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^-. Występują jako cząsteczki dwu­ato­mowe X₂.

Fluorowiec	F2(g)	Cl2(g)	Br2(l)	I2(s)	At(s)
Elektrony walencyjne	2s^22p^5	3s^23p^5	4s^24p^5	5s^25p^5	6s^26p^5
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	—
ΔH^o(dys. X2) [kJ·mol^-1]	158,8	242,6	192,8	151,1	—
Temp. wrzenia [^oC]	-188,1	-34,0	59,5	185,2^a	—
E^o 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. Najbardziej elektroujemny.
Mała standardowa. entalpia dysocjacji F₂ +158,8 kJ ∙ mol^-1 - duża reaktywność.

Standardowy potencjał reakcji redukcji:

½F_2(g) + e = F^-_(aq) E^o = 2,85 V

½F_2(g) + H⁺_(aq) + e = HF_(aq) E^o = 3,03 V

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

Otrzymywanie fluoru - elektroliza KF^.3HF. Warunki ściśle bezwodne). Aparatura Ni-Cu (stop Monela), Cu, Pt lub stal. Katoda jest miedziana lub stalowa, anoda węglowa (koks bezgrafitowy). Napisz re­akcje elektrodowe dla 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, gdzie jest praktycznie redukcja i utlenianie wody.

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, nie jest bezwodnikiem kwasowym

NaOH + F₂ = OF₂ + …… uzupełnij reakcje i podaj stopnie utlenienia. Podaj wzór Lewisa OF₂ i podaj kształt jego 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 O^2- (140 pm). Jest to bardzo 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 = SnF₂ + 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.

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

Chętnie tworzy aniony pochodzące od (HF)_n - H⁺, np. H₃F₄^-, H₂F₃^-, HF₂^-. HF + KF = KHF₂

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.

2HF_(aq) + SiF₄ = H₂SiF₆

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 otrzymujemy 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∙MgSO₄∙3H₂O.

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

a) stopiony bezwodny NaCl K: 2 Na⁺ + 2e → 2Na
+ CaCl₂ pokazano tylko dla NaCl A: 2Cl^- → Cl₂ + 2e

Produktem bardzo cennym jest metaliczny sód.

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

Produktem bardzo cennym jest NaOH (proces anodowy).

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:
½Cl_2(g) + e = Cl^-_(aq) E^o = 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

Cl₂ + hυ → Cl∙ + Cl∙ homolityczne rozerwanie wiązania Cl-Cl, inicjacja
Cl∙ + H₂ → HCl + H∙

H∙ + Cl₂ → HCl + Cl∙ wielokrotnie powtórzone, propagacja

Cl∙ + Cl∙ → Cl₂

Cl∙ + H∙ → HCl rekombinacja rodników, terminacja

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
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
Cr + HCl → ................ Uzupełnij równanie reakcji, powstaje CrCl₂ a nie CrCl₃
Natomiast metale szlachetne:
Au (E⁰ = +1,36 V), Pt (E⁰ = +1,18 V)
i inne o dodatnim potencjale normalnym, np.
Cu (E⁰ = +0,32 V), Ag (E⁰ = +0,80 V), Hg (E⁰ = +0,80 V)
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. Tlenochlorki, POCl₃, SOCl₂, SO₂Cl₂.

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

Cl₂ + H₂O HCl + HOCl

2 HOCl 2HCl + O₂ - światło

kwas 2HOCl_(aq) jest w równowadze z Cl₂O

2HOCl_(aq) Cl₂O_(aq) + H₂O

silne działanie utleniające
HOCl_(aq) + H⁺_(aq) + 2e = H₂O + Cl^- (śr. kwaśne) E^o = + 1,47V

Sole chlorany (I), podchloryny. Reakcja dysproporcjonowania

2 NaOH + Cl₂ = NaCl + NaOCl + H₂O (woda Javelle)

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.

