Halogeny • •všechny jsou nekovy, • •tvoří biatomické molekuly, nízká vazebná energie, •max. u Cl2, naopak nejsnadněji disociuje I2 • • F2 - plyn (zelenožlutý) Cl2 - plyn (světle zelený) Br2 - kapalina (červenohnědé páry) I2 - krystalická sublimující látka (fialové páry) F2 Cl2 Br2 I2 •odstupňování bodů varu = důsledek van der Waalsových mezimolekulárních sil • •vysoké hodnoty IE, EA a elektronegativity (F2 nejvyšší elektronegativita ze všech prvků) • •snadná tvorba aniontů; zejména s prvky o nízké elektronegativitě přecházejí za uvolnění velkého množství energie do stavu X- se stálou konfigurací vzácného plynu Þ ox. číslo –I • •lehčí halogen je vždy schopen oxidovat anion těžšího halogenu a vylučovat ho z vodn0ho roztoku v elementární formě Vlastnosti schopnost vytvářet soli přímo s kovy ® solitvorné prvky See the source image See the source image vysoká reaktivita halogenů (u F2 je reaktivita tak vysoká, že nereaguje pouze s 3 prvky - He, Ne, Ar) Þ v přírodě se nenacházejí ve volném stavu, pouze ve sloučeninách •Oxidační čísla: •fluor jako jediný prvek nemůže mít jiné oxidační číslo než –I, •ostatní halogeny mají i další oxidační čísla: I, III, (IV), V, VII • •ox. č. VII - uplatnění všech elektronů na orbitalech ns2np5 • •ox. č. V - stálost ox. čísla stoupá podél podskupiny směrem k těžším homologům; stabilizace valenčních elektronů na orbitalech ns2 (tzv. inertní el. ns2 pár) Þ existuje stálý I2O5, ale Cl2O5 a Br2O5 neexistují. • •nepolární kovalentní biatomické molekuly halogenů se lépe rozpouštějí v málo polárních rozpouštědlech (CS2, CHCl3, CCl4, C6H6) • •1) vodné roztoky halogenů podléhají na světle pomalé hydrolýze: • pro Cl2, Br2, I2 platí: • X2 + H2O ® HX + HXO • pro F2 platí: • 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2 nebo 3F2 + 3H2O ® 6HF + O3 • • • •2) ve vod. roztoku alkalických hydroxidů se liší chování halogenů: • 2F2 + 2OH- ® 2F- + H2O + OF2 • u ostatních halogenů: • X2 + 2OH- ®XO- + X- + H2O hydrolýza • 3XO- ® 2X- + XO3- disproporcionace • nestabilní Reakce halogenů s vodou a s hydroxidy •Obecné metody přípravy halogenů • • •1) Vzájemné vytěsňování ze svých sloučenin: • 2 NaBr + Cl2 ® 2 NaCl + Br2 • (u halogenidů lehčí halogen vytěsní těžší) • 2 NaClO3 + I2 ® 2 NaIO3 + Cl2 • (ze sloučenin, v nichž halogeny mají kladné ox. číslo mohou být vytěsněny těžším halogenem) • •2) Oxidací halogenvodíků nebo halogenidů: • 4 HCl + MnO2 ® MnCl2 + 2 H2O + Cl2 • 2 KBr + H2SO4 (konc.) ® Br2 + K2SO3 + H2O • 4 HI + O2 ® 2 H2O + I2 • •3) Redukcí kyslíkatých sloučenin halogenů: • HIO3 + 5 HI ® 3 I2 + 3 H2O Fluor •žlutozelený plyn pronikavého zápachu. Fluor je extrémně jedovatý, leptá dokonce i sklo. Přírodní fluor je ze 100 % tvořen stabilním izotopem 19F, uměle bylo připraveno dalších 10 nestabilních izotopů fluoru s nukleonovými čísly 15 až 25. •mimořádná reaktivita dána malou velikostí atomu ® max. elektronegativita. •pevná kovalentní vazba v molekulách, menší blízkost vázaných atomů, např.: v molekulách CX4: C-F (428 kJ/mol) • C-Cl (327 kJ/mol) •Fluor jako jediný známý prvek tvoří valenční sloučeniny s netečným plynem radonem. Elementární fluor i řada fluoridů patří mezi extrémně silná oxidační činidla, fluorid platinový PtF6 oxiduje i netečný plyn xenon. • •Kromě kyslíku, dusíku a chloru přímo reaguje téměř se všemi prvky. S vodíkem reaguje fluor explozívně za vzniku fluorovodíku, s ostatními nekovy za vývoje plamene. S kyslíkem se slučuje pouze nepřímo za vzniku několika různých fluoridů kyslíku, např. OF2, O2F2, O4F2 