Halogeny, halogenderiváty

Prírodné vedy » Chémia

Autor: babuska
Typ práce: Maturita
Dátum: 16.09.2015
Jazyk: Čeština
Rozsah: 1 849 slov
Počet zobrazení: 5 061
Tlačení: 330
Uložení: 361

Halogeny, halogenderiváty

Charakteristika
p5 prvky fluor, chlor, brom, jod a astat
-  mají 7 valenčních elektronů, nestálá elektronová konfigurace (velmi reaktivní), snaha přijmout jeden elektron a získat konfiguraci nejbližšího vzácného plynu (ns2 np6)
s rostoucím Z klesá elektronegativita (F nejelektronegativnější prvek vůbec)
-  s klesající hodnotou elektronegativity se mění vlastnosti halogenů a jejich sloučenin, klesá jejich reaktivita
-  všechny halogeny jsou velmi jedovaté

Fluor

Výskyt
-  jako kazivec (fluorit) CaF2, kryolit Na3AlF6
 
Vlastnosti
žlutozelený plyn, za normálních podmínek složený z molekul F2
-  ve všech sloučeninách má oxidační číslo –I
biogenní prvek – sloučeniny fluoru jsou nezbytnou složkou kostí a zubů
-  rozkládá vodu: F2  +  2 H2O  →  4 HF  +  O2
 
Výroba
-  elektrolýzou směsi KF a HF
 
 Použití
-  k přípravě UF6 pro potřeby jaderných elektráren
-  k výrobě SF6  (výborné dielektrikum)
-  k výrobě fluoračních činidel ClF3, BrF3, IF3
-  výroba freonů (př. CCl2F2) – chladicí kapaliny, hnací plyny ve sprejích, výroba plastických hmot
 
Sloučeniny
fluorovodík: ostře páchnoucí plyn, silně leptající sliznici. Připravuje se reakcí:
 CaF2  +  H2SO4  →  2 HF  +  CaSO4
S vodou tvoří středně silnou kyselinu fluorovodíkovou. Tato reaguje s SiO2 obsaženým ve skle:
SiO2 (s)  +  6 HF (aq)  →  H2SiF6 (aq)  +  2 H2O (l)
Této reakce se využívá k leptání skla k uměleckým a technickým účelům. Soli kyseliny fluorovodíkové jsou fluoridy. Rozlišujeme fluoridy: iontové (mají vysokou teplotu tání a varu, jsou těkavé) a kovalentní (jsou to většinou reaktivní látky používané jako katalyzátory anebo fluorační činidla)
fluorouhlíky: jsou zvláštní skupinou kovalentních fluoridů. Lze je odvodit od uhlovodíků nahrazením všech vázaných vodíků fluorem. Nejznámějším fluorovodíkem je polytetrafluorethylen (Teflon). Připravuje se z tetrafluorethenu polymerací:
  n CF2 ═ CF2  →  (– CF2 – CF2 –)n
  Teflon je tuhá, na omak voskovitá látka, s vynikající odolností ke kyselinám i zásadám a teplotám do 300 0C. Používá se jako materiál v chemickém, elektrotechnickém i strojírenském průmyslu, k úpravě povrchu nádobí.
freony: jsou sloučeniny chloru a fluoru s uhlíkem. Např. dichlordifluormethan CCl2F2, známý jako freon 12, se připravuje reakcí:
CCl4 (l)  +  2 SbCl4F (l)  →  CCl2F2 (l)  +  2 SbCl5 (l)
Freony jsou většinou netoxické a chemicky téměř inertní sloučeniny. Dostanou-li se  do horních vrstev atmosféry, dochází k jejich fotolýze ultrafialovým zářením:
  CCl2F2  ∙ CClF2  +  ∙ Cl
  Vzniklý chlor urychluje rozklad ozonu, což je jev nežádoucí.
 

Chlor

Výskyt
-  jako kamenná sůl (halit) NaCl, sylvín KCl, karnalit KCl.MgCl2.6 H2O, kainit KCl.MgSO4.3 H2O, významným zdrojem je mořská voda
 
Vlastnosti
žlutozelený, štiplavě zapáchající plyn, složený z molekul Cl2
je velmi reaktivní, reaguje s nekovy kromě uhlíku, kyslíku, dusíku a vzácných plynů
-  s organickými látkami dává adiční a substituční reakce
-  je prudce jedovatý, leptá a rozkládá tkáně, zejména sliznice (v 1. světové válce se chlor a jeho sloučeniny používaly jako bojové látky)
-  je to biogenní prvek – Cl- ionty jsou součástí žaludeční šťávy a krevní plazmy
 
Příprava
-  oxidací chlorovodíku (resp. kyseliny chlorovodíkové) vhodnými oxidačními činidly, např. KMnO4, MnO2, K2Cr2O7:
16 HCl  +  2 KMnO4  →  2 KCl  +  2 MnCl2  +  5 Cl2  +  8 H2O
 
Výroba
elektrolýza roztoku nebo taveniny NaCl (Cl2 se vylučuje na anodě)
 
