Upload
munin
View
186
Download
0
Embed Size (px)
DESCRIPTION
Halogény. 9 F, 17 Cl, 35 Br, 53 I, 85 At – 17. sk . , nekov . p-prvky Elektrónova konfigurácia(ns) 2 (np) 5. Tvorba katiónov X + málo pravdepod . (okrem I). Tvorba aniónov v rozt . aj tuh . fáze X - (A 1 -3 eV). Vysoka elektroneg. – VV X-H...E (E = F menej Cl). - PowerPoint PPT Presentation
Citation preview
Tvorba katiónov X+ málo pravdepod. (okrem I)
Tvorba aniónov v rozt. aj tuh. fáze X- (A1 -3 eV)
Vysoka elektroneg. – VV X-H...E (E = F menej Cl)
Halogény
9F, 17Cl, 35Br, 53I, 85At – 17. sk., nekov. p-prvky
Elektrónova konfigurácia(ns)2(np)5
Spôsob väzby atómov halogénov
Oxidačné čísla: F: -I pre všetky zlúčeniny Cl, Br a I: od -I do VII
Väzbovosť F: najviac jedno menej dvojväzbový
Cl a Br: jedno až šesťväzbový, I: až sedemväzbový (IF7)
Tvar a názvy: I3+, I3
-, H2F+, ClO4-, ClO3
-, ClO2-, IO6
5-, ClF3 BrF5, IF7,
katión trijodu(1+)zalomený
trijodid(1-)lineárny
fluorid chloritýtvar T
fluorid bromečnýtetrag. pyramida
fluorid jodistýpentag. bipyramida
1g21u
22g21u
41g42u
0 (základný stav) 1g
21u22g
21u41g
32u1 (excitovaný stav)
1g – Highest Occupied MO (HOMO)
2u – Lowest Unoccupied MO (LUMO)
E(2u) – E(1g): F2 > Cl2 > Br2 > I2, energia prechod sa posúva z oblasti UV do VIS
Energetický diagram MO molekúl X2 (v prípade F2 je poradie 1u a 2g obrátené)
Vlastnosti halogénov
(F2 – bezf. plyn, Cl2 – žltozel. plyn, Br2 – červenohn. kvap., I2 – sivočierna
látka, málo rozpustné vo vode, dobre v nepolárnych rozpúšťadlách
Vrstevnatá štr. X2(s) (X = Cl, Br a I)
Redukcia pozostáva: z disociacie - D(F2) = 159, D(Cl2) = 243, D(Br2) = 193 a D(I2) = 151 kJ mol-1; prijatie e- - A1(F) = -334, A1(Cl) = -355, A1(Br) = -325 a A1(I) = -295 kJ mol-1; hydratácie iónu X- hH(F-) = -505, hH(Cl-) = -363, hH(Br-) = -336 a hH(I-) = -295 kJ mol-1.
rH = D + 2A1 + 2 hH < 0
X2 – reaktívne látky, reagujú s väčšinou prvkov:
E0(F2/2F-) = 2,85 V, E0(Cl2/2Cl-) = 1,36 V
E0(Br2/2Br-) = 1,063 V E0(I2/2I-) = 0,54 V
X2(g) + 2e- 2X-(aq) rH = ?
Reaktivita a vlastnosti halogénov
Oxid. X- silným oxidovadlom (D. ú. - napísať reak. v stav. tvare):HCl s K2Cr2O7, KMnO4, MnO2, PbO2 alebo Ca(ClO)2 HBr s H2SO4(konc.), Cl2 s KBr a Br2 s KI, F2 s NaCl (?)
