Vzácné plyny Vzácné plyny Prvek Konfigurace I (kJ/mol) b. v. (°C) He Ne Ar Kr Xe Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p6 6s2 6p6 207813491036 4,2 27,1 87,3 120,3 166,1 208,2 XeF2 XeF4 [Xe+][PtF6–] b.
Download ReportTranscript Vzácné plyny Vzácné plyny Prvek Konfigurace I (kJ/mol) b. v. (°C) He Ne Ar Kr Xe Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p6 6s2 6p6 207813491036 4,2 27,1 87,3 120,3 166,1 208,2 XeF2 XeF4 [Xe+][PtF6–] b.
Slide 1
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 2
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 3
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 4
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 5
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 6
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 7
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 8
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 9
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 10
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 11
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 12
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 13
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 14
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 15
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 16
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 17
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 18
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 19
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 20
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 21
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 22
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 23
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 24
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 25
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 26
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 27
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 28
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 29
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 30
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 2
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 3
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 4
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 5
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 6
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 7
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 8
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 9
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 10
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 11
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 12
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 13
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 14
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 15
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 16
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 17
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 18
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 19
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 20
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 21
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 22
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 23
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 24
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 25
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 26
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 27
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 28
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 29
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2
Slide 30
Vzácné plyny
Vzácné plyny
1962
Prvek
Konfigurace
I (kJ/mol)
b. v. (°C)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
6s2 6p6
2360
2078
1519
1349
1169
1036
4,2
27,1
87,3
120,3
166,1
208,2
XeF2
129
XeF4
117
[Xe+][PtF6–]
b. t.
XeF6 + H2O 6 HF + XeO3
XeO3 + OH– HXeO4–
0,9 % vzd.
XeF6
49
°C
Vzácné plyny
adiční sloučeniny
komplexní
solného typu
H+
2 XeF2 · PF5
Cs[XeF7], Cs2[XeF8]
Na4XeO6 · nH2O
Kr – BaKrO4
H4XeO6
2,1 V
2,4 V
XeO3
2,6 V
XeF6
OH–
HXeO6
3–
0,9 V
HXeO4
–
1,3 V
Xe
Xe
Xe
Tvary sloučenin vzácných plynů
Tvary sloučenin vzácných plynů
XeF2
XeF4
XeO64–
XeF5–
XeF6
XeF82–
HALO G E N Y
HALO G E NY X
konfigurace s2p5
VII. skupina – 7 elektronů
Prvek
X
Energie
vazby
I
A
b. t. (K) b. v. (K)
F
4,1
155
1695
340
40
85
Cl
2,83
243
1255
356
172
239
Br
2,74
193
1145
242
266
322
I
2,21
151
1010
303
387
258
At
—
116
—
—
—
—
Oxidační čísla halogenů
–1
F
0
–1
Cl
0
1
3
4
5
7
–1
Br
0
1
3
4
5
(7)
–1
I
0
1
3
—
5
7
ionty
kovalentní slouč.
halogenidy
NaCl, HCl, CCl4
kovalentní slouč.
oxidy,
oxokyseliny
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % litosféry
vstup HF
výstup H2
výstup F2 výstup H2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
výroba HF, freonů CCl2F2, teflon
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
HF / KF
elektrolyt
ocelová
katoda (–)
uhlíková
anoda (+)
Fluor a Chlor
F2 – světle zelený plyn – 0,08 % membrána
litosféry
Cl2
CaF2 (fluorid, kazivec), Na3AlF6 kryolit
přívod
výroba HF, freonů
CCl2F2, teflon
H2
solanky
35 %
NaOH (aq)
Výroba: elektrolýza směsi KHF2 + HF
Cl2 – žlutozelený plyn – 0,19 % NaCl, KCl
Cl2 ; chlorace, soli, PVC
Výroba: zpracování NaCl – elektrolýza
použitá
Příprava:
solanka
Na+
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Zřěděný
NaOH (aq)
(+) + 2 Katoda
2 KMnO4 + 16 HCl Anoda
2 MnCl
KCl + (–)
5 Cl2 + 8 H2O
2
Brom, Jod a Astat
Br2 – červená kapalina – 0,01 % ; KBr, KBrO3
Výroba: mořská voda pH 3,5 + Cl2
2 KBr + Cl2 2 KCl + Br2
Příprava:
5 Br– + BrO3– + 6 H+ 3 H2O + 3 Br2
I2 – fialové až černé krystaly
10–4 % v chilském ledku IO3–
Výroba:
2 IO3– + 5 HSO3– 3 HSO4– + 2 SO42– + H2O + I2
Příprava:
2 KI + Cl2 (Br2) I2 + 2 KCl
At2
209 Bi
+
211At
(7,5 h)
Vlastnosti halogenů
oxidační schopnost
2 F2 + SiO2 SiF4 + O2
4 F2 + H2S 2 HF + SF6
Br2 + H2S 2 HBr + S
2 F2 + 2 H2O 4 H+ + 4 F – + O2
X2 + H2O HX + HOX
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
KHF2 HF + KF
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4
NaBr + H3PO4 HBr + NaH3PO4
(2 HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2 H2O)
PBr3 + H2O H3PO3 + 3 HBr
H2S + I2 2 HI + S
Halogenovodíky HX
H2
H2
H2
H2
+
+
+
+
F2 2 HF
Cl2 2 HCl
Br2 2 HBr
I2 2 HI
b. v.
