13-fluorowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY


FLUOROWCE

Blok p grupa 17-ta FLUOROWCE elektrony walencyjne ns2np5. Pier­wia­stki bardzo reaktywne. Wysoki potencjał jonizacji, zatem mała tendencja do tworzenia jonów X+ i bardzo duże powino­wac­two elektro­nowe, łatwo powstają jony X-. Tworzą cząsteczki dwu­ato­mowe X2.

Fluorowiec

F2(g)

Cl2(g)

Br2(l)

I2(s)

At(s)

Elektrony walencyjne

2s22p5

3s23p5

4s24p5

5s25p5

6s26p5

E.I. [kJ·mol-1]

1680

1256

1143

1009

[926]

Pow. elektr. [kJ·mol-1]

332,6

348,5

324,7

295,5

[270]

Promień v.d.Waals [pm]

135

180

195

215

Promień jon. X- [pm]

133

184

196

220

Elektroujemność. (Pauling)

4,0

3,16

2,96

2,66

ΔHo(dys. X2) [kJ·mol-1]

158,8

242,6

192,8

151,1

Temp. wrzenia [oC]

-188,1

-34,0

59,5

185,2a

Eo dla ½E2(g) + e = E-(aq)

+2.85

+1,36

+1,09

+0.54

FLUOR Moissan (1886).

Dość rozpowszechniony w przyrodzie. Główne minerały:

CaF2 - fluoryt, Na3[AlF6] - kriolit, Ca5(PO4)3F - fluoroapatyt.

Jasno żółty gaz. Niezwykle reaktywny chemicznie. Najsilniejszy znany utleniacz. Stopień utlenienia tylko -1. H. Najbardziej elektroujemny. Mała st. entalpia dysocjacji F2 +158,8 kJ mol-1 - duża reaktywność.

Standardowy potencjał reakcji redukcji:

½F2(g) + e = F-(aq) Eo = 2,85 V

½F2(g) + H+(aq) + e = HF(aq) Eo = 3,03 V

są to najwyższe znane wartości. Nie ma utleniacza chemicznego mogącego utlenić związki fluoru (-1) do F2.

Otrzymywanie fluoru - elektroliza KF3HF. Warunki ściśle bezwodne). Aparatura Ni-Cu (stop Monela), Cu, Pt lub stal. Katoda jest miedziana lub stalowa, anoda węglowa (koks bezgrafitowy). Napisz re­akcje elektrodowe przy tej reakcji, na katodzie wydziela się gazowy wo­dór, na anodzie F2. Anoda jest dość szybko niszczona. Jest to praktycznie ele­ktro­liza HF. Podobnie jest n. p. przy elektrolizie wodnego roztworu KOH.

Związki fluoru:

Reaguje bezpośrednio z wszystkimi pierwiastkami oprócz O2, N2, He, Ne i Ar. Wzbudzony reaguje bezpośrednio z O2, N2 i Ar.

Difluorek tlenu OF2, bladożółty gaz

NaOH + F2 = uzupełnij reakcje i podaj stopnie utlenienia. Podaj wzór Lewisa OF2 i podaj kształt cząsteczki

FLUOROWODÓR HF I FLUORKI

(HF)n ciecz o temperaturze wrzenia 19 ºC. Wyjaśnij dlacze­go. Przypomnij warunki występowania silnego wiązania wodorowego. Roztwór wodny to słaby kwas. Handlowy kwas fluorowodorowy to z reguły azeotrop 38 - 39 %.

CaF2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + (HF)2 (70 - 120 oC)

Ca(HSO4)2 + CaF2 = 2CaSO4 + 2HF (200 - 250 oC)

KHF2 = KF + HF (500 - 600 oC) aparatura miedziana.

Fluorki jonowe: jon F- (136 pm), podobny do rozmiaru jonu tlenkowe­go O2- (140 pm). Jest to twarda zasada w rozumieniu Pearsona.

Bezpośrednia synteza: metal + fluor prowadzi z reguły do najwyższych możliwych stopni utlenienia:
Ag + F2 AgF2 a nie AgF

2Bi + 5F2 → 2BiF5 a nie BiF3

2Co + 3F2 2CoF3 a nie CoF2
Pt + 3F2 = PtF6 W + 3F2 = WF6

i bardzo ważna reakcja U + 3F2 = UF6

Fluorki na niższych stopniach utlenienia - można je otrzymać przez reakcje metali, tlenków lub węglanów metali z kwasem fluorowodorowym.