a dalších. • See the source image See the source image Reakce fluoru s kapalnou vodou probíhá za vzniku flurovodíku a kyslíku: 2F2 + H2O(l) → 4HF + O2 Reakce fluoru s ostatními halogeny probíhá za vzniku interhalogenů typu: XF, XF3 a XF5, s jodem i XF7. Některé kovy reagují s fluorem za normálních teplot nebo při mírném zahřátí jen na povrchu a vzniklý povlak brání další reakci – pasivace. Při silnějším zahřívání reakce pokračuje do hloubky a některé kovy jako zinek, cín nebo hliník, dokonce vzplanou. Za červeného žáru působí fluor dokonce i na zlato a platinu. Sklo (tvořené oxidem křemičitým), reaguje s fluorem za vzniku plynného fluoridu křemičitého a kyslíku. 2 F2 + SiO2 → SiF4 + O2 Působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyslík, který obsahuje také malé množství ozonu, za jistých podmínek však působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík HF a kyselina fluorná HOF. Je to pevná krystalická látka, která se explozivně rozkládá za vzniku HF a kyslíku Průměrný obsah fluoru v zemské kůře je 0,0585 %. V přírodě se elementární fluor jako prvek, díky své značné reaktivitě, nevyskytuje. Ojedinělý výskyt přírodního elementárního fluoru je znám v antozonitu (páchnoucí fluorit) z dolu Wölsendorf v Bavorsku (e zdejším radioaktivním fluoritu byly zjištěny až 200 nm velké bubliny fluoru („smradlavý kazivec“). Elementární fluor se uvolňuje z fluoridu vápenatého působením beta záření, jehož zdrojem je uran přítomný v antozonitu) Nejdůležitějšími užitkovými nerosty fluoru jsou minerály fluorit (kazivec) CaF2, fluoroapatit Ca5F(PO4)3 a kryolit Na3[AlF6]. Ze všech nerostů mají nejvyšší obsah fluoru minerál griceit LiF (73,24 % F), barberit (NH4)BF4 (72,5 % F) a ferucit NaBF4 (69,2% F). Celkem bylo popsáno přes 440 nerostů s obsahem fluoru. •Příprava fluoru: • 1) IF7 ® IF5 + F2 (tepelný rozklad) • • 2) Tavná elektrolýza směsi fluoridů alkalických kovů • •Výroba: • Tavnou elektrolýzou (T = 250-300 °C) hydrogenfluoridu draselného KF.2HF - přibližné složení • Elektrolýza probíhá při teplotě 250-300°C v elektrolyzérech vyrobených ze slitin niklu. Přímé využití nachází fluor jako okysličovadlo v raketových motorech a jako fluorační činidlo v organické syntéze (výrobu teflonu a dalších syntetických organických polymerů). Krátkodobý pozitronový radionuklid 18F (T1/2 = 110 min.) se požívá v emisní tomografii. Chlor žlutozelený plyn charakteristického zápachu. Má 2 stabilní izotopy 35Cl a 37Cl. Stejně jako ostatní halogeny, je i chlor mimořádně chemicky reaktivní prvek. Reaktivita chloru je ale ve srovnání s fluorem poněkud nižší. Chlor reaguje s většinou prvku přímo, sloučeniny chloru s uhlíkem, kyslíkem a dusíkem lze připravit nepřímo. Průměrný obsah chloru v zemské kůře je 0,2 %. V přírodě se volný chlor nevyskytuje, ve velkém množství se chlor nachází zejména v chloridech alkalických kovů. Celkem bylo popsáno více než 300 nerostů s obsahem chloru. Chlorid sodný (NaCl, halit, sůl kamenná) je hlavní složkou solí obsažených v mořské vodě. Další minerály: sylvín (KCl), karnalit (KMgCl3.6H2O) nebo kainit (KMgClSO4.3H2O). •Příprava: •oxidací chlorovodíku: • Ca(ClO)2 + 4 HCl ® 2 Cl2 + CaCl2 + 2 H2O • 16 HCl + 2 KMnO4 ® 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O • 4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O •Výroba: • vedlejší produkt při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl • Katoda (Fe): 2 H2O + 2 e- ® 2 OH- + H2 • Anoda (C): 2 Cl- - 2 e- ® Cl2 • • katalytická