P5 – prvky

1. Úvod

– jinak také halogeny

– F, Cl, Br, I, (At)

– el. konfigurace – ns²np⁵ => jsou velmi reaktivní, chybí jim 1 elektron do úplné konfigurace

– získání stabilní el. konfigurace (elektronový oktet):

1. doplněním 1e^– – tvorba iontu X^–
2. sdílením – kovalentní vazba – polární (HX), nepolární (X₂)

– je možná excitace – kromě F (nemá d orbital) – jen -I, pouze kyselina fluorná +I (HOF)

– oxidační čísla: -I, 0, +I, +III, +V, + VII

– vysoká elektronegativita – je výhodné pro ně získat e^–, klesá ve skupině (ale roste velikost atomu)

– fyzikální vlastnosti – Cl, F – plyny, žlutozelené

– Br – hnědočervená kapalina

– jod – fialový až kovově černý, pevný

– vytváří krystalky, které sublimují

– At – nestálý

– jsou to nekovy

– se stoupajícím protonovým číslem ve skupině roste Ar, velikost atomu, velikost iontu

– klesá elektronegativita (roste poloměr atomu), schopnost atomu tvořit ionty X^– = oxidační schopnost

– mlk – pro mlk ve skupině roste Tt, Tv, Mr, hustota

– klesá reaktivita (F reaguje skoro se vším, Cl nereaguje přímo s O, N, C), rozpustnost ve vodě

(všechny rozpustné málo, I vůbec – dobře v nepolárních – nepolární vazba), nekovový charakter

– chemické vlastnosti – vysoce reaktivní, vždy dvojatomové mlk, jedovaté (leptají)

– F při působení na kůži způsobuje těžkou narkózu, nadýchnutí způsobuje edém plic (i Cl)

– Cl, Br, At – různé izotopy

– F, I – monoizotopické prvky

2. Reakce a výskyt

– oxidační účinky – reakce s vodou

– reakce:

1. s vodou: F₂ + H₂O -> HF + O₂ => oxidační účinky

Cl₂ + H₂O -> HCl + HClO = chlorová voda

–> HCl + O

– částečně Cl s vodou reaguje a částečně se rozpouští

– sdílí volné el. páry s partnerem, kovalentní vazba

– disproporcionace – jeden Cl se redukuje a druhý se oxiduje

Br₂ + H₂O -> HBr + HBrO = bromová voda – využívá se k dokázání násobných vazeb

I₂ + H₂O -> 0 – nereaguje vůbec, ani se nerozpouští

– I₂ se rozpouští v roztoku KI -> Lugolův roztok – důkaz škrobu

– jodová tinktura – I₂ (v KI) v lihu

– čím je větší molekulová hmotnost, tím klesá rozpustnost

1. skovy, nekovy – slučování: 2 Na + Cl₂ -> 2 NaCl

H₂ + Cl₂ -> 2 HCl

KBr + Cl₂ -> KCl + Br

KCl + Br₂ -> 0

I₂ + NaClO₃ -> NaIO₃ + Cl₂

– výroba:

1. elektrolýza vodného roztoku – z halogenidů (solí), elektrolýza solanky – výroba Cl

roztok NaCl: K^–: Na⁺, H⁺ + 2 e^– -> H₂ (odchází)

A⁺: OH^–, Cl -> Cl₂ (odchází) + 2 e^–

vznik NaOH

2. oxidací pomocí oxidačních činidel – z halogenidů (solí)

8 HCl + 2 MnO₂ -> 2 Cl₂ + 4 H₂O + 2 MnCl₂

16 HCl + 2 KMnO₄ -> 5 Cl₂ + 2 MnCl₂ + 8 H₂O

– zavádění plynného Cl do roztoku bromidů a jodidů

3. F₂ – elektrolýza taveniny KF: KF -> K⁺ + F^–

A: 2 F^2- -> 2 F⁰ + 2 e^–

K: 2 K²⁺ + 2 e^– -> 2 K⁰

4. Br₂ a I₂ – zavádění plynného Cl do roztoků bromidů a jodidů – jod se dříve získával z čas

a chaluh – asi 40%

– elektrolýza solanky – vznik NaOH, H₂ a Cl₂

1. amalgamový způsob – katoda je rtuť, anody Ti nebo grafit, ionty: Na⁺, Cl^–, H₃O⁺, OH^–
2. diafragmový způsob – katoda je ocelová, anoda Ti – diafragma zabraňuje prostupu OH^–

k anodě (tím se předchází vylučování kyslíku) a mísení H₂ a Cl₂

– výskyt – v přírodě – jedině vázané ve formě halogenidů – NaCl = sůl kamenná, chlorid sodný, halit