Bi2O3 + 6HF(aq) = 2BiF3 + 3H2O na niższym „normalnym” stopniu utlenienia.

Ag2O + 2HF(aq) = 2AgF + H2O na niższym „normalnym” stopniu utlenienia.
Sn + 2HF = SnF
2 + H2

Kilka doświadczeń pokaże różnice w rozpuszczalności fluorków w od­nie­­sieniu do chlorków (także bromków i jodków).

AgNO3 + NaF — brak osadu

CuSO4 + 2NaF = Na2SO4 + CuF2(niebieski) podobnie związki Ni(II).

BaCl2 + 2NaF = biały osad uzupełnij i napisz w formie jonowej.

Podobnie reagują sole ołowiu, magnezu.

0x08 graphic
CaCl2 + 2NaF = biały galaretowaty osad

F- jako ligand, tworzenie jonów kompleksowych

Odbarwianie siarkocyjankowego kompleksu Fe(III)

FeCl3 + 3NaSCN = [Fe(SCN)3] - sól słabo zdysocjowana

[Fe(SCN)3] + 3NaSCN = Na3[Fe(SCN)6]

Na3[Fe(SCN)6] + 6NaF = Na3[FeF6] + 6 NaSCN

Zapisz te reakcje w formie jonowej. Podaj reakcję dysocjacji elektrolityc­z­nej sześciofluorożelazianu (III) sodu, zapisz te reakcje w formie jonowej.

Gazowy HF atakuje i powoduje matowienie szkła. Trawienie szkła kwasem fluorowodorowym daje natomiast powierzchnie gładkie.

SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O SiF4 - gaz

SiF4 + 2HF(aq) H2[SiF6] (aq) dodatkowo w roztworze wodnym HF.

SiO2 + 6HF (aq) H2[SiF6] (aq) + 2H2O

0x08 graphic
Chętnie tworzy aniony pochodzące od (HF)n - H+, np. H3F4-, H2F3-, HF2-. HF + KF = KHF2

0x08 graphic
KHF2 K+ + [HF2]-

Ogrzewanie: KHF2 HF + KF


Powstający gazowy HF barwi papierek uniwersalny na czerwono, tak­że reaguje ze szkłem.

Podobnie ogrzewanie NH4HF2 NH3 + 2 HF

papierek uniwersalny barwi się na niebiesko, dlaczego?

KWAS FLUOROKRZEMOWY I FLUOROKRZEMIANY

Kwas fluorokrzemowy H2SiF6 jest znany tylko w roztworach wodnych.

Jest to mocny kwas sprzedawany jako 40 % roztwór.

0x08 graphic
2HF(aq) + SiF4 = H2SiF6

0x08 graphic
SiF4 + H2O = H2SiF6 + SiO2.H2O dobierz współczynniki tej reakcji.

Na2[SiF6] dość słabo rozpuszczalny. K2[SiF6] jeszcze słabiej.

H2[SiF6] + 2 KCl = K2[SiF6] + 2HCl odróżnienie od F-

Ba2+ + [SiF6]2- = Ba[SiF6] podaj zapis cząsteczkowy.

Brak osadu z solami ołowiu (II). Odróżnienie od F- (PbF2).

Brak osadu z solami srebra (I).

Reakcja z NaOH H2[SiF6] + 2NaOH = Na2[SiF6] + 2H2O

Na2[SiF6] + 4NaOH = 6NaF + SiO2.H2O + H2O

Na2[SiF6] + 2H2SO4(stężony) = 2NaHSO4 + (HF)2 + SiF4

Termiczny rozkład fluorokrzemianów. Na2[SiF6] = 2NaF + SiF4

Fizjologiczne działanie związków fluoru, zasadniczo trujące, małe ilości fluorków dodawane są do past do zębów. Kwas fluorowodorowy silnie toksyczny i niebezpiecznie uszkadzający tkanki.

Zastosowanie związków fluoru - olbrzymie.

NH4HF2 - zabezpieczanie powierzchni cementu przed kwaśnymi zanie­czyszczeniami atmosfery.

