8/9 Reakce, vyroba a slouceniny halogenu

Komentáře

Transkript

8/9 Reakce, vyroba a slouceniny halogenu
TG – chemie – kvinta
Ing. Ludmila Horká
8/9 Reakce, výroba a sloučeniny halogenů
Halogeny
∙
∙
∙
∙
se stoupajícím protonovým číslem Z klesá reaktivita
halogen s nižším Z oxiduje z halogenidů halogen s vyšším Z (2KBr + Cl2
2KCl + Br2 )
halogen s vyšším Z redukuje z kyslíkatých solí halogen s nižším Z (I2 +2NaClO3
2NaIO3 +Cl2 )
příprava – oxidace halogenidů
∙ MnO2 + 4HCl
Cl2 + MnCl2 + 2H2 O; 2Br – + Cl2
Br2 + 2Cl –
∙ výroba – elektrolýza vodného roztoku NaCl
Bezkyslíkaté sloučeniny halogenů
1) halogenovodíky (halogenkyseliny)
∙ páchnoucí bezbarvé plyny, silné kyseliny
a) HF kyselina fluorovodíková, vysoce toxická, žíravá kapalina, silně leptavé účinky na kůži; používá se k leptání
skla a při výrobě matového skla (uchovává se v plastových nádobách)
∙ HCl kyselina chlorovodíková; příprava např. reakcí kyseliny sírové s NaCl; vznikající plynný HCl se rozpouští ve
vodě na kyselinu; výroba hořením H2 s Cl2 a následným rozpouštěním HCl ve vodě; bezbarvá těkavá kapalina,
žíravina, dodává se jako 37 % vodný roztok chlorovodíku, technická kyselina (kyselina solná) je nažloutlá kapalina,
v lidském žaludku se vyskytuje pouze slabý (0,3 – 0,4%) roztok kyseliny
∙ na vzduchu silně dýmá, reaguje s kovy → H2 + Cl –
∙ SiO2 + 4HF
SiF4 + 2H2 O; CaF2 + H2 SO4
CaSO4 + 2HF
2) vzájemné sloučeniny halogenů
∙ ochota slučovat se → stoupá se vzdáleností v PSP (BrF3 , IF5 , IF7 )
3) halogenidy
a) NaCl chlorid sodný (kuchyňská sůl, kamenná sůl) – doluje se nebo se získává odpařováním či vymrzáním mořské
vody, v lidském těle je v slzách, v potu, v krvi, v moči, ve tkáňovém moku, v tělních tekutinách je 0,9 % chloridu
sodného (stejné složení má fyziologický roztok); člověk přijímá s potravou asi 8-15 g soli denně (doporučená
dávka je 4 g; nadbytek příjmu soli zvyšuje krevní tlak, kuchyňská sůl se jodiduje pro správnou funkci štítné žlázy;
největší světovou zásobárnou chloridu sodného jsou moře a oceány, které obsahují i další soli – např. chlorid
hořečnatý (dodává mořské vodě hořkou chuť) a chlorid draselný; celkový obsah solí rozpuštěných v mořské vodě
je označován jako salinita (Baltského moře je 0,7-0,8 %, Černého moře 1,8 %, Jaderského moře 3,8 %, Rudého
moře 4,2 %..., nejslanější je Mrtvé moře se salinitou 30 %), užití v potravinářství, konzervace, vysolování kůží,
surovina pro výrobu Cl2 , H2 , NaOH (elektrolýzou roztoku chloridu sodného), výroba mýdel, sody
b) KCl chlorid draselný – surovina pro výrobu jiných draselných solí, draselných (mazlavých) mýdel, hydroxidu
draselného a draselných hnojiv
c) NH4 Cl chlorid amonný, salmiak – pro čištění povrchu kovů při pájení, část suchých článků baterií
d) AsCl3 chlorid arsenitý – prudký jed
e) FeCl3 chlorid železitý – využití při úpravě pitné a užitkové vody v čističkách odpadních vod (váže na sebe
nečistoty, po zatížení klesnou ke dnu; odstraní se usazením nebo filtrací)
f) bromidy amonný, draselný, sodný – využívají se v lékařství jako sedativa
g) bromidy stříbrný, vápenatý – využití ve fotografickém průmyslu
h) CaF2 fluorid vápenatý, nerost fluorit, kazivec – využití v optice a pro výrobu kyseliny fluorovodíkové
4) hydrogenfluoridy – K[HF2 ], K2 [HgI4 ] Nesslerovo činidlo – pro důkaz NH3
Kyslíkaté sloučeniny halogenů
5) oxidy
∙ od Cl → plyny (Cl2 O7 = olejovitá kapalina)
∙ I2 O5 = nejstálejší (bílá krystalická látka
6) oxokyseliny
∙ od Cl → s počtem kyslíků stoupá síla kyseliny (nejslabší je HClO (ničí mikroorganismy, pro
desinfekci vody, součást pracích, čistících a bělících prostředků), silnější je HClO2 , HClO3 a
nejsilnější je HClO4 ), ale klesá stálost jejich solí
∙ od Br → HBrO, HBrO3
∙ od I → HIO3 , H5 IO6 (bezbarvá krystalická látka)
7) soli
∙ od HClO4 → pro pyrotechniku, pohon raket
∙ od HClO3
KClO3 Travex proti plevelům (totální herbicid), pro zápalky a třaskaviny, ohňostroje,
zábavní pyrotechnika
∙ od HClO2
NaClO2 oxidační činidlo → rozkládá se teplotou
∙ od HClO
NaClO oxidační činidlo, bělení, desinfekční prostředky (např. Savo)