oxidace chlorovodíku (různé postupy) • 4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O • •Použití •chlorační činidlo při výrobě velké řady anorganických i organických sloučenin, bělidlo, výroba bromu, sterilizace pitné vody • Mechanismus sterilizace vody pomocí chloru K ničení choroboplodných zárodků v chlorované vodě nedochází přímým působením chloru, ale vlivem volného kyslíku, který vzniká rozkladem kyseliny chlorné HClO, vzniklé rozpouštěním chloru ve vodě. Válečné použití chloru Poprvé byl použit německou armádou v roce 1915 - na západní frontě v bitvě u Ypres, na východní frontě při obléhání pevnosti Osowiec. Chlor je těžší než vzduch, drží se v zákopech. Chlor reaguje s vlhkostí obsaženou ve sliznicích za vzniku kyseliny chlorovodíkové, která poškozuje zejména oči a plicní tkáň. On 22 April 1915 the Germans released 168 tons of chlorine gas over a four mile front, in the first gas attack of the war, killing many of the French Zouave infantry in Second Battle of Ypres, Belgium. A German battery of chlorine gas canisters being prepared ... Poison Gas - Comparing the Seven Deadliest Chemical ... During WW1, 7000 Germans laid siege to Osowiec fortress in ... Gas attack | Simon Jones Historian V přírodě se volný brom nevyskytuje, je obsažen v řadě sloučenin, vetšinou jako doprovod chloru. Obsah bromu v zemské kůře je 2,4 ppm. Nejdůležitějším minerálem bromu je bromkarnalit KBr.MgBr2.6H2O. Příprava: oxidací bromidů v kyselém prostředí: 2KBr + MnO2 + 2H2SO4 → Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O Výroba: z matečných louhů po zpracování karnalitu, brom se vytěsňuje po okyselení chlorem za zvýšené teploty: 2KBr + Cl2 ® Br2 + 2KCl červenohnědá kapalina, nepříjemného zápachu. Přírodní brom je směsí dvou stabilních izotopů 79Br a 81Br, uměle bylo připraveno dalších 24 radioaktivních izotopů s nukleonovými čísly 68 až 94. Brom ochotně reaguje s celou řadou prvků, svými chemickými vlastnostmi se značně podobá chloru. Brom Jod Elementární jod je tmavě fialová až černá látka, která za atmosférického tlaku přechází přímo do plynné fáze, sublimuje. Jeho páry mají fialovou barvu a charakteristický dráždivý zápach. Ve vodě se rozpouští velmi slabě, lépe je rozpustný v ethanolu nebo nepolárních rozpouštědlech jako sirouhlík (CS2), tetrachlormethan (CCl4) nebo benzen(C6H6). Je rozpustný ve vodném roztoku jodidu draselného, s kterým tvoří trijodidový anion, tohoto se využívá v jodometrických titracích. KI + I2 → KI3 Výsledek obrázku pro iodine crystal structure waals Výsledek obrázku pro triiodide lewis structure I3-: žlutý až tmavohnědý "Lugolův roztok" See the source image •v nepolárních rozpouštědlech - fialové roztoky •v polárních rozpouštědlech hnědé roztoky, = důsledek solvatace ® posun lmax absorpčního pásu přenosem náboje • • SouvisejÃcà obrázek Se škrobem jod tvoří tmavě modrý komplex Přírodní jod je ze 100 % tvořen stabilním izotopem 127I, uměle bylo připraveno dalších 33 nestabilních izotopů jodu s hmotnostními čísly od 108 do 141. Jod •Příprava: • HIO3 + 5 HI ® 3 I2 + 3 H2O • 4 HI + O2 ® 2 H2O + I2 •Výroba: • 1) z matečných louhů po zpracování chilského ledku, přidáním směsi HSO3- a SO32- • 2NaIO3 + 2NaHSO3 + 3Na2SO3 ® I2 + H2O + 5Na2SO4 •(IO3- se částečně redukuje na I-, který reaguje s nezreagovaným IO3- na I2) • • 2) z popela z mořských chaluh a některých naftových vod obsahujících jodidy. Výroba jodu z jodidů se provádí oxidací jodičnany, chromany nebo oxidem manganičitým v kyselém prostředí: • 2NaI + 