Dis. energia (X2)
Výskyt halogénov – v prírode len v zlúč. stave napr. halogenidy kazivec (CaF2), kryolit (Na3[AlF6]), apatit (Ca5F(PO4)3) NaCl, KCl, MgCl2, v morskej vode, Br- a I- doprevádzajú náleziska chloridov
anóda – grafit. tyč: ox. F- - e- F rekombinácia 2F F2
katóda – oceľ. nádoba: red. H+ + e- H rekombinácia 2H H2
diafragma – oddeľuje vznikajúce plynyPoužitie F2: príprava UF6, SF6, fluoračné činidla: ClF3, BrF3, IF3
Ocelová katóda (-)
Grafitová anóda (+)
Elektolytický spôsob prípravy F2
F2 – najsilnejšie chemické oxidovadlo príprava elektr. oxid. KHF2 v bezvodom HF (KF:HF = 1:1 alebo 1:2)- kor. účinky elektr., agresívne účinky F2, - explozívna reakcia F2 s H2
bez diafragmy za studena: Cl2, NaClO, H2
Cl2(aq) + 2NaOH(aq) NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
bez diafragmy za tepla: Cl2, NaClO3, H2 3Cl2(aq) + 6NaOH(aq) NaClO3(aq) + 5NaCl(aq) + 3H2O(l)
Elektrolyt. spôsob prípravy Cl2, Br2 a I2
elektr. nasýt. roztokov halogenidov grafit. anóda a Fe katóda, Ur(H+) << Ur(Na+)Anóda (+): 2Cl-(aq) - 2e- Cl2(g)Katóda (-): 2H2O 2H+(aq) + 2OH-(aq)
2H+(aq) + 2e- H2(g) 2H2O + 2e- 2OH-(aq) + H2(g)
Sumárna reakcia: 2NaCl(aq) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)s diafragmou: Cl2, NaOH a H2
e-Anóda (+) Katóda (-)
Prívod NaCl(aq)
Použitý NaCl(aq)
35% NaOH(aq)
Zriedený NaOH(aq)
Klasifikácia a charakteristika halogenidovbinárne zlúčeniny halogénov s menej elektronegatívnými prvkami
a) molekulové halogenidy sú zložené z individuálnych molekúl konečnej veľkosti. Sú to halogenidy nekovov, polokovov alebo kovov vo vysokom oxidačnom stupni, napr. BCl3, PBr3, SiCl4, SbCl3, TiCl4 (hydrolýza vo vode), SF6, CCl4 (odolné voči vode)
b) iónove halogenidy – väzby medzi halogénmi a kovmi sú prevažne iónové. Sú to halogenidy alk. kovov, horčíka, kovov alk. zemín, kovov III. skupiny a niektorých lantanoidov – vysoké tt a tv, v roztav. stave vedú el. prúd.Kovalentný charakter: NaF < NaCl < NaBr < NaI (rastie ra)
Kovalentný charakter: KCl < CaCl2 < ScCl3 (rastie q/rk)
Ternárne halogenidy: MXn.M’Xm - K2CuCl3 (2KCl.CuCl), Na3AlF6
Halogenid-oxidy – BiCl(O), CrCl2O2, CCl2O
c) polymérne kovalentné halogenidy majú atómi kovov a halogénov viazané prevažne kovalentnými väzbami do nekonečných reťazcov, vrstiev alebo priestrorových útvarov. Sú to halogenidy Be, prechodných kovových prvkov v nízkych ox. číslach (II a III) a kovových p-prvkov –v roztav. stave len slabo vedú el. prúd. V plynnom stave majú niektoré (Fe2Cl6, ZnCl2) molekulovú štruktúru.
Halogenidy kovov – dobre rozp. vo vode, často kryšt. ako hydráty málorozpustné - CuX, AgX, TlX, Hg2X2 a PbX2
X- – vystupujú ako LZ (tvorba komplexov)[Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl-(aq) [CoCl4]2-(aq) + 6H2O(l)CuCl(s) + 3Cl-(aq) [CuCl4]3-(aq)
d) zrážacie reakcie: AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) + HNO3(aq)
e) reakcie oxidov kovových prvkov s C v prítomnosti Cl2 SiO2(s) + 2C(s) + 2Cl2 SiCl4(g) + 2CO(g)
T
Príprava halogenidov
a) syntéza z prvkov : 2Fe(s) + 3Cl2(g) 2FeCl3(s) 2Ga(s) + 3Br2(g) 2GaBr3(s)b) rozpúšťanie neušľachtilých M v HX
Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)c) reakcia oxidov, hydroxidov, resp. soli slabých kyselín s HX
Ag2O(s) + 2HF(aq) 2AgF(s) + H2O(l)KOH(aq) + HCl(aq) KCl(aq) + H2O(l)CaCO3(s) + 2HBr(aq) CaBr2(aq) + CO2(g) + H2O(l)
Trubicová pec
Vzájomné zlúč. halogénov (interhalogenidy) – menej elekroneg. atóm X je centrálny atóm, tvar častíc – VSEPR, fluór stabilizuje vysoké oxidačné stavy X. typ XY: ClF, BrF, BrCl, IBrtyp XY3: ClF3, BrF3
typ XY5: ClF5, BrF5, IF5
typ XY7: IF7
polyhalogenidové anióny: I3-, ClF2
-, IBr2-
polyhalogenidové katióny: ClF2+, BrF4
+
hydrogenhalogenidové anióny: HF2-, HI2
-
Chem. vlastností interhalogenidov – zlúč. obsahujúce fluór sú typické LK a silné oxidačné (fluoračné) činidla
aCo3O4(s) + bClF3(g) cCoF3(s) + dCl2(g) + eO2(g) Dom.úloha – nájsť koeficienty a, b, c, d a f.