SF6 - gazowy środek izolujący termicznie, dielektryk.

Na3AlF6 - topnik w elektrolitycznym otrzymywaniu glinu.

UF6 - wzbogacanie uranu w izotop 235U.

Organiczne monomeryczne związki fluoru (freon - CCl2F2) lodówki, spray - ostatnio ograniczane (niszczenie ozonu w stratosferze).

Organiczne polimeryczne związki fluoru, olbrzymie znaczenie.

Przez polimeryzację F2C=CF2 teflon

Doskonała odporność termiczna i che­micz­na, powłoki antyadhezyjne.

Częściowo fluorowane polimery i smary.

CHLOR

Żółtozie­lo­ny gaz, silnie trujący. Znakomicie rozpuszcza się w CCl4.

Minerały chloru, złoża powstały podczas wysycha­nia wody morskiej:

halit NaCl karnalit KCl∙MgCl2∙6H2O,
sylwin KCl kainit KCl∙MgSO43H2O.

Otrzymywanie techniczne: elektroliza stopionej bezwodnej mieszaniny
NaCl + CaCl2 (dlaczego) lub elektroliza wodnego roztworu NaCl.

a) wodny roztwór NaCl K: 2H2O + 2e 2OH- + H2
A: 2Cl- Cl2 + 2e

Produktem bardzo cennym jest NaOH (proces anodowy).


b) stopiony bezwodny NaCl K: 2 Na+ + 2e 2Na
+ CaCl
2 pokazano tylko dla NaCl A: 2Cl- Cl2 + 2e

Produktem bardzo cennym jest metaliczny sód.

Otrzymywanie laboratoryjne: utleniamy Cl-.

MnO2 + 4HCl MnCl2 + 2H2O + Cl2 (metoda Scheele'go):

2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2

CaCl(OCl) + 2HCl CaCl2 + H2O + Cl2

Chlor jest bardzo reaktywnym pierwiastkiem, lecz zdecydowanie mniej reaktywnym od F2. Chlor jest silnym utleniaczem, jednak słabszym od fluoru.

Potencjał standardowy reakcji redukcji:
½Cl2(g) + e = Cl-(aq) Eo = 1,36 V

Spalanie w atmosferze chloru: 2As + 3Cl2 2AsCl3 dymy, iskry

P4 + 10 Cl2 4 PCl5 samozapłon i białe dymy stałego PCl5

Sn + 2Cl2 SnCl4 pył cynowy w tyglu kwarcowym

Parafina przy spalaniu w chlorze wydziela sadzę.

C22H46 + 23Cl2 22C + 46HCl świeczka kopci paląc się w chlorze.

Reakcja Cl2 + H2 2HCl na świetle wybuchowa reakcja łańcuchowa

0x08 graphic
0x08 graphic
Cl2 + hυ Cl∙ + Cl∙ homolityczne rozerwanie wiązania Cl-Cl, inicjacja
Cl∙ + H
2 HCl + H∙

0x08 graphic
H∙ + Cl2 HCl + Cl∙ wielokrotnie powtórzone, propagacja

0x08 graphic
0x08 graphic
Cl∙ + Cl∙ Cl2

Cl∙ + H∙ HCl rekombinacja rodników, terminacja

0x08 graphic
H∙ + H∙ H2

Właściwości bielące chloru (utlenianie): środowisko wilgotne, utlenianie barw­­ni­ków takich jak fuksyna, lakmus, barwniki kwiatka.

Roztwór chloru we wodzie, woda chlorowa. Co to jest chemicznie?

W 1 dm3 wody rozpuszcza się 2,26 dm3 chloru. Fizyczny proces sol­wa­tacji oraz reakcja chemiczna : Cl2 + H2O 0x01 graphic
HCl + HClO

Można udowodnić obecność jonów Cl- (reakcja z AgNO3)

Pod wpływem światła nieodwracalnie: 2HClO 2HCl + O2

Reakcje z wodą chlorową: ma ona właściwości utleniające.

2KBr + Cl2 2KCl + Br2 chloroform brązowy

Cl2 + Br2 2BrCl żółto-winny

2KI + Cl2 2KCl + I2 chloroform fioletowy

Cl2 + I2 + H2O HIO3 + ............uzupełnij bezbarwny

H2S + Cl2 2HCl + S

Chlorowodór: bardzo ważny technicznie związek. Gaz o tw. - 85 ºC.
Związek kowalencyjny, udział struktury jonowej około 18 %.