3H2SO4 + MnO2 → I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O Jod je méně reaktivní než ostatní halogeny. Snadno reaguje s fosforem, železem a rtutí. S vodíkem reaguje jod neochotně. S kyslíkem se přímo neslučuje, nepřímo lze připravit oxid jodičný I2O5, který je jediným známým stabilním oxidem halogenů. Výsledek obrázku pro thyroxin iodine Největší využití nalézá jod a jeho sloučeniny v lékařství jako desinfekce a zejména jako laboratorní činidlo pro celou řadu analytických metod (oxidimetrie, jodometrie). V nukleární medicíně má klíčový význam pro diagnostiku a terapii onemocnění štítné žlázy radiojód 131I (T1/2 = 8 dní). Jod se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách, elementární jod se v přírodě nenalézá. Průměrný obsah jodu v zemské kůře je 0,045 %. Zdrojem jodu je chilský ledek, ve kterém je jod přítomen jako jodičnan. Endemická struma Zvětšení štítné žlázy důsledku nedostatku jódu. Onemocnění bylo výrazně častější ve vnitrozemských oblastech oproti oblastem přímořským, kde potřeba jódu byla saturována díky jídelníčku bohatému na mořské ryby; tuto příčinu se podařilo odstranit obohacováním potravinářské soli jódem. Výsledek obrázku pro struma Struma : cos'è, quali sono le cause e quali sono i sintomi Astat = černá, tuhá látka, vzhledem i chováním podobná jodu. Zahříváním přechází na tmavě fialové páry. Astat nemá žádný stabilní izotop a v přírodě se vyskytuje jen v naprosto nepatrných množstvích jako člen některé z uranových, popř. thoriové rozpadové řady. Je známo cca 30 izotopů astatu, z nichž nejstabilnější 210At má poločas rozpadu 8,3 hodiny. Sloučeniny se velmi rychle rozpadají vlivem radioaktivity: Astatidy As- (astatid sodný NaAt, hořečnatý MgAt2 a astatovodík HAt). Silnými oxidačními činidly lze připravit astatnany AtO-1, astatitany AtO2-1 a astatičnany AtO3-1. S ostatnímy halogeny tvoří fluorid astatný AtF, chlorid astatný AtCl a jodid astatný AtI. Sloučeniny halogenů •Halogenvodíky • HF, HCl, HBr, HI •snadno zkapalnitelné, fyziologicky dráždivé, leptající, jedovaté plyny • • • • • • • •snadno se rozpouštějí v H2O na roztoky halogenvodíkových kyselin Výsledek obrázku pro boiling points hydrogen halides Hydrogen halide - Wikipedia •Příprava halogenvodíků •HF: • F2 + H2 ® 2HF • 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2 • CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + 2HF • •HCl: • NaCl + H2SO4 ® HCl + NaHSO4 • (vytěsněním z chloridům méně těkavou kyselinou) • • H2 + Cl2 ® 2 HCl (akt. uhlí, T= 1400C) • - nutná značná opatrnost, třaskavá chlorová směs, vybuchuje po ohřevu či UV světlem v důsledku řetěz. reakce: • Cl2 + energie ® 2 Cl. • Cl. + H2 ® HCl + H. • H. + Cl2 ® HCl + Cl. • … • •Rozkladem některých kovalentních chloridů vod. parou: • PCl5 + H2O ® POCl3 + 2HCl • POCl3 + 3 H2O ® H3PO4 + 3HCl • •Reakcí chloru s vod. parou na rozžhaveném koksu: • 2Cl2 + 2H2O + C ® CO2 + 4HCl (T= 5500C) • •Chlorací org. sloučenin: • CH4 + 4Cl2 ® CCl4 + 4HCl • •HBr: •Hydrolýza kovalentních bromidů • PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3 HBr • PBr5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HBr • •Vytěsněním z bromidů méně těkavou kyselinou • NaBr + H3PO4 ® HBr + NaH2PO4 •Oxidací kovalentních hydridů bromem ve vod. roztoku: • H2S.aq + Br2 ® S + 2HBr.aq • •Bromací org. sloučenin: • CH4 + 4Br2 ® CBr4 + 4HBr • •HI: -příprava analogicky k HBr • Např: • H2S.aq + I2 ® S + 2HI.aq • Použití HF: výroba fluor. derivátů, výroba polovodičů, F2, freonů, fluoroplastů; významné