– CaF₂ = kazivec

– Na₃AlF₆ = kryolit, hexafluorhlinitan sodný

– snižuje Tt směsi při získávání kovů

– Ca₃(PO₄)₂*CaX₂ = apatit, X (Cl, F, OH)

– mořská voda – Br^–, Cl^–, I^–

– F – kazivec (fluorit), kryolit, apatit, kosti, zubní sklovina živočichů a člověka

– Cl – soli kyseliny chlorovodíkové (NaCl = halit, KCl = silvín, MgCl₂) – dobře rozpustné, často

v mořské vodě a solných ložiscích (solná pole – vyvěrající slaná voda)

– karnalit = KCl*MgCl₂*6 H₂O

– Br – bromidy rozpuštěné v mořské vodě

– I – součástí řas, chaluh, hub, korálů v moři, jodičnany – chilský ledek, výluhy vysokopecních

prachů, jodidy

– vlastnosti – vytěsňování – u kyslíkatých solí halogen s vyšším protonových číslem vyredukuje s

                                                  nižším protonovým číslem (Z)

I₂ + NaClO₃ -> NaIO₃ + Cl₂

– u halogenidů halogen s nižším Z vytěsňuje halogen s vyšším Z

KCl + Br₂ -> 0

2 KBr + Cl₂ -> 2 KCl + Br₂

2 KBr + F₂ -> 2 KF + Br₂

-> kvůli X, čím nižší Z, tím vyšší X => ochotněji tvoří X^–

– s kovy, nekovy – tvoří halogenidy

– s vodíkem – tvoří halogenvodíky = HX – plyny, vodné roztoky halogenvodíkové kyseliny

– existence vzájemných sloučenin halogenů – BrF₃, BrCl₅, FBr₃, ClBr₅

– Př.: ₁₇Cl: 3s²3p⁵

₁₇Cl^–: 3s²3p⁶

excitace: ₁₇Cl*: 3s²3p⁴3d¹

₁₇Cl**: 3s²3p³3d²

₁₇Cl***: 3s¹3p³3d³

₉F: 2s²2p⁵

₉F*: 0

₃₅Br: 4s²4p⁵

NaI + Br₂ -> NaBr + I₂

NaBr + I₂ -> 0

– reakce s vodou – sklon k disproporcionaci:

Cl + H₂O -> HCl + HClO        HClO -> HCl + O

Br₂ + H₂O -. HBr + HBrO

F₂ + H₂O -> HF + O₂

– bromová voda – odbarví se, když jsou obsaženy násobné vazby v uhlovodíku

 

3. Využití

 

– využití – fluor – zubní pasty ve formě SnF₂, NaF je v zubní sklovině, Ca₂(OH)PO₄ (hydroxiapatit) –

nejslabší místo je OH^– – v kyselém prostředí je nebezpečí, že H₃O⁺ vystrčí OH^– – zubní

pasty nahrazují OH^– iontem F^–, fluorizace

– teflony – tepelná odolnost, CF₂-CF₂

– freony – měkké (CHFCl₂), tvrdé (CF₂Cl₂)

– chladící média, hnací plyny

– kryolit – snížení Tt

– zpomalovače hoření – organické sloučeniny F (například koberce)

– fluorid uranu – při obohacování uranu o ²³⁵U

– radioizotopy používané v lékařství

– chlor – NaCl

– chlorování vody: Cl₂ + H₂O -> HCl + HClO, k. chlorná je nestálá: HClO -> HCl + O

– O je biradikál – obrovská reaktivita – hubí mikroorganismy

– k. chlorná současně disociuje: HClO -> H⁺ + ClO^–

– ClO^– reaguje s N – sloučeninami – likviduje dusíkaté sloučeniny –

-> vznik chloraminů (vyvázání dusíku)

– výchozí látka pro PVC – polyvinylchlorid – lino, igelitky

– neopren – 2-chlorbuta-1,3-dien

– insekticidy, fosgen, yperit – bis(2-chloretyhl)sulfid, bělení

– VL pro výrobu chlorového vápna – dezinfekce – chlornan vápenatý Ca(ClO)₂

– výroba HCl

– brom – VL pro chemické technologie, dříve černobílé fotografie, výroba léčiv a barviv

