halogeni Flashcards
halogeni
značilnosti
oksidacijska
-močno elektronegativni elementi in močni oksidanti (elementarni halogeni!!!)
-velike ionizacijske energije
- F najbolj el. negativen in najmočnejši oksidant tudi zelo reaktiven
-F oksidacijski št. 1 in 0
ostali -1,0,1,3,5,7 (izjeme, klor ClO2 tudi 4)
-elementi 2. periode različni: ne morejo uporabiti d orbital za tvorbo vezi
halogeni so zaradi svoje reaktivnosti strupeni
(fluor bojni strup, brom razjede na koži, jod 10% razkužilo)
zakaj je fluor zelo reaktiven?
šibka vez F-F zaradi odboja neveznih el. parov
nima energijsko dosegljivih d orbital (e- se ne morejo nikamor umakniti)
viri halogenov
halogeni so “tvorci soli”
glavni vir Cl, Br, I je morska voda
pomembni tudi minerali v soliščih
fluor izjema: glavni vir so minerali
fluor
pridobivanje v industriji in v laboratoriju
fluora ni mogoče dobiti z kemijsko reakcijo (ker je v naravi prisoten le v obliki fluoridov, ni oksidanta, ki bi lahko pretvoril fluorid v fluor, kerj je fluor najmočnejši oksidant)
pridobivanje na elektrokemijski način
-v industriji: elektroliza suhega in čistega HF
(HF dobijo: fluoridi + močna kislina)
prevodnost povečajo z dodatkom KF
reaktivnost F2, eksplozivne reakcije z nečistočami in vodikom
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
-v laboratoriju: iz jeklenk
pridobivanje z elektrolizo prenevarno
klor
pridobivanje v industriji
klor
-v industriji
elektroliza nasičene raztopine NaCl (dobimo Cl2 in H2)
2Cl- + 2e- → Cl2 (oksidacija na jekleni ali Hg anodi)
v preteklosti Deaconov postopek: katalitska oksidacija plina HCl s kisikom
4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O ; katalizator CuCl2, visoka temp.
danes modifikacija tega postopka: katalizator talina KCl in FeCl3; povečan izkoristek z čistim O2 namesto zraka
klor
pridobivanje v laboratoriju
-v laboratoriju
oksidacija HCl s kalijevim permanganatom ali kalcijevim kloratom(I) kloridom
2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
CaCl(ClO) + 2 HCl → Cl2 + CaCl2 + H2O
brom
pridobivanje v industriji
-v industriji
kloriranje preostalih lužin pri pridobivanju soli iz morske vode
2Br- + Cl2 → 2Cl- + Br2
brom
pridobivanje v laboratoriju
-v laboratoriju
oksidacija bromidov z MnO2 v kislim
2Br- + MnO2 + 4H+ → Mn*2+ + Br2 + 2H2O
jod
pridobivanje v industriji
-v industriji
kloriranje pepela morskih alg (reakcija podobna kot pri bromu)
ali redukcija lautarita (mineral kalcijev jodat) z SO2
Ca(IO3)2 + 5SO2 + 4H2O → I2 + CaSO4 + 4H2SO4
jod pridobivanje v laboratoriju
v laboratoriju (podobno kot brom)
2I- + MnO2 + 4H+ → Mn*2 + +I2 + 2H2O
fizikalne lastnosti halogenov (barva)
F pri sobnih pogojih rumen plin
Cl rumenozelen plin
Br rdečerjava tekočina (edini tekoč element pri sobnih pogojih poleg Hg)
I črnovijolična trdna snov (pri segrevanju sublimira, vijolične pare)
topnost halogenov
Cl2, Br2 in I2 topijo v vodi, z njo delno reagirajo (disproporcionacija)
Cl2 + H2O → HCl + HClO (zelo v levo)
I2 dobro topi v razt. I- ionov
I2 + I- → I3-
iz raztopin kristalizirajo polijodidni ioni z večjim številom I atomov
I5-, I7-, I8-…
e- pošlje v višje orbitale in tako dobi vezavno mesto
halogeni se topijo v nepolarnih organskih topilih
v polarnih organskih topilih nastanejo kompleksi s prenosom naboja
nastane šibka vez med molekulami X2 in neveznim el parom O ali N
značilno modro obarvanje škroba z jodovico
halogeni tvorba vezi
1) sprejem elektrona
nastanek halogenidnih ionov X-
pogost tip vezi, z najbolj el.pozitivnimi elementi
2) oddaja elektrona
zelo redko, znano le v ekstremnih razmerah pri jodu (v 100% H2SO4, I+)
3) tvorba ene kovalentne vezi
pogosto, ker imajo en samski elektron