Podobné dokumenty

Halogeny a jejich sloučeniny

Halogeny a jejich sloučeniny 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.

Více

vzorové příklady

vzorové příklady Takže molární hmotnost thiosíranu je 158,12 g.mol-1. Jinými slovy – jeden mol thiosíranu sodného má hmotnost 158,12 g. Dále je potřeba zjistit, kolikrát se hmotnost jednoho molu thiosíranu vejde do...

Více

Úpravy chemických rovnic – procvičování (kvinta + 1.G)

Úpravy chemických rovnic – procvičování (kvinta + 1.G) 32. 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O 33. 2 KMnO4 + 5 HNO2 + 3 H2SO4 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 HNO3 + 3 H2O 34. K2Cr2O7 + 3 H2S + 4 H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3 S + 7 H2O 35. 3 HgS...

Více

1/9 Přehled rovnic

1/9 Přehled rovnic 4 H2 + Si(OH)4 2 H2 O 2 H2 + O2 (elektrolýza) C + H2 O CO + H2 (směs CO a H2 je vodní plyn) CO + H2 + H2 O (g) → CO2 + 2H2 (vodní plyn + vodní pára při 300∘ C s katalyzátorem) CH4 C + 2 H2 ; CH4 + ...

Více

stanovení amonných iontů Nesslerovou metodou

stanovení amonných iontů Nesslerovou metodou zbarvení. Chyba se eliminuje poté tak, že při stanovení absorbance vzorku zjištěné při stanovení amoniakálního N, se odečte absorbance slepého stanovení vzorku, kde byl místo Nesslerova činidla při...

Více

Zákon zachování hmotnosti

Zákon zachování hmotnosti a) 2KBr + Cl2 ---> 2KCl + Br2 b) 4HCl + MnO2 ---> Cl2 + MnCl2 + 2H2O c) 4HI + O2 ---> 2H2O + 2I2 d) 3N2O + 2NH3 ---> 4N2 + 3H2O

Více

přehled triviálních a mineralogických názvů - E

přehled triviálních a mineralogických názvů - E Wolframan železnatomanganatý Sulfid železnatý Disulfid železnatý Heptahydrát síranu železnatého Titaničitan železnatý Wolframan gallnatý Kyselina sírová Kyselina trihydrogenboritá

Více

2. H2S

2. H2S  pokud je v názvu obsažen prvek a vodík, napíšu ve vzorci pouze tyto prvky (jedná se o bezkyslíkatou kyselinu), vodík stojí vždy ve vzorci na prvním místě. Jedinou výjimkou je kys. sirovodíková, t...

Více