– jod – 5% roztok v ethanolu = jodová tinktura, lékařství, barvy (jodová tinktura, L. roztok)

– dříve jako bojové látky – yperit, fosgen (dichlorid kyseliny uhličité)

 

 

 

4. Sloučeniny

– sloučeniny – bezkyslíkaté – HX

– plyny, vodné roztoky – halogenvodíkové kyseliny

– jedovaté, dráždivé, snadno zkapalnitelné, polární (ve skupině klesá)

– dobře rozpustné ve vodě

– směrem dolu síla stoupá – HF o hodně slabší (vodíkové můstky)

HI + H₂O -> roztok HI

<-> I^– + H₃O⁺

– příprava: vedlejší produkt organických syntéz – substituce alkanů:

CH₄ + Cl₂ –UV–> CH₃Cl + HCl

– přímá syntéza z prvků: H₂ + Cl₂ -> 2 HCl (exotermní)

– reakce halogenidů se silnou kyselinou: CaF₂ + H₂SO₄ -> CaSO₄ + 2 HF

NaCl + H₂SO₄ -> NaHSO₄ + HCl

NaHSO₄ + NaCl -> Na₂SO₄ + HCl (g)

– HCl – g se rozpustí ve vodě -> kyselina HCl = kyselina solná

– HX – HF 40%, HCl 35-38%, HBr 48%, HI 57%

– nejsilnější je HI – I má největší atom, síla kys. ve skupině roste

– HF středně silná – má vodíkové můstky

– jsou to jednosytné kyseliny

– HCl – v žaludečních šťávách (1-1,5 pH), základní kys. anorg. průmyslu,

domácí čištění kovů, nemá oxidační účinky

– HF – středně silná, leptá sklo: 4 HF + SiO₂ -> SiF₂ + 2 H₂O + H₂SiF₆

– uchovává se v plastových lahvích, Pb a Pt nádobách (Pb a Pt se

pasivují, vznik fluoridů)

– velmi jedovatá kyselina, způsobuje těžko hojitelné rány

– nebezpečné výpary

– soli – X^– (KBr, NaF, NaI), halogenidy – soli HX kyselin

– dobře rozpustné ve vodě (obvykle) – jen stříbrné ne

– rozdělení halogenidů:

1. alkalických kovů – iontové halogenidy
2. nekovů – CCl₄ – tetrachlormethan, org. rozpouštědlo

– SiCl₄

– těkavé látky, navenek nepolární => rozpustnost

v organických rozpouštědlech

– výroba:

1. neutralizace: HCl + NaOH -> NaCl + H₂O

KBr + KOH -> KBr + H₂O

2. přímá syntéza prvků: K + I₂ -> KI 2 Fe + 3 Cl₂ -> 2 FeCl₃  2 Al + 3 I₂ -> 2 AlI₃
3. HX s oxidem: 2 HCl + CuO -> CuCl₂ + H₂O HCl + KOH -> KCl + H₂O
4. HX s některými solemi: HCl + CaCO₃ -> CO₂ + CaCl₂ + H₂O
5. reakce neušlechtilých kovů s kyselinou: Zn + HCl -> ZnCl₂ + H₂ (Mg, Fe, Al)

– dělení: iontové, molekulové, atomové/kovalentní, polymerní

– analytický důkaz halogenidů: roztok AgNO₃ + Cl^– -> AgCl – bílá sraženina

+ Br^– -> AgBr – nažloutlý

+ I^– -> AgI – žlutý

– sloučeniny halogenů – fluorouhlíky – deriváty uhlovodíků F₂C=CF₂ – tetrafluorethylen – polymerace

teflonu

– freony – obsahují F a Cl, sloučeniny s C

– ledničky, spreje – uvolňují radikály halogenů a reagují s O₃(ničí ozon)

– kyslíkaté sloučeniny – oxidy – nestálé látky, ochotně se rozkládají

– ClO₂ – rozkládá se explozivně ta normální teploty

– OF₂ – fluorid kyslíku, oxid fluoru

– Cl₂O – plyn, Cl₂O₇ – olejovitá kapalina

– ClO₂ – silné oxidační činidlo, silnější než Cl₂O₇

– bromu – velmi nestabilní, jen při nízkých teplotách existují

– Br₂O, BrO₂

– jodu – pevné látky, I₂O₇

– oxokyseliny – ve vodném roztoku, bezvodá je kyselina HClO₄ – kapalná

– pevné: H₅IO₆, HIO₃ => vytváří soli, které jsou látkami pevnými

– HClO – silné ox. činidlo (vznik HCl)