4) tvorba več kot ene kovalentne vezi
pogostp
pri fluoru največ dve (nima dosegljivoh d orbital), mostovni ligand
d orbitale za več vezi
halogeni razen fluora
npr. HClO4 sp3 hibridiziran
Cl svoje 3 pare razparil (iz p orbital poslal v d) in dobil 7 samskih e- : 7 vezi
4 sigma in
3 pi vezi (nastanejo z d orbitalami)
fluor kemijske lastnosti
reakciji s spojinami ki vsebujeta vodik (H2S in NH3)
FLUOR
najbolj reaktiven element
tvori spojine z skoraj vsemimi elementi /razen He, Ne, Ar)
nastanejo spojine z najvišjimi oksidacijskimi števili
močno eksotermne reakcije
intenzivno reagira s spojinami, ki vsebujejo vodik (F s polasti vodika, če ga je dovolj reagira še z drugim elementom)
H2S + F2 → S + 2HF
2NH3 + 3F2 → N2 + 6HF
klor kemijske lastnosti
reakcije z vodikom
KLOR
precej reaktiven (manj od fluora), burne reakcije z alkalijskimi kovinami
z vodikom reagira pri višji temp. ali na UV svetlobi (verižna reakcija, lahko poteče eksplozivno)
Cl2 → 2Cl (pod vplivom svetlobe ali toplote)
Cl + H2 → HCl + H
H + Cl2 → HCl + Cl
reakcijo zavirata elementarna procesa: (sta manj pogosta)
H + H → H2
Cl + Cl → Cl2
reakcije klora z spojinami ki vsebujejo vodik
H2S
CH4
C2H2
reakcije klora s spojinami, ki vsebujejo vodik → nastane HCl
H2S + Cl2 → 2HCl + S
CH4 + Cl2 → HCl + CH3Cl
C2H2 + Cl2 → 2HCl + 2C
brom in jod kemijske lastnosti
brom in jod reagirata podobno kot klor
vendar počasneje in pri višjih temperaturah
(reakcijo z vodikom je potrebno katalizirati)
vodikovi halogenidi
(spojine halogenov z vodikom)
nastanek HF, HCl (2x), HBr in HI
HF (močno eksotermno)
HCl (dovolj obstojen)
HBr (spontan razpad na elemente)
HI (spontan razpad na elemente)
H2 + F2 → 2HF (eksplozivna pri sobni temp in v temi), navadno ravno obratno, z elektrolizo iz HF pridobivajo F2
H2 + Cl2 → 2HCl (eksplozivna pri višji temp. ali z UV svetlobo)
verižna reakcija:
Cl2 → 2Cl (pod vplivom svetlobe ali toplote)
Cl + H2 → HCl + H
H + Cl2 → HCl + Cl
reakcijo zavirata elementarna procesa: (sta manj pogosta)
H + H → H2
Cl + Cl → Cl2
H2 + Br2 → 2HBr (katalizator aktivno oglje)
H2 + I2 → 2HI (katalizator disperzna platina)
pri nizki temp., če je višja takoj razpade na elementa
fizikalne lastnosti vodikovih halogenidov
pomembna vodikova vez pri HF (višja tališča, vrelišča)
pri HCl na meji ali je ali ni
HF vrelišče 19,5 C, močno polarno topilo (z vodo se meša v vseh razmerjih)
pridobivanje vodikovih halogenidov
posebnost pri HF: NE pridobivajo ga iz F2, ker je pot ravno obratna (F2 pridobivajo iz HF)
pridobivanje iz FLUORIDOV z MOČNIMI KISLINAMI
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF
Ca5F(PO4)3 + 7H2SO4 → Ca(H2PO4)2 (umetno gnojilo superfosfat) + CaSO4 + HF
sol + močna kislina : iz soli z močno kislino dobimo ven šibkejšo
pridobivanje ostalih HX z direktno sintezo
HBr in HI ne proizvajajo ker sta neobstojna
pridobivanje tudi iz soli (izpodrivanje šibkejše kisline z močnejšo)
pridobivanje HCl iz NaCl
izpodrivanje šibkejše kisline z močnejšo
sol + močna kislina
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl (20C)
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl (800C) boljši izkoristek
prva stopnja primerna tudi za v laboratorij
pridobivanje HBr in HI iz soli
NaBr + H2SO4 → HBr + NaHSO4
2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + 2H2O !!!!!oksidacija bromida
(problem kislina, ki je oksidant; pri kloridu tudi kloridni ion močan oksidant zato do tega ne pride)
NaI + H2SO4 → HI + NaHSO4
8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O !!!!!!oksidacija jodida
jodid zelo močan reducent
lahko uporabimi kislino ki ni oksidant (H3PO4), vendar potrebna višja temp., kjer sta HBr in HI nestabilna !!
