— Transkript prezentace:

1 17 skupina

2 17. skupina (VII.A skupina)
Halogeny Fluor chlor brom jod radioaktivní astat Symbol: Mezinárodní název: Elektronegativita (X): Počet protonů (Z): Atom. Relat. hmotnost (Ar): Počet valenčních elektronů: Elektronová konfigurace: Oxidační čísla: I, O, I (pouze v HOF) I, I, III, V, VII nekovy Páry halogenů leptají sliznice !!! Skupenství (F, Cl – plyny), Br – kapalina a I je pevná látka. Vysoká elektronegativita – velmi reaktivní.

3 F F - + 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ Cl Na
Jak halogeny získají stabilní konfiguraci (tzn. Konfiguraci nejbližšího vzácného plynu)? a) V kovalentních sloučeninách - vytvořením jedné kovalentní vazby F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ Všechny halogeny se vyskytují ve dvouatom. Molekulách X2 F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ b) V iontových sloučeninách – vznik halogenidového iontu X- Cl- - Schopnost tvořit X- klesá s elektronegativitou + Cl Na+ Na Valenční elektron je vtažen do valenční vrstvy druhého atomu. c) Tvorba více vazeb (kromě F) – především ve sloučeninách s O. Mohou tvořit až sedm vazeb

4 1. Fluor Výskyt: kazivec (fluorit) CaF2 Kryolit Na3AlF6 Apatit Ca5(PO4)3F Kosti, zubní sklovina

5 1. Fluor Vlastnosti: Světle zelený plyn s dráždivým zápachem. Extrémně jedovatý, leptá i sklo Fluor je extrémně reaktivní plyn – s většinou prvků se slučuje přímo (např. H, Br, I, S, P, Si). Vytěsňuje anionty ze sloučenin a sám přechází v anion: 2H2O + 2F2 → 4HF + O2 Výroba: elektrolýza taveniny KHF2 a HF Na které elektrodě? F-I → F0 + e- tj. oxidace (na anodě) Užití: Výroba freonů, HF, fluorovaných polymerních uhlovodíků (teflon)

6 2. Chlor Výskyt: soli: NaCl (sůl kamnná), KCl, MgCl2 (v mořské vodě) Vlastnosti: Žlutozelený plyn. Velmi reaktivní. Příprava: 4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O Výroba: Elektrolýza vodného roztoku NaCl (na které elektrodě?) Užití: plasty, HCl, bělící a dezinfekční účinek

7 3. Brom a jod Br - Červenohnědá kapalina. I – fialová krystalická látka Výskyt: Br – ve formě bromidů v mořské vodě I – v mořských řasách, korálech…, NaIO3 v chilském ledku (NaNO3) I je biogenní prvek Příprava: (díky vysoké elektronegativitě chloru) Cl2 + 2 KBr → Br2 + 2 KCl Cl2 + 2 KI → I2 + 2 KCl Užití: jodová tinktura (na dezinfekce)

8 Sloučeniny halogenů 1. Sloučeniny halogenů s vodíkem HX Halogenovodíky
Bezbarvé, ostře páchnoucí plyny. Výroba – přímá syntéza z prvků. Příprava a) Přímá syntéza z prvků b) Působení silných kyselin na halogenidy NaCl + H2SO4 →HCl + NaHSO4 (až Na2SO4) Halogenovodíkové kyseliny (= vodné roztoky halogenvodíků) HF – slabá, ostatní silné (nejsilnější HI). HCl– dříve – kyselina solná díky výrobě z NaCl. důležitá funkce při trávení

9 c) Soli některých kovů + HX nebo rozpustných MX (srážecí reakce)
2. Halogenidy = Sloučeniny halogenů s elektropozitivními prvky Příprava – několik způsobů a) Přímá syntéza z prvků 2Na + Cl2 → 2NaCl b) Neušlechtilý kovy (oxidy, hydroxidy, soli slabých kyselin) + HX Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 (výroba vodíku!) c) Soli některých kovů + HX nebo rozpustných MX (srážecí reakce) AgNO3 + NaCl (NaI) → AgCl (AgI) + NaNO3 (viz laborky) Význam a využití halogenidů KCl – draselné hnojivo NaCl – kuchyňská sůl

10 3. Sloučeniny halogenů s kyslíkem
- Oxidy, kyslík. kyseliny, soli a fluoridy kyslíku Fluoridy kyslíku (OF2, O2F2, O4F4…) Oxidy jsou většinou nestálé. Nejsilnější je I2O5. Kyslíkaté kyseliny: Síla roste s oxidačním číslem. (HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4) Avšak klesá jejich oxidační schopnost. HClO a chlornany Směs NaCl a NaClO = bělící louh (k bělení vláken) Směs CaCl2 a Ca(ClO)2 = chlorové vápno (k dezinfekci) Chlorečnany Výroba výbušnin a zápalek (bengálský oheň) Chloristany V pyrotechnice (místo nebezpečných chlorečnanů)

11 Pro zajímavost – některé reakce
H2O2 + KMnO4 (příprava kyslíku) Přípravy halogenidů: AgNO3 + NaCl (NaI) → AgCl (AgI) + NaNO3 CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O 2 Fe + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3H2