CsF(s) + BrF3(l) Cs+(solv) + BrF4-(solv)
Interhalogenidy v kvapalnom stave ionizujú 2 BrF3(l) BrF2
+(solv.) + BrF4-(solv)
Príprava a vlastnosti halogenvodíkov HX a ich kyselínpolárne molekuly HX(g) – bezfarebné, ostro páchnuce plyny, ľahko sa dajú skvapalniť. HF(l) – výborne nevodné rozpúšťadlo.
2 HF(l) F-(solv) + H2F+(solv) pKautop. = 12,3 HX(g) – dobre rozpustné v H2O HX(aq), azeotropná zmesHCl(aq), HBr(aq), HI(aq) – silné kyseliny, HF(aq) – slabá kyselina
HF(aq) + F-(aq) HF2-(aq)
HF(aq) – reaguje s SiO2 (sklo), skladuje sa v nádobách z PVCSumárna reakcia: SiO2(s) + 6HF(aq) H2[SiF6](aq) + 2H2O(l)
Príprava HX: a) syntéza z prvkov H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)b) reakcia halogenidu so silnou neprchavou kyselinou (H2SO4)
CaF2(s) + H2SO4(konc.) CaSO4(s) + 2HF(g)NaCl(s) + H2SO4(konc.) NaHSO4(aq) + HCl(g)
reakciou s H2SO4(konc.) sa nedá pripraviť HBr a HI
c) Iné metódy PBr3(s) + 3H2O(l) H3PO3(aq) + 3HBr(aq)I2(s) + H2S(aq) S(s) + 2HI(aq)
HBr(aq) a HI(aq) sa na vzduchu postupne oxidujú na Br2 a I2
Príprava a vlastnosti oxokyselín halogénov a ich soliHXO (XO-), HClO2 (ClO2
-), HXO3 (XO3-), HXO4 (XO4
-) (X = Cl, Br a I), majú molekulovú štruktúrua) redoxné reakcie
Br2(l) + 5HClO(aq) + H2O(l) 2HBrO3(aq) + 5HCl(aq)I2(s) + 5Cl2(g) + 6H2O(l) 2HIO3(aq) + 10HCl(aq)3I2(s) + 10HNO3(aq) 6HIO3(aq) + 10NO(g) + 2H2O(l)
b) vylučovacie reakcieBa5(IO6)2(aq) + 5H2SO4(aq) BaSO4(s) + 2H5IO6(aq)
c) termicko-kondenzačné reakcieH5IO6(s) HIO4(s) + 2H2O(g)T
Oxokyseliny halogénov – silné oxidovadla. Oxidačné účinky:HXO>HXO3>HXO4 (X = Cl, Br a I) a) HClO>HBrO>HIO b) HClO3>HBrO3>HIO3 c) HClO4>HBrO4>HIO4
Najvýznamnejšia HClO4 – najsilnejšia z bežných anorg. kyselín
Soli oxokyselín halogénov – najznámejšie sodné a draselné. Oxidačné účinky: XO->XO3
->XO4- (X = Cl, Br a I)
a) ClO->BrO->IO- b) ClO3->BrO3
->IO3- c) ClO4
->BrO4->IO4
- Soli oxokyselín halogénov – tuhé biele látky, dobre rozpustné vo vode, za tepla podliehajú disproporcionácii3NaClO(aq) NaClO3(aq) + 2NaCl(aq)3KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(aq)3KClO3(l) 2KClO4(s) + KCl(s)
T
T, MnO2
T, žíhanie
Ca(ClO2)2 – účinná zložka chlórového vápna, výroba: 2Cl2(aq) + Ca(OH)2(aq) Ca(ClO)2(aq) + CaCl2(aq) + 2H2O(l)
Halogény a ľudský organizmusFluór – biogénny aj toxický prvok v závislosti od koncentrácie, ľudský organizmus (2.6 g F-) - účasť na tvorbe kosti a zubov, nachádza sa aj v štítnej žľaze a mozgu.Dodatočný príjem fluoridov - fluoridovaná voda (1 mg/dm3)- tablety NaF- zubné pasty
Fluór – negatívny účinok na centrálnu nervovú sústavu, poleptanie kože a slizníc, smrteľná dávka pre človeka 2g NaF
Chlór – ľudský organizmus (105 g Cl- - 2/3 všetkých iónov v krvi), spolu s Na+ a K+ regulácia osmotickej a acidobázickej rovnováhy, Cl2 – dezinfekčné účinky, reaguje s organickými zvyškami pri dezinfekcií vody, vzniká rakovinotvorný CHCl3.
