Obecná a anorganická chemie I

Reakce

• Reakce s vodou:

  • 2 F2 + H2O → 4 HF + O2; nebo F2 + H2O → HF + HFO (není kyselina „fluorná“ H+δ−O+δ−F-δ )

  • Cl2 + H2O ⇄ HClO + HCl reakce běží pomalu, ustaví se rovnováha

  • Br2 + H2O reakce téměř neprobíhá = příprava bromové vody (Br2 (aq))

  • I2 + H2O reakce téměř neprobíhá, jód je ve vodě nerozpustný

• reakce se zředěnými roztoky alkalických hydroxidů za studena:

  • 2 F2 + 2NaOH → 2NaF + OF2 + 2 H2O

  • X2 + 2NaOH → NaXO + NaX + H2O (X = Cl, Br, I); pro I2 omezeně

• reakce s koncentrovanými roztoky alkalických hydroxidů za tepla:

  • 3 X2 + 6 KOH → KXO3 + 5 KX + 3 H2O (X=Cl, Br, I)

Výskyt

• Fluor:

  • Díky vysoké reaktivitě výhradně v minerálech CaF2 – kazivec (fluorit) Na3[AlF6] – kryolit Ca5F(PO4)3 – fluoroapatit

• Chlor:

  • Minerály NaCl – halit, KCl – sylvit mořská voda (obsah NaCl do 3,5 %)

• Brom:

  • Mořská voda společně s Cl– (např. Mrtvé moře 4g/dm3 Br–)

• Jod:

  • Mořské řasy, vody slaných bažin (USA, Jap.) minerály Ca(IO3)2 – lantarit NaIO3 – v chilském ledku (NaNO3 )

Výroba

• F2:

  • Elektrolýzou taveniny KF+HF (1:2 - 1:3) 2F– → F2 (g) + 2 e¯ směs KF/HF se získá z kazivce:

    • CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 HF

    • HF + KOH = KF + H2O

• Cl2:

  • Elektrolytickou oxidací vodných roztoků NaCl nebo přírodní solanky 2 Cl- = Cl2 + 2 e– (anoda - uhlík) 2H+ + 2e– = H2 (g) (katoda oddělena diafragmou

• Br2:

  • Z mořské vody: 2 Br – + Cl2 = Br2 + 2 Cl–

• I2:

  • Z chilského ledku - 2 NaIO3 + 2 NaHSO3 + 3 Na2SO3 = 5 Na2SO4 + I2 + 3 H2O

  • Z výluhu popela mořských řas - 2 I – + 2 NO2 – + 4 H3O+ = I2 + 2 NO + 6 H2O

Příprava

• Fluor:

  • Pouze tepelným rozkladem (fluoridy nelze chemickou cestou zoxidovat):

    • 2CoF3 → 2 CoF2 + F2

    • IF7 → IF5 + F2

• Cl2 , Br2 , I2:

  • Oxidací halogenidů nebo halogenovodíkových kyselin:

    • 4 HCl+ MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

    • 16 HBr+ 2 KMnO4 → 2 MnBr2 + 5 Br2 + 2 KBr + 8 H2O

    • 4 HI + O2 → 2 I2 + 2 H2O

  • Synproporcionací:

    • Cl– + ClO– + 2 H3O+ → Cl2 + 3 H2O

    • 5 Br– + BrO3 – + 6 H3O+ → 3 Br2 + 9 H2O

    • 5 I– + IO3 – + 6 H3O+ → 3 I2 + 9 H2O

  • Redukcí z vyšších ox. stavů:

    • 2 IO3 – + 5 HSO3 – + 2 H3O+ → 5 HSO4 – + I2 + 3 H2O

    • I2O5 + 5 CO → I2 + 5 CO2 (detekce CO)

  • Vytěsnění těžšího halogenu:

    • 2 KBr + Cl2 → Br2 + 2 KCl

    • 2 KI + Br2 → I2 + 2 KBr

Interhalogeny

• XYn

• je-li n = sudé, jedná se o kationtové částice, např. ICl2+ , Cl2F+

• existují i molekuly s povahou aniontů, tzv. polyhalogenidy:

  • I3- (rozpouštění I2 v roztoku KI), ICl2-

Molekulární sloučeniny p prvků

Halogenvodíky

• teplota tání a teplota varu - stoupají se stoupající velikostí atomů - vyšší teploty u HF způsobeny silnými vodíkovými můstky

• síla kyselin HX (aq) HF << HCl < HBr < HI

• HF velmi slabá - silné vodíkové můstky - ostatní velmi silné kyseliny - síla stoupá s klesající stabilitou / energií vazby (účinnost překryvu AO)

• Příprava:

  • Vytěsnění z iontových halogenidů:

    • CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4

    • Leblankův postup: NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4