Halogeny a jejich sloučeniny

Halogeny a jejich sloučeniny
Mgr. Jana Pertlová
Copyright © iStudium, 2008, http://www.istudium.cz
Žádná část této publikace nesmí být publikována a šířena žádným způsobem a v žádné podobě
bez výslovného svolení vydavatele.
Produkce, technický redaktor: Roman Bartoš
Vnitřní úprava: Stanislav Kliment
OBSAH
Obsah ........................................................................................................................................................1 Halogeny ..................................................................................................................................................2 Základní vlastnosti ..............................................................................................................................2 Vlastnosti jednotlivých halogenů ...................................................................................................2 Elektronová konfigurace .....................................................................................................................2 Vazebné schopnosti .............................................................................................................................2 Vaznost ..........................................................................................................................................2 Oxidační čísla .................................................................................................................................3 Výskyt .................................................................................................................................................3 Volné halogeny ..............................................................................................................................3 Vázané halogeny ............................................................................................................................3 Chemické vlastnosti ............................................................................................................................3 Příprava ...............................................................................................................................................4 Průmyslová výroba ........................................................................................................................4 Využití .................................................................................................................................................4 Sloučeniny ...........................................................................................................................................5 Halogenvodík a halogenvodíková kyselina ...................................................................................5 Halogenidy .....................................................................................................................................6 Oxidy..............................................................................................................................................7 Kyseliny chloru ..............................................................................................................................7 Významné sloučeniny halogenů ....................................................................................................8 1
HALOGENY
ZÁKLADNÍ VLASTNOSTI
ƒ
ƒ
ƒ
ƒ
ƒ
Jsou jedovaté, dráždí dýchací cesty.
Špatně rozpustné ve vodě.
Rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech (CS2, CCl4, benzen, …).
Mají vysokou hodnotu elektronegativity.
Všechny tvoří za běžných podmínek dvouatomové molekuly.
Vlastnosti jednotlivých halogenů
ƒ Fluor – žlutý plyn, biogenní.
ƒ Chlor – žlutozelený plyn, biogenní, má dezinfekční a bělicí účinky
(viz obr. 1).
ƒ Brom – hnědá kapalina.
ƒ Jod – pevná tmavá látka, snadno
sublimuje, má fialové páry, biogenní; se škrobem tvoří modré zabarvení (slouží jako důkaz, viz
obr. 2).
Obr. 1: Odbarvovací schopnosti chloru v Savu
Obr. 2: Důkaz jodu se
škrobem
ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE
Obr. 3: Elektronová konfigurace halogenů
VAZEBNÉ SCHOPNOSTI
Vaznost
V základním stavu jednovazné, po excitaci až sedmivazné (s výjimkou fluoru).
ƒ Tvoří dvouatomové molekuly, kde jednotlivé atomy halogenu jsou spojené jednoduchou vazbou.
.
ƒ Díky vysoké elektronegativitě tvoří anion
ƒ Pomocí tří volných elektronových párů je halogen schopen tvořit koordinační vazbu a vystupuje
i jako ligand v komplexních sloučeninách, např. Na3[AlF6].
ƒ Mají schopnost tvořit vazby i mezi sebou (IF7, ClF3, BrF5, …).
2
Odlišnosti atomu fluoru
ƒ Fluor nemůže excitovat, tzn., že jeho vaznost je omezená pouze na základní stav.
ƒ Je schopen tvořit mezi molekulami vodíkový můstek ( HF, …).
ƒ Má ze všech prvků nejvyšší elektronegativitu, tzn., že tvoří pouze oxidační číslo −I a iontové vazby
(NaF, CaF2, SF6, …).
Oxidační čísla
ƒ Záporné: −I (HF, HCl, NaBr, KI, SF4, FeCl3, CaF2, …).
ƒ Kladná: +I, +III, (+IV), +V, (+VI), +VII.
VÝSKYT
Volné halogeny
Jsou velmi reaktivní, proto v přírodě nejsou ve volné formě.
Vázané halogeny
ƒ Nejčastěji ve formě halogenidů:
ƒ fluor – fluorit (kazivec) CaF2 (viz obr. 4), kryolit Na3AlF6,
ƒ chlor – halit NaCl (viz obr. 5), sylvín KCl, karnalit KMgCl2,
ƒ jod – mořská voda.
ƒ Ve formě aniontů:
ƒ živé organismy (F – kosti, zuby; Cl – žaludeční
kyseliny, krev; I – štítná žláza).
Obr. 4: Fluorit
CHEMICKÉ VLASTNOSTI
Jsou velmi reaktivní, slučují se prakticky se všemi prvky.