reakcije molekularnih halogenidov z vodo
BX3
PX3
SiX4
nekovinski halogenidi + voda → kislina + vodikov halogenid
BX3 + H2O → HX + B(OH)3
PX3 + H2O → HX + H3PO3
SiX4 + H2O → HX + Si(OH)4
halogeni redukcije elementov
P in N2H
halogeni + močan reducent → vodikov halogenid + nek stabilen produkt
P + X2 + H2O → HX + H3PO3
I2 + N2H4 → HI + N2
kemijske lastnosti vodikovih halogenidov
termična stabilnost
vodne raztopine
termična stabilnost največja pri HF (1000C), najmanjša pri HI
vodne raztopine HX s močne kisline (razen HF!! močnejša vez, manjša solvatacija)
HF(aq) + H2O → H3O+ + F-
F- + HF → HF2*- (stabilizacija nedisociiranega HF)
reakcija HF s steklom
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
uporabno za jedkanje stekla
pri delu uporabljamo teflonske aparature
HF
avtoprotoliza
solvatacija fluoridnih ionov
HNO3 v HF
BF3 v HF
avtoprotoliza:
HF + HF → H2F+ + F-
solvatacija fluoridnih ionov
F- + HF → HF- + HF → H2F3*-
HNO3 je v brezvodnem HF baza
HNO3 + HF → H2NO2+ + F-
BF3 je kislina ker veže F- ione
BF3 + 2HF → H2F+ + BF4*-
HCl, HBr, HI
HCl, HBr, HI tvorijo z vodo azeotropne zmesi
pojav azeotropne zmesi z max vreliščem
kaj so halogenidi
delitev
halogenidi = spojine, oksidacijsko stanje halogenov -1
halogenide delimo na IONSKE in MOLEKULSKE
-ionski halogenidi
spojine z kovinami
so soli halogenovodikovih kislin
so halogenidi alkalijskih in zemljoalkalijskih kovin (razen Be)
pri boj el. neg. elementih narašča delež kovalentne vezi
-molekulski halogenidi
z nekovinami
vodikovi halogenidi reagirajo kot kisline
Al, Ga, In, Ti, Sn, Pb: precejšen delež kovalentne vezi
večji naboj kot ima kation, večji je kovalentni značaj ionske vezi
PbCl2 ionska spojina
PbCl4 ionska spojina z kovalentnim značajem
ionski halogenidi (z Al)
vpliv anionov na značaj vezi
topnost
AlF3 ionska vez
AlCl 3 plastovita struktura , kovalentni značaj
AlBr3 in AlI3 tvorita dimeri pri sobni temp.
-ionski značaj odvisen od razlike v elektronegativnosti (pri F dovolj velika, da je ionski značaj)
slabo topni fluoridi: CaF2, SrF2, BaF2
Cl-, Br-, I- s kationi Cu+, Ag+, Ti+, Hg2+, Pb2+
molekulski halogenidi
kako nastanejo
reakcija z vodo (hidroliza)
BCl3
PCl3
SiCl4
molekulski halogenidi
nastanejo z elektronegativnimi elementi ali kovinami z visokimi oksidacijskimi št.
hidroliza → oksokislina + vodikov halogenid
BCl3 + 3H2O → H3BO3 + 3HCl
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
SiCl4 + 4H2O → H4SiO4 + 4HCl
halogen se najrajše zamenja: plinasti vodikovi halogenidi izhajajo iz ravnotežja
naštej spojine halogenov s kisikom- oksidi
OF2, O2F2
Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7
Br2O, BrO3, BrO2
I2O5, I4O9, I2O7
OF2
pridobivanje
lastnosti
reakcije s P ali S
struktura
OF2
pridobivanje: uvajanje F2 v razt. NaOH
lastnosti: strupen brezbarven plin, močan oksidant (tako O kot F želita elektrone)
reakcije s P ali S:
nastanejo zmesi spojin PF5 in POF3/ SF4 in SO2
podobna struktura kot voda
O2F2
nastanek
lastnosti
struktura
nastane v el. polju pri zelo nizkem tlaku in temp. iz zmesi F2 in O2
pri nizkih temp. trdna rumena snov
pri sobnih temp. hitro razpade, je močan oksidant
po strukturi podoben H2O2
Cl2O
nastanek
lastnosti
reakcija z vodo
reakcija z ionskim hidroksidom
nastanek: suhi klor + HgO
2Cl2 + 2HgO → Cl2O + HgOx HgCl2
klor pozitivnejši del molekule
rdečerjav plin, eksplozivno razpade pri 100C
v zmesi z S in P ter organskimi spojinami je eksploziven
v vodi se topi in delno z vodo reagira
nekovinski oksid + voda → kislina
Cl2O + H2O → 2HClO klorava (I) kislina
Cl2O + 2OH- → 2ClO- + H2O
ClO2
lastnosti
dva nastanka (večstopenjski)
reakcija z vodo
ClO2
neobstojen plin, eksplozivno razpade
močan oksidant (dezinfekcija vode)
nastanek
-disproporcionacija klorove kisline