H2 + Cl2 2HCl ΔH = -542 kJ. metoda techniczna spalanie wodoru w chlorze

NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl reakcja wymuszana przez lotność HCl

NaCl + NaHSO4 Na2SO4 + HCl ogrzewanie

Znakomicie rozpuszcza się we wodzie 400 objętości w 1 objętości wody.
gęstość takiego roztworu d = 1,19 g·cm-3 (25 ºC). Stężenie procentowe
nasyco­nego rozt­wo­ru około 38 %. Roztwór to silny kwas solny.
Na podstawie tych danych oblicz jaka będzie całkowita objętość roztworu, jeżeli
nasycimy 0,5 dm3 wody gazowym HCl.

Metale nieszlachetne takie jak:
cynk (E0 = -0,76 V), glin (E0 = -1,66 V), żelazo (E0 = -0,44 V, dla reakcji
Fe2+(aq) + 2e = Fe(s))
łatwo roztwarzają się w kwasie solnym z wydzieleniem wodoru. .
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Fe + HCl ................ Uzupełnij równanie reakcji, powstaje FeCl2 a nie FeCl3

Natomiast metale szlachetne:
Au (E0 = +1,36 V), Ag (E0 = +0,80 V), Pt (E0 = +1,18 V)
i inne o dodatnim potencjale normalnym, np.
Cu (E0 = +0,32 V), Hg (E0 = +0,80 V)
praktycznie nie roztwarzają się w kwasie solnym.

Cu + HCl brak reakcji.

Reakcje analityczne jonów chlorkowych:

AgNO3 + HCl HNO3 + AgCl fioletowieje na słońcu

AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]Cl zapisz tą reakcję jonowo.


Hg2(NO3)2 + 2NaCl 2NaNO3 + Hg2Cl2 czernieje pod wpływem amoniaku

Hg2Cl2 + 2NH3 NH4Cl + Hg(NH2)Cl + Hg

Pb(CH3COO)2 + 2KCl 2CH3COOK + PbCl2 nieco rozpuszczalny

PbCl2 + 2KI 2KCl + PbI2


Chlorki kowalencyjne: chlorki niemetali i metali na wysokich stopniach
utlenienia. Gazy (HCl), ciecze (CCl4, SiCl4, SnCl4, BCl3, AsCl3, PCl3,
NCl3, SbCl5) i łatwo lotne ciała stałe (PCl5). Większość tych chlorków
ulega łatwo hydrolizie do odpowiednich kwasów tlenowych, stosunkowo

trwały jest natomiast CCl4.

SiCl4 + nH2O SiO2·(n-2)H2O + 4HCl mgła, dymy, kwaśny odczyn

PCl5 + 4H2O H3PO4 + 5HCl można wykryć H3PO4 w reakcji z (NH4)2MoO4

TLENKI CHLORU I KWASY TLENOWE CHLORU

Tlenek chloru (I), nietrwały żółtobrązowy gaz, silny utleniacz,
bezwod­nik kwasu chlorowego (I) Cl2O. Atom centralny, tlen, budowa
kątowa (kształt trójkąta). Podaj wzór Le­wisa tlenku chloru (I).

Kwas chlorowy (I), podchlorawy, HOCl, słaby kwas K = 2,9.10-8

0x08 graphic
0x08 graphic
Cl2 + H2O HCl + HOCl

0x08 graphic
2 HOCl 2HCl + O2 - światło

kwas 2HOCl(aq) jest w równowadze z Cl2O

0x08 graphic
0x08 graphic
2HOCl(aq) Cl2O(aq) + H2O

silne działanie utleniające
HOCl(aq) + H+(aq) + 2e = H2O + Cl- (śr. kwaśne) Eo = + 1,47V

Sole chlorany (I), podchloryny. Reakcja dysproporcjonowania

2 NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl (woda Javelle)

2 KOH + Cl2 = KCl + KOCl

Zastosowanie: bielenie tkanin, dezynfekcja.