ƒ Slučování:
2P 2PF ,
5F
S SF ,
2F
Na 2NaCl,
Cl
Br
H
2HBr.
ƒ Oxidační vlastnosti:
Si SiF ,
2F
2Sb 2SbCl .
3Cl
ƒ Reakce s vodou:
2H O O
4HF,
2F
H O HClO HCl (význam při dezinfekci vody).
Cl
3
Obr. 5: Halit
PŘÍPRAVA
ƒ Elektrolyticky:
ƒ Jako elektrolyt se používá roztok nebo tavenina halogenidů.
ƒ Fluor se připravuje jen elektrolyticky.
ƒ Halogen se získává na anodě A: 2
2
.
ƒ Oxidací halogenvodíku velmi silným oxidačním činidlem:
14HCl
K Cr O
3Cl
16HBr
2KMnO
5Br
4HCl
MnO
Cl
MnCl
2CrCl
2KCl
2MnBr
7H O,
2KCl
8H O,
2H O.
ƒ Vytěsňováním těžšího halogenu lehčím halogenem (ten, který je v tabulce výš, vytěsní ten, který je
pod ním):
Br
KCl,
KBr Cl
I
NaBr,
NaI Br
I
KCl,
KI Cl
KCl Br
nereaguje.
Průmyslová výroba
Elektrolyticky.
VYUŽITÍ
ƒ Chlor:
ƒ Bělicí a dezinfekční činidlo (úpravny pitné vody, dezinfekce bazénů, úklidové prostředky, …).
ƒ Výroba HCl, chlorové vápno, …
ƒ Výroba rozpouštědel (CHCl3, CCl4, …).
ƒ Výroba plastů (chloropren, PVC).
ƒ Výroba prostředků na hubení (DDT, Travex, …).
ƒ Zneužití při výrobě bojových chemických látek (yperit, lewisit, fosgen).
ƒ Fluor:
ƒ Výroba plastů (teflon).
ƒ Výroba freonů.
ƒ Brom:
ƒ Lékařství – má utišující účinky; sedativita, hlavně prostředky na utišení kašle (např. Bromhexin).
ƒ Jod:
ƒ Lékařství – jodová tinktura (5% roztok jodu v ethanolu).
ƒ Léčba štítné žlázy, anginy pectoris, …
4
SLOUČENINY
Tabulka 1: Přehled sloučenin halogenů
Bezkyslíkaté sloučeniny
Kyslíkaté sloučeniny
Halogenvodík
Halogenidy
Oxidy
Kyseliny
Oxidační číslo
−I
−I
+I, +III, (+IV),
+V, (+VI), +VII
+III, +V
Příklad
HF, HCl, HBr, HI
NaCl, CaF2,
FeBr3
Br2O, Cl2O3,
ClO2, I2O5, Cl2O7
HClO2, HClO3
U fluoru jsou sloučeniny s kyslíkem výjimka. Kyslík v nich má kladné oxidační číslo jako důsledek
velmi vysoké elektronegativity fluoru (OF2).
U bromu a jodu klesá počet možností oxidačních čísel. Brom má jen +I, jod má jen +V.
Halogenvodík a halogenvodíková kyselina
Obojí má vzorec HX:
ƒ halogenvodík – plyn,
ƒ halogenvodíková kyselina – roztok.
Vlastnosti
Ostře páchnoucí plyn.
ƒ Velmi jedovatý.
ƒ Velmi dobře rozpustný ve vodě, vzniká halogenvodíková kyselina.
Příprava
ƒ Přímou syntézou (všechny halogenvodíky)
2H .
3H
ƒ Rozkladem halogenidů silnou kyselinou
NaHSO
HCl,
2NaCl H SO
Ca F
H SO
CaSO
2HF (nelze ale u bromu a jodu).
ƒ Hydrolýzou halogenidů fosforu (platí pro brom a jod)
3H O 3HBr H PO .
PBr
Chemické vlastnosti
ƒ Ve vodě velmi dobře disociuje.
.
H
H O
ƒ Má kyselou povahu.
S výjimkou HF jsou to velmi silné kyseliny.
ƒ Reagují s neušlechtilými kovy uvolněním vodíku (pozor na Beketovovu řadu – kovy před H
nereagují).
H ,
Zn HCl ZnCl
H ,
Fe HBr FeBr
Cu HBr nereaguje.
5
ƒ Se zásadou se neutralizuje.
HCl NaOH NaCl H O,
CaBr
2H O.
2HBr Ca OH
ƒ Velmi snadno se oxiduje na volný halogen.