2KClO3 + H2SO4 → 2HClO3 + K2SO4
2HClO3 → HClO2 + HClO4 (disproporcionacija)
HClO3 + HClO2 → 2**ClO2 **+ H2O (koproporcionacija)
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O (sumarno)
-oksidacija oksalne kisline s kloratom
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 → 2ClO2 + 2CO2 + K2SO4 + 2H2O
reakcija z vodo:
2 ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3
naštej oksokisline halogenov in njihove soli
fluor:
HOF hipofluorasta k. / hipofluorit (eksotična, neobstojna)
klor:
HClO hipoklorasta k. / hipoklorit
HClO2 klorasta k. / klorit
HClO3 klorova k. / klorat
HClO4 perklorova k. / perklorat (najmočnejša kislina)
brom:
HBrO hipobromasta k. / hipobromit
/
HBrO3 bromova k. / bromat
HBrO4 perbromova k. / perbromat
jod:
HIO hipojodasta k. / hipojodit
/
HIO3 jodova k. / jodat
HIO4 perjodova k. / perjodat
H5IO6 otroperjodova k. / ortoperjodat
kisline z nižjim oksidacijskim: večje oksidacijske lastnosti
kisline z višjim oksidacijskim: večja stabilnost/ jakost (kako močno disociira)
sinteza oksokislin (primer z klorom)
za sintezo oksospojin- reakcije disproporcionacije
Cl2 + H2O → HCl + HClO (močno v levo)
v želeno smer potisnemo z odvajanjem produktov
hipoklorasta (klorova(I))
2Cl2 + H2O + 2HgO → HgOxHgCl2 + 2HClO
podobno kot prej vendar zdaj tudi voda
HgO poskrbi za vezavo HgCl2 (stabilizira)
ali
natrijev hipoklorit (klorat(I)) sobna temp!!!!!
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
lahko tudi BaOH nad žveplovo k.
hipoklorit disproporcionira naprej
3NaClO → 2NaCl + NaClO3
nad 75C → klorat (klorat(V))
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O
nad 400C → perklorat
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO4 + H2O
NaClO3 → NaCl + O2
okso spojine z oksidacijskim +1
razpad HClO (pri koncentriranju, na svetlobi)
razpad natrijevega hipoklorita
nastanek klorovega apna
HClO, HBrO, HIO
HClO obstojna samo v razt. do 25% pri nadaljnem koncentriranju razpada:
HClO → Cl2O + H2O
na svetlobi razpada:
HClO → HCl + O2
hipokloriti so močni oksidanti
NaClO → NaCl + O2
klorovo apno: Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(ClO) + H2O
okso spojine z oksidacijskim +3
nastanek kloritov
nastanek kloraste kisline
HClO2
nastanek kloritov:
2ClO2 + 2NaOH + H2O2 → 2NaClO2 + O2 + H2O
H2O2 je reducent!!
nastanek kloraste kisline:
Ba(ClO2)2 + H2SO4 → 2HClO2 + BaSO4
Ag in Pb(ClO2)2 razpadeta eksplozivno
oksospojine z oksidacijskim +5
sinteza klorove kisline
sinteza jodove kisline
nastanek kloratov
HClO3
HBrO3 manj obstojen, močnejši oksidant kot klorova
HIO3 najbolj obstojen, znana v čistem stanju (brezbarvni kristali), pri segrevanju razpade na I2O5 in vodo
univerzalen recept: pridobivanje kislin iz soli
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → 2HClO3 + BaSO4
jodovo lahko tudi na drug način: (izjema)
I2 + 6H2O + 5Cl2 → 2HIO3 + 10HCl
klorati: klor + razt. ionskih hidroksidov
oksospojine z oksidacijskim +7
sinteza perklorove
sinteza in razpad ortoperjodove
perjodati
ortoperjodati
sinteza perklorove:
Ba(ClO4)2 + H2SO4 → 2HClO4 + BaSO4
sinteza ortoperjodove: oksidacija jodatov s hipokloriti
IO3- + ClO- → IO4- + Cl-
iz močno kisle razt. izkristalizira → H5IO6
razpad:
H5IO6 → I2O5 + O2 + 5H2O
perjodati s segrevanjem eksplozivno razpadejo
otroperjodati: 5 vrst soli
HClO
uporaba
varikina
klorovo apno
varikina:
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
klorovo apno:
Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(ClO) + H2O
medhalogenske spojine
KCl + F2
I2O5 + SF4
molekulske: dobio z direktno sintezo
KCl + F2 → KF + ClF
I2O5 + SF4 → IF5 + SO2
medhalogenske molekulske spojine + kovinski halogenidi → medhalogenske ionske spojine
ClF3 + PtF5 → [ClF2]+ [PtF6]-