Ważny produkt techniczny - wapno chlorowane (wapno bielące)

CaCl(OCl). Podaj reakcję roztworu Ca(OH)2 z gazowym chlorem. Podaj

dysocjację elektrolityczną CaCl(OCl).

Podchloryny są silnymi utleniaczami zarówno w roztworze kwaśnym
jak i zasadowym.

Utlenianie KI:

2KI + NaOCl + H2SO4 = I2 + K2SO4 + NaCl + H2O (śr. kwaśne)

Nadmiar NaOCl utlenia I2 w środowisku kwaśnym między innymi do
kwasu jodowego (V) HIO3. Napisz te reakcje.

Utlenienie Pb(OH)2 w warunkach alkalicznych:

Pb(CH3COO)2 + 2NaOH = Pb(OH)2 + 2CH3COONa

Pb(OH)2 + NaOCl = PbO2 + NaCl + H2O (osad brunatny)

Zbilansuj następujące reakcje:

  1. NaOCl z Cr(OH)3 w środowisku zasadowym. Powstaje chromian(VI)
    sodu

  2. NaOCl z PbS w środ. obojętnym. Powstaje siarczan(VI) ołowiu(II).

  3. NaOCl z HCl w środowisku kwaśnym. Powstaje chlor.

  4. NaOCl z azotanem (III) sodu w środowisku obojętnym. Powstaje
    azotan (V) sodu.

Trwałość termiczna jonu OCl- i HOCl jest niewysoka.

3HOCl = 2HCl + HClO3 reakcje

3KOCl = 2KCl + KClO3 dyspropocjonowania

Zapisz tę reakcję w formie jonowej. Wskaż utleniacz i reduktor.

Kwas chlorowy (III) HClO2 (chlorawy) i jego sole. Jest bardzo
nietrwa­łym, średniej mocy (K = 1,7.10-2) kwasem.

Dwutlenek chloru ClO2, tlenek chloru (IV), żółty, wybuchowy gaz o przenikliwym zapachu, silny utleniacz. Kąt O-Cl-O wynosi 117,2º. Zatem geometria centralnego atomu chloru jest bliska trygonalnej.

0x08 graphic

Rozszerzony oktet przy
atomie chloru

Dwutlenek chloru można otrzymać działając na stały chloran potasu stężonym H2SO4. Odkażanie wody.

KClO3 + H2SO4 KHSO4 + HClO3
3 HClO3 HClO4 + H2O + 2ClO2

Jest to związek endotermiczny, bardzo łatwo, często wybuchowo za­cho­dzi reakcja: ClO2 O2 + ½Cl2 ΔH = - 106,6 kJ.

Dość dobrze rozpuszcza się we wodzie. Należy go traktować jako bezwodnik kwasu chlorowego (III) i chlorowego (V).

2 KOH + ClO2 KClO2 + KClO3 + H2O

Kwas chlorowy (V) HClO3 (chlorowy) i jego sole.

Jest stosunkowo trwałym silnym kwasem.
Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4

W stężeniach ponad 40 % rozpada się m. i. :
3 HClO3 → HClO4 + 2 ClO2 + H2O

Jest energicznym środkiem utleniającym.

HClO3 + 5H+(aq) + 6e = 3H2O + Cl- (śr. kwaśne) Eo = + 1,47V

ClO3- + 3H2O + 6e = Cl- + 6OH- (śr. zasadowe) Eo = + 0,69V

Otrzymywanie chloranów (V), stosunkowo trwałe sole:

Elektroliza lekko kwaśnego NaCl w temp. około 80 oC.

Na anodzie wydziela się Cl2, na katodzie NaOH, mieszamy produkty elektrodowe.

2NaOH + Cl2 NaCl + NaOCl + H2O

3NaOCl 2NaCl + NaClO3

NaClO3 - dos­ko­­na­le rozpuszczalny, higroskopijny. Środek chwastobój-­ czy. Najważniejszy związek KClO3 (sól Bertholeta), znacznie gorzej rozpuszczalny, nie jest higroskopijny. Otrzymywanie:

KCl + NaClO3 = KClO3 + NaCl trzeba dobrać warunki do strącenia KClO3

Zastosowanie: Pirotechnika, materiały wybuchowe, zapałki.

