1 / 19

Tvorba katiónov X + málo pravdepod . (okrem I)

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).

munin
Download Presentation

Tvorba katiónov X + málo pravdepod . (okrem I)

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Halogény 9F, 17Cl, 35Br, 53I, 85At – 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- (A1 -3 eV) Vysoka elektroneg. – VV X-H...E (E = F menej Cl)

  2. Spôsob väzby atómov halogénov Oxidačné čísla: F: -Ipre všetky zlúčeniny Cl, Br a I: od -Ido VII katión trijodu(1+) zalomený fluorid bromečný tetrag. pyramida trijodid(1-) lineárny fluorid chloritý tvar T fluorid jodistý pentag. bipyramida 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-, IO65-, ClF3 BrF5,IF7,

  3. Vlastnosti halogénov (F2 – bezf. plyn, Cl2 – žltozel. plyn, Br2 – červenohn. kvap., I2 – sivočierna látka, málo rozpustné vo vode, dobre v nepolárnych rozpúšťadlách Energetický diagram MO molekúl X2 (v prípade F2 je poradie 1u a 2g obrátené) Vrstevnatá štr. X2(s) (X = Cl, Br a I) 1g21u22g21u41g42u0(základný stav)  1g21u22g21u41g32u1(excitovaný stav) 1g – Highest Occupied MO (HOMO) 2u – Lowest Unoccupied MO (LUMO) E(2u) – E(1g): F2 > Cl2 > Br2 > I2, energia prechod sa posúva z oblasti UV do VIS

  4. Reaktivita a vlastnosti halogénov 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 = ? Dis. energia (X2) 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 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 (?)

  5. 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 Ocelová katóda (-) Grafitová anóda (+) anóda – grafit. tyč: ox. F- - e- F rekombinácia 2F F2 katóda – oceľ. nádoba: red. H+ + e- H rekombinácia 2H H2 diafragma – oddeľuje vznikajúce plyny Použitie F2: príprava UF6, SF6, fluoračné činidla: ClF3, BrF3, IF3 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

  6. 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 Prívod NaCl(aq) 35% NaOH(aq) Použitý NaCl(aq) Zriedený NaOH(aq) e- Anóda (+) Katóda (-) 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)

  7. Klasifikácia a charakteristika halogenidov binárne 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) • 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)

  8. 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 Ternárne halogenidy: MXn.M’Xm - K2CuCl3(2KCl.CuCl), Na3AlF6 Halogenid-oxidy – BiCl(O), CrCl2O2, CCl2O

  9. Trubicová pec Príprava halogenidov • 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) • 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) e) reakcie oxidov kovových prvkov s C v prítomnosti Cl2 SiO2(s) + 2C(s) + 2Cl2  SiCl4(g) + 2CO(g) T d) zrážacie reakcie: AgNO3(aq) + HCl(aq)  AgCl(s) + HNO3(aq) 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)

  10. 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, IBr typ XY3: ClF3, BrF3 typ XY5: ClF5, BrF5, IF5 typ XY7: IF7 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) polyhalogenidové anióny: I3-, ClF2-, IBr2- polyhalogenidové katióny: ClF2+, BrF4+ hydrogenhalogenidové anióny: HF2-, HI2-

  11. Príprava a vlastnosti halogenvodíkov HX a ich kyselín polárne 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 zmes HCl(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 PVC Sumárna reakcia: SiO2(s) + 6HF(aq)  H2[SiF6](aq) + 2H2O(l)

  12. Príprava HX: a) syntéza z prvkov H2(g) + Cl2(g)  2HCl(g) • 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

  13. Príprava a vlastnosti oxokyselín halogénov a ich soli • HXO (XO-), HClO2 (ClO2-),HXO3 (XO3-),HXO4 (XO4-) • (X = Cl, Br a I), majú molekulovú štruktúru • 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) • vylučovacie reakcie • Ba5(IO6)2(aq) + 5H2SO4(aq)  BaSO4(s) + 2H5IO6(aq) • termicko-kondenzačné reakcie • H5IO6(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

  14. 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 disproporcionácii 3NaClO(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)

  15. Halogény a ľudský organizmus • Fluór – 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.

  16. 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 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.

  17. Vzácne plyny 2He, 10Ne, 18Ar, 36Kr, 54Xe a 86Rn – 18. skupina, p-prvky Elektrónova konfigurácia(ns)2(np)6 Spôsob väzby atómov vzácnych plynov Fluoro- a oxozlúčeniny Kr a najmä Xe Oxidačné čísla: sú párne II a IV a pre Xe VIa VIII 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

  18. Tvar a názvy: XeF2, XeF4, XeO3, XeO4, XeO64-, XeF2O, XeF2O3,XeF4O oxid xenónový trig. pyramída fluorid xenónu lineárny fluorid xenóničitý štvorec oxid xenóničelý tetraéder fluorid xenónový defor. oktaéder xenóničelanový (4-) anión oktaéder difluorid-oxid xenóničitý tvar T difluorid-trioxid xenóničelý trigonálna bipyramída tetrafluorid-oxid xenónový tetrag. pyramída

  19. Príprava a vlastnosti vzácnych plynov a ich zlúčenín bezf. 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. plyn Neonové žiarivky, xenonové lampy, lasery Zlúčeniny vzácnych plynov Fluoridy xenónu Xe(g) + F2(g)  XeF2(g) T, nadbytok Xe Xe(g) + 2F2(g)  XeF4(g) T, Xe:F2 = 1:5 Xe(g) + F2(g)  XeF6(g) T, Xe:F2 = 1:20 Sú to silné oxidovadlá XeF2(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 Xe XeF6(s) + 3H2O(l)  XeO3(aq) + 6HF(aq) XeO3(aq) + OH-(aq)  HXeO4-(aq) 2HXeO4-(aq) + 2OH-(aq)  XeO64-(aq) + Xe + O2 + 2H2O

More Related