14HCl
K Cr O
3Cl
16HBr
2KMnO
5Br
4HCl
MnO
Cl
MnCl
2CrCl
2KCl
2MnBr
7H O,
2KCl
8H O,
2H O.
ƒ Se solemi slabých kyselin vytěsní svůj oxid, popř. kyselinu.
2HCl CaCO
CO
CaCl
H O,
2HCl Na SO
SO
2NaCl H O,
2HCl FeS H S FeCl ,
HCl KCN HCN KCl.
Kyselina fluorovodíková – HF
Má některé odlišné vlastnosti:
ƒ Není tak silná kyselina jako ostatní.
ƒ Ve vodném roztoku tvoří vodíkové můstky. (Má tedy vyšší teplotu varu než ostatní HX.)
ƒ Leptá sklo: HF SiO
SiF
H O.
ƒ Na vzduchu velmi dýmá a její páry jsou mimořádně silně jedovaté.
Kyselina chlorovodíková – HCl
ƒ 37% roztok má označení kyselina solná, při této koncentraci je nejúčinnější a tedy nejnebezpečnější.
ƒ Používá se jako surovina v chemickém průmyslu.
ƒ Je součástí trávicích žaludečních šťáv.
ƒ HCl společně s HNO3 v poměru 3 : 1 tvoří tzv. lučavku královskou, která rozpouští i zlato.
Halogenidy
Vlastnosti
ƒ Většinou dobře rozpustné (výjimky: CuX, AgX, PbX2, Hg2X2).
ƒ Většina je bezbarvá, jen přechodné kovy tvoří barevné a často hydratované halogenidy, např.
CoCl2 · 6H2O, MnCl2 · 4H2O, FeCl3 · 6H2O, …
Příprava
ƒ Přímou syntézou
2Fe 2FeCl ,
3Cl
S SF ,
3F
Hg HgI .
I
ƒ Reakcí neušlechtilých kovů s halogenvodíkovou kyselinou (viz reakce HX).
ƒ Reakcí oxidů, hydroxidů, uhličitanů a jiných solí s HX
Ag O HF 2AgF H O,
HCl AgCl HNO .
AgNO
ƒ Podvojnou záměnou s jinými halogenidy
2NaI PbI
2NaNO .
Pb NO
6
Důkazy
Používají se srážecí reakce, kdy vzniká sraženina typické barvy (chloridy – bílé; jodidy – žluté;
bromidy – nažloutlé):
ƒ srážením s olovnatými solemi: Pb
Pb
,
ƒ srážením se stříbrnými solemi: Ag
Ag
.
Oxidy
Vlastnosti
Jsou nestálé, rozkládají se, nejstálejší je I2O5.
Příprava
Nelze je připravit přímou oxidací.
Kyseliny chloru
HClO, HClO2, HClO3, HClO4.
Vlastnosti
ƒ Síla kyseliny roste s oxidačním číslem (HClO – nejslabší, HClO4 – nejsilnější).
ƒ Oxidační účinky klesají s oxidačním číslem (HClO – největší, HClO4 – nejmenší).
Kyselina chlorná – HClO
ƒ Vzniká při chloraci vody
H O HCl HClO.
Cl
ƒ Je nestálá, rozkládá se
HClO HCl O .
Kyselina chloristá – HClO4
ƒ Připravuje se
KClO
H SO
HClO
KHSO .
ƒ Je nejsilnější ze všech známých kyselin.
Soli kyselin
ƒ Chlornany (mají největší praktický význam):
ƒ chlorové vápno Ca(ClO)2 · CaCl2 (bělení a dezinfekce),
ƒ bělicí louh NaClO · NaCl.
ƒ Chlorečnany a chloristany – jsou velmi nestálé, rozkládají se při zahřátí (výbušniny):
ƒ KClO
KClO
ƒ KClO
KCl
KCl,
O .
7
Významné sloučeniny halogenů
Tabulka 2: Významné sloučeniny halogenů
Zástupce
Chemický vzorec
Využití
salmiak
NH4Cl
elektrolyt v suchých bateriích, letování
halit
NaCl
výroba sodíku, chloru, vodíku
v potravinářství – jedlá sůl, konzervační činidlo, …
kalomel
Hg2Cl2
galvanotechnika, lékařství
AgBr
fotografický materiál (citlivý na světlo)
CCl4
rozpouštědlo, hasicí prostředky
KClO3
výbušniny, trhaviny
Travex
NaClO3
ničení plevelů, výbušniny
chloroform
CHCl3
nepolární rozpouštědlo, narkotické účinky
jodoform
CHI3
dezinfekční účinky
bělicí louh
NaClO · NaCl
bělení
chlorové vápno
Ca(ClO)2 · CaCl2
dezinfekce
8