nevodné ionizující rozpouštědlo HCl: výroba chlor. derivátů, výroba řady solí, hydrolytické odbourávání bílkovin, součást žaludeční šťávy (0.3- 0.5 %) HBr, HI: příprava solí Halogenvodíkové kyseliny - adsorpcí halogenvodíku v H2O Obchodní preparáty: 48% HF, 37% HCl, 48%HBr, 47%HI - odstupňovanou kyselost (vliv velikosti aniontu): HI je nejsilnější halogenvodíková kyselina Klesající stálost vazby H-X se u HBr a HI projevuje též v snadném uvolnění halogenů a jejich redukční působení HBr a HI nelze připravit rozkladem alkalických halogenidů např. konc. H2SO4, vznikající HBr nebo HI redukuje H2SO4: 2HI + H2SO4 ® I2 + SO2 + 2H2O •Halogenidy •- iontové •- kovalentní • •Iontové halogenidy • •- halogenidy s elektropozitiními prvky, velký rozdíl elektronegativit (např. LiF) •- málo těkavé, pevné, stálé látky, většinou dobře rozpustné v H2O, výjimku tvoří některé fluoridy s vysokými mřížkovými energiemi (LiF, CaF2, SrF2, BaF2, fluoridy lanthanoidů a aktinoidů) •Kovalentní halogenidy • -malý rozdíl elektronegativit - •Nízkomolekulání •Halogenidy nekovů a polokovů • - obvykle snadná hydrolýza za vzniku halogenvodíku, oxokyseliny nebo hydroxidu: • SiCl4 + 4H2O ® Si(OH)4 + 4HCl • PBr5 + H2O ® POBr3 + 2HBr • POBr3 + 3H2O ® H3PO4 + 3 HBr •SF6, SiF4, TeBr4, … • •Halogenidy kovů ve vyšších oxidačních stavech •TiCl4, SnCl4, UF5, WF6, … • •Halogenidové ionty mohou vystupovat jako ligandy a tvořit komplexy s přechodnými kovy nebo s kovalentními halogenidy: • SiF4 +2F- ® [SiF6]2- • •Vysokomolekulání •s lineáními, rovinnými nebo prostorovými sítěmi kovalentních vazeb •Atomy halogenů mají několik volných elektronových párů => mohou fungovat jako můstkové ligandy. •AlCl3, CdCl2, CuBr2, BiI3 Výsledek obrázku pro polymeric hydrides Výsledek obrázku pro cdcl2 Kovalentní halogenidy uhlíku Výsledek obrázku pro freons Výsledek obrázku pro teflon PTFE (Teflon) Výsledek obrázku pro ddt Výsledek obrázku pro hch Výsledek obrázku pro pvc Výsledek obrázku pro chlorinated solvents structure Výsledek obrázku pro pcbs https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/70/Polybrominated_biphenyls.svg/1920px-Polyb rominated_biphenyls.svg.png Strukturnà vzorec Strukturnà vzorec Podle chování k vodě 1. Halogenidy podléhající pouze elektrolytické disociaci (výrazně iontové) NaCl, KI, CaCl2 2. Hydrolyzující halogenidy (halogenidy nekovů, polokovů a některých kovů) PI3, AsCl3, TiCl4 3. Halogenidy nereagující s vodou CCl4, SF6, SeF6, OsF6 Výsledek obrázku pro chlorides periodic Fluorid uranový slouží k rozdělení izotopů uranu pro použití v jaderných elektrárnách. Fluorid sodný NaF a fluorid cínatý SnF2 se přidávají jako desinfekce do zubních past a slouží k ochraně dřeva před hnilobou. Fluorid sírový SF6 se využívá k přípravě inertní atmosféry při odlévání hořčíkových slitin, ve směsi s dusíkem nebo argonem slouží k odstraňování vodíku a dalších nežádoucích prvků, které způsobují poréznost hliníku a mědi. SF6 se také používá jako zvukově izolační plyn do dvojitých skel oken. Hydrofluorid amonný NH4HF2 se používá jako desinfekční činidlo v lihovarnictví a k leptání skla. Fluorid boritý BF3 se používá jako katalyzátor iontových polymerací alkenů, Fluoridy stříbrnatý AgF2, kobaltitý CoF3, niklitý NiF3, chloritý ClF3, bromitý BrF3, fosforečný PF5 a siřičitý SF4jsou důležitá fluorační činidla. •Chloridy: biogenní ion, vliv na hospodaření organismu s vodou, acidobazickou rovnováhu a osmotický tlak tělních tekutin. Součást izotonických a fyziologických