Właściwości utleniające chloranów: mocne utleniacze zasadniczo w środowisku kwaśnym, w obojętnym są słabymi utleniaczami:

KClO3 + 6KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + KCl + 3H2O

Wykrywanie jonu ClO3- . (V grupa anionów).

Redukujemy do jonu Cl- i wykrywamy w postaci AgCl.

KClO3 + 3Zn + 3H2SO4 = KCl + 3ZnSO4 + 3H2O (śr. kwaśne)

KClO3 + Al + KOH + H2O = uzupełnij reakcję K[Al(OH)4] (śr. zasadowe)

KClO3 + Zn + KOH+ H2O = uzupełnij reakcję K2[Zn(OH)4] (śr. zasadowe)

Kwas chlorowy (VII) HClO4 (nadchlorowy) i jego sole.


Jest stosunkowo trwałym bardzo silnym kwasem. W stęże­niach ponad 70 % rozpada się, może samorzutnie eksplodować.

Jest dość energicznym środkiem utleniającym.

HClO4 + 7H+(aq) + 8e = 4H2O + Cl- (śr. kwaśne) Eo = + 1,38V

Mimo wysokiego potencjału oksydacyjnego rozcieńczony HClO4 jest stosunkowo stabilny i mało reaktywny. Nie odbarwia indyga, nie utle­nia HNO2, HI, H2SO3. Metale jak magnez, cynk - H2 w reakcji z bardzo rozcieńczonym HClO4.

Otrzymywanie chloranów (VII):

Dysproporcjonowanie chloranów (V) w temp. około 400 oC.

2 KClO3 KClO4 + KCl + O2

ClO3-(aq) + 2 OH- = ClO4-(aq) + H2O + 2e anodowe utlenianie chloranów (V)

Wolny kwas: NaClO4 + HCl NaCl ↓ + HClO4 dobieramy
warunki do strącenia NaCl i zatężamy HClO4 przez destylację próżniową.

Zastosowanie:

HClO4 do ilościowego oznaczania K+, Rb+ i Cs+. Także NH4ClO4 rozpuszcza się dość słabo we wodzie.

NaClO4 do otrzymywania wszystkich innych nadchloranów.

KClO4 pirotechnika, najczęściej w rakietach sygnałowych.

NH4ClO4 w silnikach rakietowych (75 %), 25 % stanowi palny polimer lub pył glinowy.

BROM

BROM Ciemnobrązowa ciecz. T.w. = 59 oC.

Rozpowszechniony w przyrodzie. Rzadki jako minerał w skorupie ziemskiej n. p. AgBr. Główne zasoby w oceanach 6,5.10-3 % (65 ppm) jako NaBr. Odkryty przez Balarda 1826.

Otrzymywanie bromu w technice. Z wody morskiej przez działanie chlorem, przedmuchiwanie powietrzem i oziębianie tego powietrza.

2NaBr + Cl2 2NaCl + Br2

Otrzymywanie bromu w laboratorium, utlenianie HBr i bromków:

MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Napisz tę reakcję w formie jonowej.

KBr + KMnO4 + H2SO4 = Br2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O Ekstrakcja Dobierz współczynniki, napisz tę reakcję w formie jonowej.

Brom jest reaktywny ale mniej niż chlor. Br2 jest utleniaczem słabszym od Cl2. Potencjał standardowy reakcji redukcji:
½Br
(c) + e = Br-(aq) Eo = 1,09 V

0x01 graphic
Pn + 3Br2 2PBr3 2PBr3 + 2Br2 2PBr5

Zn(s) + Br2(aq) ZnBr2(aq) (Zn2+ + 2Br-)

3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]3- Zn3[Fe(CN)6]2 żółtobrązowy osad

2AgNO3 + ZnBr2 2AgBr + Zn(NO3)2

2NaI + Br2 2NaBr + I2 (jod-chloroform - fiolet)

We wodzie rozpuszcza się słabo (cząsteczka niepolarna), dużo lepiej w rozpuszczalnikach organiczych.
W środowisku alkalicznym utlenia np. sole Mn (II) lub sole Cr (III).

2NaOH + Br2(aq) NaBr + NaOBr

Mn(OH)2 + OBr- MnO2(aq) + Br- + H2O

Utlenienie wodorotlenku chromu (III)

Cr(OH)3 + KOH- + Br2 uzupełnij, zapisz także w formie jonowej.