aq.
19,5 °C
– 85 °C
– 67 °C
– 36 °C
40 %
38 %, 20 %
48 %
redox vlastnosti HX
ox. H; Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
red. 2 HI + H2O2 2 H2O + I2
acidobasické vlastnosti
HCl HI
(vel. hal.)
Halogenidy MX
halogenidy – binární sloučeniny (mimo N, O, H)
Iontové – 1., 2., 3. skupina NaF — NaI (nereaguje s H2O)
Kovalentní – molekulové SF6, PCl5, TiCl4
přechodné kovy, lanthanoidy;
– hydráty – např. NiCl2 · 6 H2O – [Ni(H2O)6]2+ + 2 Cl–
iontový charakter
– bezvodé – vazba M—X – kovalentní charakter
vrstevnaté struktury CdI2 (hydrolýza); polymerní charakter
Příprava halogenidů
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
(kovy + HX)
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
(MO + HX)
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
(sůl, CO32– + HX)
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
sraženina
Ti + 2 Cl2 TiCl4
S + 3 F2 SF6
(kov + X2)
(nekov + X2)
2 Fe + 3 Br2 2 FeBr2
Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 2 AlCl3 + 3 CO
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 SiCl4 + 2 CO
CoCl2 · 6H2O + 6 SOCl2 CoCl2 + 6 SO2 + 12 HCl
Sloučeniny halogenů
sloučeniny interhalové (interhalogeny):
ClF, BrF, IF, BrCl, ICl, IBr – podobnost jako X2
ClF + H2O HF + HOCl
BrF3 + KF K[BrF4]
BrF5; ICl3; IF3; IF5; IF7
IF5 IF4+ + IF6–
ClF3
IF7
BrF5
Sloučeniny halogenů
XY
ClF
XY3
XY5
XY7
b.v. –100 °C ClF3
b.v. 12 °C ClF5 b.v. –13 °C
bezbarvý
bezbarvý
bezbarvý
BrF* b.v. –20 °C BrF3 b.v. 126 °C BrF5
světle hnědý
b.v. 41 °C
bezbarvý
žlutý
(IF3)n roz. –28 °C IF5
IF*
žlutý
b.v. 105 °C IF7
subl. 5 °C
bezbarvý
bezbarvý
b.v. 5 °C
červenohnědý
BrCl*
ICl
IBr
pevná látka I2Cl6 m.p. 101 °C
červená
jasně žlutý
pevná látka
černá
* velmi nestabilní
Polyhalogenidy
KI + I2 ( I5– ...... I9–)
tendence k polyhal. F < Cl < Br < I
velké ionty Cs+
geometrie – téměř lineární
OXIDY halogenů
Oxidy – 19
F – OF2 ,
– většina nestálé
fluorid kyslíku, silné fluorační činidlo
2 F2 + 2 OH– 2 F – + OF2 + H2
2% NaOH
přebytek OF2 + 2 OH– O2 + 2 F – + H2O
Oxidy chloru Cl
Cl2O – b.v. 275 K (kap.) plyn
– exploduje, lomená molekula, kovalentní vazba
2 Cl2 + 2 HgO HgO · HgCl2 + Cl2O
Cl2O + H2O 2 HOCl (anhydrid HOCl)
Cl2O3 – identifikován
Oxidy chloru Cl
ClO2 – plynný
T > 170 K expl.