roztoků v medicíně. • •Bromidy: hypotenzivní a sedativní účinky Fluorid dusitý NF3 selektivní leptací činidlo při výrobě polovodičů Jodid dusitý NI3 třaskavina (jododusík) Bromid stříbrný AgBr využití ve fotografickém průmyslu Chem/Grp7 - Chubby Revision AS Level Fluoridy v zubní pastě Výsledek obrázku pro fluorapatite vs hydroxyapatite Výsledek obrázku pro fluorapatite vs hydroxyapatite Výsledek obrázku pro fluoride teeth apatite Fluoroapatit je méně rozpustný než hydoxyapatit, dochází ke zpevňování skloviny. Interhalogenové sloučeniny •skupina sloučenin, které tvoří halogeny mezi sebou •zákl. typy: AX, AX3, AX5, AX7 • - halogen X vždy elektronegativnější než A • - nejobvyklejší typ AB • - stálost sloučenin AB klesá s rozdílem elektronegativit Výsledek obrázku pro interhalogens See the source image See the source image See the source image See the source image See the source image Acidobazické chování oxokyselin https://media1.shmoop.com/images/chemistry/chembook_acidbase_graphik_15.png Čím slabší je O-H bond tím silnější je kyselina. O-H bond je oslabována v důsledku rostoucí elektronegativity centrálního atomu. Zvýšení počtu atomu kyslíku zvyšuje oxidační číslo centrálního atomu. Vyšší oxidační číslo na centrálním atomu reprezentuje pozitivní náboj na atomu. Výsledek obrázku pro oxidation number and acidity http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/3084/3158649/blb2204/blb22t04.gif Oxosloučeniny halogenů See the source image See the source image See the source image See the source image See the source image Výsledek obrázku pro frost diagram halogen See the source image See the source image See the source image •Oxosloučeniny fluoru OF2, difluorid kyslíku je bezbarvý plyn, v kapalné formě se jedná o tmavě žlutou kapalinu. S vodou téměř nereaguje, ale reakce s vodní párou probíhá explozivně za vývoje značného množství tepla: OF2 + H2O → O2 + 2HF Příprava: 1) tavnou elektrolýzou hydrofluoridu draselného KHF2 2) reakcí fluoru se zředěným roztokem hydroxidu sodného: 2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O HFO - jediná známá kyslíkatá kyselina fluoru. Připravuje se reakcí fluoru s ledem: F2 + H2O(s) → HFO + HF Další fluoridy kyslíku: O2F2, O4F2 Výsledek obrázku pro of2 lewis structure Výsledek obrázku pro o2f2 lewis structure https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/7c/Tetraoxygen_difluoride.svg/1920px-Tetraox ygen_difluoride.svg.png An image showing dioxygen difluoride's structure O 2 F2 reaguje explozívně s čímkoliv, s čím přijde do kontaktu. Question #76806 | Socratic Oxygen difluoride - Wikipedia Elektronegativita F je mnohem vyšší než u vodíku, hybridizace of atomu kyslíku je stejná u H2O2 a O2F2 (sp3). Podle Bentova pravidla mají hybridní orbitaly obsahující fluor menší s-charakter a větší p-charakter, zatímco u ostatních je tomu naopak. Tudíž délka vazby O-O je v O2F2 kratší než v H2O2. •Oxosloučeniny chloru https://i1.wp.com/img.sparknotes.com/content/testprep/bookimgs/sat2/chemistry/0003/sat117002_0601.g if Cl2O, ClO2 , Cl2O7 - vysoce reaktivní, nestálé, silné oxidační účinky. Výsledek obrázku pro iodine frost diagram See the source image Cl2O - zelenožlutý plyn, lomená molekula, anhydrid kys.chlorné Příprava: 1) disproporcionace suchého chloru vlivem HgO HgO + 2Cl2 ® HgCl2¯ + Cl2O 2) reakce chloru s uhličitanem sodným: 2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O → Cl2O + 2NaHCO3 + 2NaCl •HClO - nestálá látka, silné ox.