Cr(OH)3 raczej Cr2O3 nH2O, a nie Cr(OH)3.

Związki bromu:

Bromowodór, HBr. Gaz doskonale we wodzie rozpuszczalny, daje silny kwas bromowodorowy (66 %, d = 1,78 g.cm-3). Ile dm3 gazowego HBr należy rozpuścić w 1 dm3 wody aby otrzymać nasycony kwas bromowodo­ro­wy. Jaka będzie objętość tego roztworu?

Reakcja stężonego H2SO4 z bromkami daje mieszaninę HBr i Br2

0x08 graphic
KBr + H2SO4 Br2 + uzupełnij reakcje i podaj stopnie utlenienia.

Jeżeli użyjemy H3PO4 to uzyskamy HBr bez Br2. Napisz reakcję.

Bezpośrednia synteza(katalizator Pt/azbest) , zapis termochemiczny.

½H2(g) + ½Br2(c) = HBr(g) ΔHotw = -36 kJ.mol-1 (st. entalpia tw.).

Synteza laboratoryjna:

P4 + 6Br2 = 4PBr3 przez PBr3 i jego hydrolizę

4PBr3 + 12H2O = 12HBr + 4H3PO3 hydroliza halogenków niemetali

P4 + 12H2O + 6Br2 = 12HBr + 4H3PO3

HBr i bromki są słabymi reduktorami.

Redukcja manganianu (VII) potasu: napisać jonowo

Redukcja dichromianu (VI) potasu: zapisz tę reakcję w formie jonowej.

0x08 graphic
K2Cr2O7 + 14HBr 3Br2 + 2KBr + 2CrBr3 + 7H2O


Tlenowe kwasy bromu.

kwas HBrO3 nietrwały, silny utleniacz

Utlenienie bromków przez bromian.

KBrO3 + KBr + H2SO4 uzupełnij reakcję i zapisz w formie jonowej.

Znany jest jeszcze silny kwas bromowy (VII) HBrO4 i jego sole. Podaj wzór Lewisa tego kwasu i podaj kształt geo­met­ryczny jego anionu, taki jak kwas chlorowy (VII).

JOD

Stalowo czarne kryształki. Temperatura sublimacji 113,6 oC. Courtois 1811, destylacja popiołu z roślin morskich z dodatkiem st. H2SO4.

Słabo rozpowszechniony w przyrodzie. Główne minerały: AgI oraz przede wszystkim Ca(IO3)2 w saletrze chilijskiej. W tej chwili otrzymuje się go z niektórych solanek w Japonii i USA. W oceanach jest go niewiele (0,05 ppm). Niektóre rośliny morskie potrafią go akumulować.

Otrzymywanie jodu w technice. Z jodanów (V) saletry chilijskiej

0x08 graphic
IO3- + HSO3- HSO4- + SO42- + H2O + I2 Dobierz współczynniki, napisz w formie cząsteczkowej wychodząc z Ca(IO3)2.

0x08 graphic
Otrzymywanie jodu w technice (z solanek):
2NaI + Cl2 2NaCl + I2 (ekstrakcja)

i w laboratorium: Napisz tę reakcję w formie jonowej.

MnO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Jod słabo rozpuszcza się we wodzie, lepiej w rozpuszczalnikach orga­nicznych. Roztwór w alkoholu i w KI - jodyna.

Alkohol etylowy, eter dietylowy, KI, woda (KI + I2 KI3) brązowe

kompleksy C(harge)T(ransfer) Et2O I2 Et = C2H5

chloroform, CS2, CCl4 - fioletowe (cząsteczki I2)

Niezbędny dla życia. Tarczyca zawiera hormon tyroksynę

Brak jodu - przerost tarczycy (wole). Jodowanie soli kuchennej

(główne zużycie), KI - odczynnik (jodometria).


Jod jest dość reaktywny. Jest miernym utleniaczem, słabszym od Br2.

Potencjał standardowy reakcji redukcji: ½I2(s) + e = I-(aq) Eo = 0,54 V

Związki jodu:

Jodowodór, HI. Gaz doskonale we wodzie rozpuszczalny, daje bardzo silny kwas jodowodorowy (maks. 70 %, azeotrop 57 %).