Jód – biogénny prvok, ľudský organizmus (25 mg jódu – z toho 8 až 10 mg v štítnej žľaze)Najvýznamnejší hormón štítnej žľazy tyroxin - zasahuje do metabolických dejov (podporuje spaľovanie tukov, srdcovej činnosti, nervového prenosu), podporuje spaľovanie tukov.Radioaktívny 131I.
Bróm – prvok so slzotvornými účinkami, biogénny prvok, ľudský organizmus (200 mg Br-)
zlúčeniny brómu – psychofarmaka – pôsobia tlmivo na CNS, ovplyvňujú pochody dráždenia v mozgovej kôre.KBr, NaBr – upokojujú nervový systém, C2H5Br – dobrý uspávací prostriedok
Kvapalný Br2 – poleptanie slizníc alebo pokožky
Vzácne plyny
2He, 10Ne, 18Ar, 36Kr, 54Xe a 86Rn – 18. skupina, p-prvky
Elektrónova konfigurácia(ns)2(np)6
Tvorba katiónov je len zriedkavá (I1 od 24,6 eV pre He po 12,1 eV pre Xe)
Tvorba aniónov nepoz. sa (A1 kladné – okrem He)
Vysoka elektroneg. od 2,1 po 4,5 nezodp. ich reaktivite
Spôsob väzby atómov vzácnych plynov
Fluoro- a oxozlúčeniny Kr a najmä Xe Oxidačné čísla: sú párne II a IV a pre Xe VI a VIII
Tvar a názvy: XeF2, XeF4, XeO3, XeO4, XeO64-, XeF2O, XeF2O3,XeF4O
fluorid xenónulineárny
fluorid xenóničitýštvorec
fluorid xenónovýdefor. oktaéder
oxid xenónovýtrig. pyramída
oxid xenóničelýtetraéder
xenóničelanový (4-) aniónoktaéder
difluorid-oxid xenóničitýtvar T
difluorid-trioxid xenóničelýtrigonálna bipyramída
tetrafluorid-oxid xenónovýtetrag. pyramída
Zlúčeniny vzácnych plynovFluoridy xenónuXe(g) + F2(g) XeF2(g) T, nadbytok XeXe(g) + 2F2(g) XeF4(g) T, Xe:F2 = 1:5Xe(g) + F2(g) XeF6(g) T, Xe:F2 = 1:20
Sú to silné oxidovadláXeF2(s) + 2H2O(l) 2Xe(g) + 4HF(g) + O2(g)XeF4(s) + Pt(s) Xe(g) + PtF4(s)
Z fluoridov Xe sa pripravujú oxidy a oxozlúčeniny XeXeF6(s) + 3H2O(l) XeO3(aq) + 6HF(aq)XeO3(aq) + OH-(aq) HXeO4
-(aq)2HXeO4
-(aq) + 2OH-(aq) XeO64-(aq) + Xe + O2 + 2H2O
Príprava a vlastnosti vzácnych plynov a ich zlúčenínbezf. plyny, Tv:4,2 (He), 27,1 (Ne), 87,3 (Ar), 119,7 (Kr), 165,0 (Xe) a 211 (Rn) – vysk. sa v atm. (získavajú sa frakčnou dest. skv. vzduchu). Tvorba klatratov.He(l) – kryogénna tech., chlad. médium pre supravod. magnety. Ar – ochr. plynNeonové žiarivky, xenonové lampy, lasery