účinky, slabá kyselina, existuje pouze ve vodných roztocích • •Příprava: • disproporcionace chloru v H2O • Cl2 + H2O® HCl + HClO •rovnováhu lze posunout vpravo odstraňováním Cl- pomocí HgO: • 2Cl2 +H2O + HgO ® HgCl2¯+ 2HClO •zahříváním HClO rozklad: • 3HClO ®HClO3 + 2HCl • 2HClO ®2HCl + O2 • •MIClO (chlornany) • nestálé, silné ox.účinky, zahříváním disproporcionují na Cl- a ClO3- •technicky významné je chlorové vápno (smíšený chlorid a chlornan vápenatý) • •Příprava: • Cl2 + 2OH- ® Cl- + ClO- + H2O • Výsledek obrázku pro HClO •ClO2 - zelenožlutý, explozivní plyn, smíšeným anhydridem HClO2 a HClO3 • •reakce s hydroxidy: • 2 ClO2 + 2OH- ® ClO2- + ClO3- + H2O • • •Použití • bělení buničiny, dezinfekce vody • Použití: bělící, dezinfekční, oxidační a chlorační činidla Chlorine dioxide.svg •HClO2 - nestálá látka, stejně jako HClO existuje jen ve vodných roztocích • •MIClO2 (chloritany) • - silná ox. činidla, stálejší než HClO2 • •Příprava: • 1) zaváděním ClO2 do roztoků hydroxidů • • 2) redukce ClO2 pomocí peroxidu • 2 ClO2 + Na2O2 ® 2NaClO2+ O2 •Použití: • stejné jako u MIClO Výsledek obrázku pro hclo2 •HClO3 - silná kyselina, silné ox. účinky, nestálá, existuje stejně jako HClO a HClO2 , pouze ve vodných roztocích cca do 40 % koncentrace •- snadný rozklad: • 4 HClO3® HClO4 + 3 HCl •Příprava: • Ba(ClO3)2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HClO3 •MIClO3 (chlorečnany) • - důležité soli, dobře rozpustné ve vodě, relativně stálé, silné ox. účinky (s redukujícími látkami až explozivní charakter) • - rozklad zahřátím: • 4 KClO3 ® 3 KClO4 + KCl • 2 KClO3 ® 2 KCl + 3O2 (vyšší teplota) •Příprava: •-zaváděním Cl2 do alk. hydroxidů za tepla • 3 Cl2 + 6 NaOH ® 5 NaCl + NaClO3 + 3H2O •Použití: •oxidační činidla, bezpečnostní trhaviny, raketová paliva, výroba zápalek, herbicidy k ničení plevele a trávy • Výsledek obrázku pro hclo3 •HClO4 - bezbarvá dýmavá viskózní kapalina, jediná oxokyselina chloru, kterou lze připravit bezvodou, s vodou se mísí v každém poměru, její monohydrát je krystalická látka, jednou z nejsilnějších kyselin • •Příprava: • KClO4 + H2SO4 ® HClO4 + KHSO4 • •Použití: silné ox.činidlo, k důkazu K+ Cl2O7 - bezbarvá olejovitá kapalina, explosivně se rozkládá zahřátím nebo úderem, ve styku s redukujícími látkami se explozivně redukuje. 2 HClO4 (bezvodá) + P2O5 ® Cl2O7 + 2HPO3 Výsledek obrázku pro Perchloric Acid •MIClO4 (chloristany) • •- nejstálejší kyslíkaté sloučeniny chloru, iontové sloučeniny s tetraedrickými anionty ClO4-, málo komplexotvorné. • •Příprava: •1) Neutralizace HClO4 např.: • Na2CO3 + 2 HClO4 ® 2 NaClO4 + H2O + CO2 • 2)4 KClO3 ® 3 KClO4 + KCl tepelný rozklad při cca 500 0C 3) •3) Anodickou oxidací ClO3- na Pt elektrodě • •Použití: • oxidační činidla, součást střelia a pyrotechniky, NH4ClO4 se používá jako okysličovadlo v raketových motorech na tuhá paliva, Mg(ClO4)2 se v laboratorní praxi používá k sušení plynů. • See the source image •OXOSLOUČENINY BROMU • •Oxidy: Br2O, BrO2 • - krajně nestálé látky, schopné, •existence jen hluboko pod 0 0C • •Kyseliny: HBrO a HBrO3 • •HBrO a MIBrO • - obdobné vlastnosti jako HClO a MIClO • - bromnany mají větší sklon k disproporcionaci na BrO3- a Br- • •HBrO3 • - analogické vlastnosti jako HClO3 • • Příprava: • 1) Ba(BrO3)2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2 HBrO3 • 2) Br2 + 5 Cl2 + 6 H2O ® 2 HBrO3 + 10 HCl The M - O - M bond angles in M2O (where M is halogen) is in the order - Sarthaks eConnect | Largest Online Education Community Dibromine monoxide - Wikipedia •MIBrO3 • - analogické vlastnosti jako MIClO3 • - bromičnany se teplem nerozkládají na BrO4-, ale přímo na Br - a O2 • •- oxidační činidla používaná v odměrné analýze např.: • 3 Sb3+ + BrO3- + 6H+ ® 3 Sb5+ + Br- + 3H2O •- analyticky důležitá reakce: • BrO3- + 5 Br- + 6H+ ® 3Br2 + 3H2O Bromičnan draselný se v potravinářství používá k vylepšování mouky (intenzivnější kynutí chleba) jako aditivum pod označením E 924 (v ČR je zakázaný). Bromičnan draselný se používá spolu s bromidy k laboratorní přípravě vodného roztoku bromu: 2 KBrO3 + KBr + H2SO4 = Br2 + K2SO4 + H2O SouvisejÃcà obrázek Příprava reakcí bromu s horkým roztokem hydroxidu draselného. Reakce je vratná, takže změnou reakčních podmínek (okyselením) lze z bromidu draselného a bromičnanu draselného získat zpátky brom 3 Br2 + 6 KOH = KBrO3 + 5 KBr + 3 H2O rozklad bromnanu draselného na bromičnan draselný a bromid draselný 3 KBrO = KBrO3 + 2 KBr nebo redoxní reakcí chlorečnanu draselného s bromidem draselným KClO3 + KBr = KBrO3 + KCl •OXOSLOUČENINY JODU • •- na rozdíl od oxosloučenin chloru a bromu za lab. teploty většinou krystalické látky včetně oxidů a kyselin • •- z oxidů existují: • I2O4 - IOIO3 jodičnan jodylu • I4O9 - I(IO3)3 jodičnan joditý • I2O5 - bílá kryst. látka •na rozdíl od analogických oxidů ostatních halogenů jsou stálé. • •oxid jodičný I2O5 je extrémně silné oxidační činidlo a používá se jako součást filtrů ochranných masek proti oxidu uhelnatému. • •HIO a MIIO •- analogické vlastnosti jako HClO a MIClO, zcela nestálé látky •Kyselina jodičná HIO3 •- bílá kryst. látka, stálá, silná kyselina, dobře rozpustná ve vodě, v koncentrovaných roztocích částečná tendence k polymeraci • •Příprava: • 1) I2 + 2HClO3 ® 2 HIO3 + Cl2 • 2) I2 + 5 H2O2 ® 2 HIO3 + 4 H2O • •Jodičnany MIIO3 •- kromě MIIO3 existují i MIH(IO3)2 a MIH2(IO3)3 • •Příprava: • 1) zavádění I2 do roztoku alkalického hydroxidu • 2) neutralizace HIO3 • 3) KClO3 + KI ® KIO3 + KCl •- jodičnany se v kys. prostředí chovají jako oxidační činidla: • IO3- + 5I- + 6 H+ ® 3I2 + 3 H2O • •- tepelný rozklad jodičnanů: • 4KIO3 ® 3KIO4 + KI • KIO3 ® KI + 3/2 O2 • -jodičnany alkalických kovů jsou rozpustné v H2O • -jodičnany kovů alk. zemin a přechodných kovů jsou nerozpustné v H2O - • •Použití jako oxidační činidla. •Kyselina jodistá H5IO6, (HIO4)n • •- středně silné kyseliny, bílé, krystalické, stálé látky, silné oxidační účinky • H5IO6 ® HIO4 + 2 H2O (T = 130 0C) • • •- sklon k vytváření složitějších kondenzačních struktur např.: • 2H5IO6 ® H4I2O9 + 3 H2O • •Kyselina metajodistá HIO4 existuje pouze ve formě polymeru (HIO4)n, který je nestabilní. • •Příprava: • Ba3(H2IO6)2 + 6 HNO3 ®2 H5IO6 + 3 Ba(NO3)2¯ Ortho-Periodsäure.svg Používá se jako oxidační činidlo, oxidačně štěpí vicinální dioly za vzniku karbonylových sloučenin. •Jodistany • •- existují různé typy, nejběžnější: • MIIO4 • MI5IO6 • MI2H3IO6 • MI3H2IO6 • MI4I2O9 • •- bezbarvé látky ox. schopností -málo rozpustné ve vodě, včetně většiny jodistanů alkalických kovů (kromě LiIO4 a NaIO4) - •Jodistany v alkalickém prostředí existují pravděpodobně ve formě dimerního aniontu (O4I-O-IO4)4- Výsledek obrázku pro jodistan Periodate cleavage.svg NaIO4 se používá v organické chemii k rozštěpení diolů za vzniku dvou aldehydů • Příprava jodistanů: • •1) Tepelným rozkladem jodičnanů (analogie přípravy MIClO4) • 4 KIO3 ® 3 KIO4 + KI • •2) Neutralizací kyseliny jodisté • HIO4 + KOH ® KIO4 + H2O • •3) Oxidací jodičnanů v alkalickém prostředí • KIO3 + Cl2 + 2 KOH ® KIO4 + 2 KCl + H2O