% HI azeotrop

——————————————l————— - - - - - - - - - - -

0 57 70 100


Bezpośrednia synteza(katalizator Pt/azbest), t > 300 oC.

0x08 graphic
0x08 graphic
2HI(g ½H2(g) + ½I2(s) HI(g) ΔHotw = +26 kJ.mol-1 (st. entalpia tw.).

2KI + H3PO4 K2HPO4 + 2HI

0x08 graphic

2I2 + N2H4 4HI + N2 hydrazyna

H2S + I2 2HI + S

Hydroliza jodków niemetali 2PI3 + 6H2O 2H3PO3 + 6HI

HI i jodki są reduktorami. Reakcja stężonego H2SO4 z jodkami daje mieszaninę HI i I2.

0x08 graphic
2KI + 3 H2SO4 SO2 + 2KHSO4 + I2

KI + H2SO4 S + .…….

0x08 graphic
KI + H2SO4 H2S + ……..

Redukcja H2SO4 może iść przez SO2 i S aż do H2S. Uzupełnij odpowiednie reakcje.

0x08 graphic
Wykrywanie H2S: H2S + Pb(CH3COO)2 2CH3COOH + PbS

Podaj reakcję KI z KNO2 w środowisku kwaśnym.0x08 graphic
0x08 graphic

2FeCl3 + 2HI 2FeCl2 + 2HCl + I2 (chloroform)

Pb2+ + 2I- PbI2 (żółty)

0x08 graphic
0x08 graphic
Hg2+ + 2I- HgI2 (czerwony) HgI2 + 2I- [HgI4]2-

Napisać te trzy reakcje w formie cząsteczkowej.

0x08 graphic
Reakcje z solami Cu(II) 2CuSO4 + 4KI 2K2SO4 + 2CuI + I2

0x08 graphic
Usunięcie I2: I2 + 2Na2S2O3 2NaI + Na2S4O6

0x08 graphic
Roztwarzanie CuI CuI + 2Na2S2O3 NaI + Na3[Cu(S2O3)2]

Napisać te trzy reakcje w formie jonowej.

Reakcje z solami Bi(III): Bi3+ + 3I- BiI3 BiI3 + I- [BiI4]-

Czarny jodek bizmutu (III) i pomarańczowy tetrajodobizmutan (III)

Tlenowe kwasy jodu. Najważniejszy jest kwas jodowy (V) HIO3.

Utlenienie jodu przez chlor

0x08 graphic
0x08 graphic
I2(aq) + 6H2O + 5Cl2 2HIO3 + 10HCl (usunąć HCl)

Daje się izolować jako bezbarwne kryształy. Jest to dość silny kwas.


Daje się odwodnić 2HIO3 I2O5 + H2O ΔHotw (I2O5) = -158,2 kJ

0x08 graphic
I2O5 + 5CO I2 + 5CO2 oznaczanie i usuwanie CO.

HIO3 jest silnym utleniaczem.

5KI + KIO3 + 3H2SO4 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O (fiksonal)

0x08 graphic
2NaIO3 + H2SO4 + 5H2S I2 + 5S + 6H2O + Na2SO4

Termiczny rozkład jodanu: 2KIO3 2KI + 3O2

Reakcje analityczne dopowiadają III grupie anionów (biały AgIO3 rozpuszczalny w HNO3, biały Ba(IO3)2 rozpuszczalny w HNO3).

2

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic



Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
8-tlen, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
3-Wiązania TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
1-Wyklad TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
9-termochemiaTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
7-makroukłady TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
10-wodaTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
11-dysocjacjaCHEM, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
4-Wodór TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
15-azotowceTECHa, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
19-litowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
18-berylowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
6-VSEPR TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
17-borowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
Konspekt2, Technoligia Chemiczna PWR, Chemia fizyczna, Wykład
Konspekt3, Technoligia Chemiczna PWR, Chemia fizyczna, Wykład
CHEMIA ORGANICZNA REAKCJE sciaga 111, Technologia chemiczna, 3 semestr, Chemia organiczna, wykłady
Konspekt1, Technoligia Chemiczna PWR, Chemia fizyczna, Wykład
Tłuszcze poniedziałek 12.00, Technologia chemiczna PG, Technologia Chemiczna PG, Sprawozdania IV rok

więcej podobnych podstron