– vytváří soli – chlornany – ClO^–:

Cl₂ + 2 NaOH -> NaClO + NaCl + H₂O

– směs NaClO a NaCl – bělící činidlo (savo, domestos)

– NaCl = chlornan sodný

2 Cl₂ + 2Ca(OH)₂ -> Ca(ClO)₂ + CaCl₂ + 2 H₂O – Ca(ClO)₂ + CaCl₂ – dezinfekční činidlo

– CaCl₂ = chlornan vápenatý = chlorové vápno

– HClO₃ – silná kyselina, ox. účinky

– soli chlorečnany (ClO₃)^– – mají silné ox. účinky, výbušniny

– KClO₃ – na škrtátku zápalek

– NaClO₃ – herbicid (travex, dominátor) – ničí rostliny

– vznik tepelným rozkladem chlornanů:

NaClO –t–> NaClO₃ + NaCl = disproporcionace

– nebo reakcí Cl₂ s alk. hydroxidem, zvýšená t:

Cl₂ + NaOH –t–> NaClO₃ + NaCl + H₂O

– HClO₄ – jedna z nejsilnějších kyselin, nemá tak silné ox. účinky

– nestálá, explozivně se rozkládá

– 70% roztok – relativně stálá

– soli chloristany – použití v pyrotechnice

– NaClO – výroba NH₄ClO₄ – oxidovadlo

paliv – při startu raket až 700t

– fyziologický roztok je 0,9% NaCl

– zaváděním Cl do roztoku KOH vzniká za vyšší teploty KClO₃ + KCl + H₂O

• rovnice
• typ reakce
• množství Cl, které je třeba k získání 10 g KClO₃ (M = 122,5)

3 Cl₂ + 6 KOH –t–> KClO₃ + 5 KCl + 3 H₂O

M(KClO₃) = 122,5; m = 10 g

n = m/M = 0,082 (mol)

n (Cl) = 3*n = 0,246

m(Cl) = 22,4*0,264 = 5,51 (l)

– kyseliny – HCl – příprava: NaCl + H₂SO₄ -> HCl + Na₂SO₄

– výroba:

1. H₂ + Cl₂ -> 2 HCl (plynný) – vysoce exotermní reakce, nutnost chladit
2. HCl + H₂O -> roztok HCl – max 36%

– je to silná kyselina, nemá oxidační vlastnosti nikdy, součástí žaludečních šťáv

– využití – anorganické i organické technologie, katalyzátor

– HF – leptá sklo – matní, není průhledné: HF + SiO₂ -> H₂SiF₄

– kyslíkaté kyseliny – síla stoupá zleva doprava: HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄

– Př.: ClF = fluorid chlorný

IF₅ = fluorid jodičný

BrCl = chlorid bromný

5. Využití a rozdělení halogenidů

– využití: NaClO = chlornan sodný, základní složka sava, bělící a dezinfekční účinky, textilní průmysl

Ca(ClO)₂ = chlornan vápenatý, chlorové vápno, bělící a dezinfekční účinky, textilní průmysl

KClO₃ = chlorečnan draselný, základní složka výbušnin a herbicidů

AgBr = bromid stříbrný

– fotografický průmysl – černobílé fotky, nanášení na fotografický papír -> Ag⁰

– rozdělení:

1. iontové – halogenidy alkalických kovů, Mg, kovů alkalických zemin a některých

přechodných kovů

– iontové vazby, vysoké Tt a Tv

1. polymerní – kovalentní, atomové, halogen s kovem vázán kovalentními vazbami do

řetězců, vrstev nebo trojrozměrných struktur

– hlavně chloridy, jodidy a bromidy kovů se střední a vyšší X (nad 1,5)

– až nekonečné řetězce

– většina halogenidů kovů s ox. číslem II (Zn, Cd, Mn, Fe, Ni)

– vrstevnatá struktura – CuCl₂

1. molekulové – tvořeny jednotlivými mlk, ve kterých jsou halogeny s kovy vázány

kovalentními vazbami

– tvořeny například: Ti, Sn, Pb, V, Nb, Mo, W, Os a nekovy a polokovy ve

vyšších ox. číslech – B, C, Si, N, P, As, Sb, S, Se, Te – těkavé

a špatně vedou el. proud