H A L O G E N Y.

Prezentace na téma: "H A L O G E N Y."— Transkript prezentace:

1 H A L O G E N Y

2 VII. skupina – 7 elektronů
H A L O G E N Y X VII. skupina – 7 elektronů konfigurace s2p5 Prvek X b. t. (K) b. v. (K) F 4,1 40 85 Cl 2,83 172 239 Br 2,74 266 322 I 2,21 387 457 At — Se stoupajícím Z ve skupině stoupají teploty varu a tání, ale snižuje se X a kovový charakter

3 Oxidační čísla halogenů
–1 F Cl 1 3 4 5 7 Br (7) I — ! Fluor nemá d orbitaly Velmi reaktivní Silná oxidační činidla

4 oxidační schopnost 2 F2 + SiO2  SiF4 + O2 Br2 + H2S  2 HBr + S

5 Fluor F2 – světle zelený jedovatý plyn – 0,08 % litosféry
Výskyt: CaF2 (fluorit, kazivec), Na3AlF6 kryolit Využití: výroba HF, freonů CCl2F2, teflon Litosféra je pevný obal Země tvořený zemskou kůrou a nejsvrchnějšími vrstvami zemského pláště Freon: dichlodifluormethan Kryolit: Hexafluorohlinitan trisodný

6 elektrolýza směsi KF + HF
ocelová uhlíková katoda (–) anoda (+) HF / KF elektrolyt vstup HF výstup H2 výstup F2 výstup H2 Výroba: elektrolýza směsi KF + HF

7 Chlor Cl2 – žlutozelený jedovatý plyn Výskyt: NaCl, KCl
Využití: výroba PVC, jako bělící a dezinfekční prostředek Příprava: MnO HCl  MnCl2 + Cl H2O 2 KMnO HCl  2 MnCl KCl Cl H2O

8 Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
Anoda (+) Katoda (–) Zřěděný NaOH (aq) Na+ 35 % použitá solanka přívod solanky membrána Cl2 H2

9 Brom, Jod a Astat Br2 – červenohnědá kapalina
Výskyt: pouze ve formě sloučenin (hlavně v mořské vodě) Výroba: 2 KBr + Cl2  2 KCl + Br2 I2 – fialové až černé krystaly (schopnost sublimace) Výskyt: v chilském ledku ve formě NaIO3 Elementární brom je velmi silné oxidační činidlo. Je značně toxický. Díky poměrně nízkému bodu varu se rychle odpařuje a jeho páry ve vyšších koncentracích mohou způsobit smrt zadušením, i v nižších koncentracích však poškozují pokožku a především oči. Chilský ledek: NaNO3 Příprava: 2 KI + Cl2 (nebo Br2)  I KCl At - pouze ve formě nestabilních radioaktivních izotopů 209 Bi +   211At (7,5 h)

10 Halogenovodíky HX b. v. H2 + F2  2 HF 19,5 °C
H2 + Cl2  2 HCl – 85 °C H2 + Br2  2 HBr – 67 °C H2 + I2  2 HI – 36 °C ostře páchnoucí plyny s výjimkou HF velmi silné kyseliny

11 HF HCl - slabá kyselina - jediná kyselina fluoru - leptá sklo
- složka trávicích šťáv - hojné použití v průmyslu - v průmyslové výrobě se nejčistší HCl vyrábí syntézou chloru a vodíku: Kyselina fluorovodíková je jedinou kyselinou fluoru. Fluor totiž nemůže tvořit sloučeniny s kyslíkem, ve kterých by na fluor byly v aniontu poutány kyslíkové atomy. Kyselina fluorovodíková patří mezi slabé kyseliny vzhledem k velké afinitě fluoru k vodíku, vzhledem k čemuž fluorovodík ve vodě neúplně disociuje: HF + H2O ↔ F- + H3O+.

12 Halogenidy MX Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI - nereagují s H2O
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H) Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI nereagují s H2O Kovalentní – s kovy ze střední části periodické tabulky - CuCl2 Molekulové – s nekovy, polokovy a některými kovy, jejichž atomy mají vysoké oxidační číslo (SF6, PCl5, TiCl4)

13 Halogenidy MX Stálost klesá se stoupajícím Z
- lehčí halogen vytěsní ze sloučeniny těžší halogen: 2KI + Cl2  2KCl + I2

14 Příprava halogenidů Přímým slučováním prvků: 2 Fe + 3 Br2  2 FeBr2
Reakcí kovů s příslušnou halogenvodíkovou kyselinou Zn HCl  ZnCl2 + H2 Reakcí oxidů či hydroxidů kovů s příslušnou halogenvodíkovou kyselinou: KOH + HCl  KCl + H2O

15 OXIDY halogenů OF2 - difluorid kyslíku většina nestálé
- rozkládají se i za běžné teploty (někdy až explozivně) OF difluorid kyslíku - toxická plynná látka světle žluté barvy - obsahuje kyslík v oxidačním čísle +2. 2 F2 + 2 NaOH → OF2 + 2 NaF + H2O

16 Oxokyseliny halogenů I I I I V V I I HClO HBrO HIO HClO2 HClO3 HBrO3

17 Oxokyseliny halogenů Výskyt - hlavně jako vodné roztoky
- v bezvodném stavu: HClO4 (l) HIO3 (s) HIO4 (s) H5IO6 (s)

18 Oxokyseliny halogenů HClO
Vzniká v malé míře při zavádění chloru do vody: Cl2 + H2O  HCl + HClO Je nestálá a za běžné teploty se rozkádá: HClO  HCl + O ∙O∙ biradikál kyslíku

19 Soli oxokyselin halogenů
většinou pevné krystalické látky Chlornany (ClO)– - získávání: Cl NaOH  NaClO + NaCl + H2O - oxidační činidlo (projevem bělení) - příprava: 2Ca(OH) Cl2  CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O NaClO + NaCl= Javelova voda (bělící louh) CaCl2 Ca(ClO)2= chlorové vápno

20 Soli oxokyselin halogenů
většinou pevné krystalické látky Chlorečnany (ClO3)– - použití: k výrobě výbušnin a zápalek - příprava: a) tepelným rozkladem chlornanů b) zaváděním chloru do roztoku hydroxidů za zvýšené teploty 3 Cl NaOH  NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O Hlavička zápalek: chlorecnan draselny, sulfid antimonity, sira, barviva, mlete sklo (drsnost- zvyseni treni) Drivko: tekuty parafin- usnadnuje horeni. Ortofosforan sodiku- zamezuje doutnani po zhasnuti plamene Skrtatko: cerveny fosfor, mlete sklo, pojivo Skrtnutim zapalky vznikne na stycnem bodu teplota asi 200°C Drive se uzival bily fosfor (jedovaty) Fosforove zapalky- zapali se skrtnutim o cokoliv (napr.podrazku bot) t

21 Soli oxokyselin halogenů
většinou pevné krystalické látky Chloristany (ClO4)– - použití: v pyrotechnice (místo nebezpečnějších chlorečnanů) - příprava: a) tepelným rozkladem chlorečnanů b) zaváděním chloru do roztoku hydroxidů za zvýšené teploty 4 KClO3  3 KClO4 + KCl t

22 Jak probíhají tyto reakce?
NaBr + Cl2 NaBr + I2   NaCl + Br2 (není vyčíslená) neproběhne