– paramagnetický, oxidační činidlo
3 KClO3 + 2 H2SO4 2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O
2 KClO3 + 2 H2SO4 + H2C2O4
2 ClO2 + 2 CO2 + KHSO4 + 2 H2O
2 ClO2 + OH– ClO2– + ClO3– + H2O
Cl2O6
ClO2 + O3 + O2 Cl2O6
tmavě červená kapalina, méně explozivní
Cl2O7 – nejstálejší – olejovitá kapalina
2 KClO4 + H2SO4 Cl2O7 + K2SO4
Oxidy halogenů (Br, I)
Br –
méně stálé než oxidy chloru
Br2O – analogie Cl2O
BrO2 – analogie ClO2
I
I2O5 – stálý do 350 K, krystalický
2 HIO3 I2O5 + H2O
I2O7 ?
Oxokyseliny halogenů (1)
I
HClO
III
HClO2
V
VII
HBrO
HIO
HClO3
HBrO3
HIO3
HClO4
HBrO4
HIO4
(H5IO6)
HFO kyselina „fluorová“
reakcí F2 s ledem při 0 °C
fluorace ledu
Stálá v neutrálním či alkalickém prostředí.
V kyselém oxiduje vodu na H2O2
Oxokyseliny halogenů (2)
HXO HOX , HOI pK ~ 8
2 X2 + 2 HgO + H2O HgO · HgCl2 + 2 HOX
Cl2 + H2O HCl + HClO
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl
3 OX– XO3– + 2 X–
Cl – 385 K
Br – 325 K
I – 280 K
.
NaOCl , Ca(Cl)(ClO)
20 °C
Oxokyseliny halogenů (3)
HXO2 – pouze HClO2
ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
2 ClO2 + H2O2 2 HClO2 + O2
Oxokyseliny halogenů (4)
HXO3 – pyramida
HClO3, HBrO3 – aq. roztok (pKA - 2)
HIO3 – bílé krystaly
I2 + HNO3 HIO3 (100 %)
příprava ze solí – iontoměniče
Ba(ClO3)2 + H2SO4 2 HClO3 + BaSO4
.
KClO3 – travex
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
2 KClO3 KCl + 3 O2
KBrO3 + 5 KBr + 3 H2SO4 3 Br2 + 3 H2O + 3 K2SO4
ClO3– , BrO3– strukturní typ NaCl
NaIO3 – CsCl
Oxokyseliny halogenů (5)
HXO4 – tetraedr
HClO4 – pKA ~ –11 HClO4 · H2O (70 %)
Zn + 2 HClO4 Zn(ClO4)2 + H2
nekoordinuje se
KClO4 + H2SO4 HClO4 1 - 3 kPa
.
HBrO4 – rozpad
83SeO 3–
4
HIO4 ....... H5IO6
18 NaOH + I2 + Cl2 Na2H3IO6 + 14 NaCl + 6 H2O
Kinetika oxidace vzrůstá v řadě
ClO4– BrO4– IO4–
N E / V
Oxokyseliny halogenů (6)
Oxidační číslo N
Deriváty kyselin – flourid-oxidy
odvozené z HXO3
X
Cl
Br
I
odvozené z HXO4
XO2F
XOF3
XO3F
XO2F3
ClO2F
ClOF3
ClO3F
ClO2F3
bezbarvý
plyn
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
bezbarvý
plyn
—
BrO2F
BrOF3
BrO3F
bezbarvá
kapalina
bezbarvá
kapalina
bezbarvý
plyn
—
—
IO2F
IOF3
IO3F
(IO2F3)n
IOF5
bezbarvé
krystaly
bezbarvá
jehličky
bezbarvé
krystaly
žlutá
pevná látka
XOF5
bezbarvá
kapalina
Halogen-oxidy halogenů FnXOm
patří k nim: fluorid-oxidy, fluorid-peroxidy, fluoridy perchlorylů,
trifluorid-oxidy, trifluorid-peroxidy a deriváty kyselin
F
Cl
Br
I
FXO
FClO
–
–
FXO2
FClO2
FBrO2
FIO2
FClO3
FBrO3
FIO3
F3 XO
F3ClO
F3BrO
F3IO
F3 XO2
F3ClO2
–
F3IO2
FXO3
—
XOClO3
FOClO3
ClOClO3
BrOClO3
IOClO3
XOSO2F
FOSO2F
ClOSO2F
BrOSO2F
IOSO2F
XONO2
FONO2
ClONO2
BrONO2
IONO2