Rozszerzony oktet przy
atomie chloru

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

KClO₃ + H₂SO₄ → KHSO₄ + HClO₃
dysproporcjonowanie 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 + 2 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 (dysproporcjonuje)

Jest energicznym środkiem utleniającym.

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

ClO₃^- + 3H₂O + 6e = Cl^- + 6OH^- (śr. zasadowe) E^o = + 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) E^o = + 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 Ⴎ 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) E^o = 1,09 V

P_n + 3Br₂ → 2PBr₃ 2PBr₃ + 2Br₂ Ⴎ 2PBr₅

Zn_(s) + Br_2(aq) Ⴎ ZnBr_2(aq) (Zn²⁺ + 2Br^-)

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

2AgNO₃ + ZnBr₂ Ⴎ 2AgBr + Zn(NO₃)₂

2NaI + Br₂ Ⴎ 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 + Br_2(aq) Ⴎ NaBr + NaOBr

Mn(OH)₂ + OBr^- Ⴎ MnO_2(aq) + Br^- + H₂O

Utlenienie wodorotlenku chromu (III)

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

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

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.

½H_2(g) + ½Br_2(c) = HBr_(g) ΔH^o_tw = -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.

K₂Cr₂O₇ + 14HBr 3Br₂ + 2KBr + 2CrBr₃ + 7H₂O

Tlenowe kwasy bromu.

kwas HBrO₃ nietrwały, silny utleniacz

Utlenienie bromków przez bromian.

KBrO₃ + KBr + H₂SO₄ Ⴎ 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 topnienia 113,6 ^oC. Wysoka pręż­ność par w stosunkowo niskich temperaturach, dlatego łatwo sublimuje. 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

2HIO₃ + 5HSO₃^- → I₂ + 5HSO₄^- + H₂O

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 Ⴎ KI₃) brązowe

kompleksy C(harge)T(ransfer) Et₂O Ⴎ 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: ½I_2(s) + e = I^-_(aq) E^o = 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.

2HI_(g ½H_2(g) + ½I_2(s) HI_(g) ΔH^o_tw = +26 kJ^.mol^-1 (st. entalpia tw.).

2KI + H₃PO₄ Ⴎ K₂HPO₄ + 2HI

2I₂ + N₂H₄ Ⴎ 4HI + N₂ hydrazyna

H₂S + I₂ Ⴎ 2HI + S

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

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

2KI + 3 H₂SO₄ SO₂ + 2KHSO₄ + I₂

KI + H₂SO₄ Ⴎ S + .…….

KI + H₂SO₄ H₂S + ……..

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

Wykrywanie H₂S: H₂S + Pb(CH₃COO)₂ 2CH₃COOH + PbS

Podaj reakcję KI z KNO₂ (redukcja)w środowisku kwaśnym.


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

Pb²⁺ + 2I^- Ⴎ PbI₂ (żółty)

Hg²⁺ + 2I^- HgI₂ (czerwony) HgI₂ + 2I^- [HgI₄]^2-

Napisać te trzy reakcje w formie cząsteczkowej.

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

Usunięcie I₂: I₂ + 2Na₂S₂O₃ 2NaI + Na₂S₄O₆

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

Napisać te trzy reakcje w formie jonowej.

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

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

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

Utlenienie jodu przez chlor

I_2(aq) + 6H₂O + 5Cl₂ 2HIO₃ + 10HCl (usunąć HCl)

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

Daje się odwodnić 2HIO₃ Ⴎ I₂O₅ + H₂O ΔH^o_tw (I₂O₅) = -158,2 kJ

I₂O₅ + 5CO I₂ + 5CO₂ oznaczanie i usuwanie CO.

HIO₃ jest silnym utleniaczem.

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

2NaIO₃ + H₂SO₄ + 5H₂S I₂ + 5S + 6H₂O + Na₂SO₄

Termiczny rozkład jodanu: 2KIO₃ Ⴎ 2KI + 3O₂

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

21

---