Použití
-  sterilizace pitné vody, dezinfekce bazénů, výroba plastů (PVC)
-  bělení celulosy a látek papírenském a textilním průmyslu
-  výroba mnoha anorganických i organických sloučenin
 
Sloučeniny
A.  bezkyslíkaté
chlorovodík: je to bezbarvý plyn štiplavého zápachu, rozpouští se ve vodě za vzniku asi 37 % kyseliny chlorovodíkové, která je silnou kyselinou. Vyrábí se spalováním vodíku v atmosféře Cl2 při asi 2000 0C, sulfátovým způsobem:
NaCl  +  H2SO4  →  2 HCl  +  Na2SO4
  nebo jako vedlejší produkt chlorací organických látek. Kyselina chlorovodíková se používá k moření oceli a jiných kovů, úpravě pH, vydělávání kůží, v barvířství, potravinářství. Soli kyseliny chlorovodíkové jsou chloridy. Chloridy se vyrábí:
1.  přímou syntézou z prvků:
2 Na  +  Cl2  →  2 NaCl
2.  rozpouštěním kovů v kyselinách:
Fe  +  2 HCl  →  FeCl2  +  H2
3.  srážením:
Pb(NO3)2  +  2 HCl  →  PbCl2  +  2 HNO3
B. kyslíkaté
oxidy: velmi reaktivní, nestálé (Cl2O, ClO2, Cl2O6 ), nejstálejší Cl2O7
kyselina chlorná a chlornany: HClO je nestálá slabá kyselina, má však silně oxidační účinky. Vzniká reakcí:
  Cl2  +  H2O  →  HClO  +  HCl
  Rozkládá se reakcí:
  2 HClO  →  2 HCl  +  O2
  V první fázi vzniká atomární kyslík, který ničí ve vodě choroboplodné zárodky, a proto se této reakce využívá k sterilizaci vody. Technický význam má chlorové vápno, které vzniká reakcí:
  2 Ca(OH)2  +  2 Cl2  →  Ca(ClO)2  +  CaCl2  + 2 H2O
  Používá se k dezinfekci, oxidační činidlo, bělicí prostředek pro textil a papír. Obdobou je bělicí louh, který se používá k bělení. Vzniká reakcí:
  2 NaOH  +  Cl2  →  NaClO  +  NaCl  +  H2O
kyselina chlorečná a chlorečnany: HClO3 je nestálá silná kyselina, maximální koncentrace ve vodě 40 %. Význam mají KClO3 (výroba třaskavin) a  NaClO3 (oxidační činidlo, hubení plevele). K jejich přípravě slouží reakce:
  3 Cl2  +  6 KOH   5 KCl  +  KClO3  +  3 H2O
Chlorečnany ve směsi s organickými látkami nárazem vybuchují.
kyselina chloristá a chloristany: HClO4 je nejsilnější kyslíkatá kyselina. Používá se  všude tam, kde nestačí H2SO4 nebo HNO3. Chloristan draselný vzniká zahříváním čistého KClO3 (bez přítomnosti organických látek). Má podobné oxidační vlastnosti jako chlorečnan, ale je stabilnější:
  4 KClO3  →  3 KClO4  +  KCl
  KClO4, NH4ClO4 se používají v pyrotechnice, kde nahrazují nebezpečné chlorečnany.
 

Brom

vyskytuje se v přírodě jako bromkarnalit KBr.MgBr2.6 H2O a ve formě bromidů v mořské vodě (Mrtvé moře)
vlastnosti: těžká červenohnědá kapalina, složená z molekul Br2. Má nepříjemný dráždivý zápach a leptající účinky na biologické tkáně. Je to velmi reaktivní prvek, bezprostředně se slučuje s mnoha kovy. Ve vodě je mírně rozpustný.
vyrábí se oxidací bromidů chlorem podle reakce:
2 Br-  +  Cl2  →  Br2  +  2 Cl-
- použití: na výrobu materiálů citlivých na světlo (AgBr), léčiv (KBr je sedativum) a barviv, různých organických sloučenin
bromovodík a bromidy: HBr je plyn, s vodou tvoří poměrně silnou kyselinu bromovodíkovou. Můžeme ho připravit syntézou z prvků:
  H2  +  Br2  →  2 HBr
  Bromidy mají podobné vlastnosti jako chloridy. AgBr – fotografická emulze.
kyselina bromná a bromnany: mají podobné vlastnosti i přípravu jako kyselina chlorná a chlornany.
kyselina bromičná a bromičnany: HClO3 se připravuje reakcí:
  Br2  +  5 HClO  +  H2O  →  2 HBrO3  +  5 HCl
  Můžeme ji získat až v 50 % roztoku. Praktický význam mají její soli bromičnany. Používají se jako oxidovadla. Reakce přípravy:
  3 Br2  +  6 KOH  5 KBr  +  KBrO3  +  3 H2O
  3 NaBrO  →  NaBrO3  +  2 NaBr
 

Jod

vyskytuje se v přírodě pouze vázaný ve vodách moří a oceánů, v malém množství v horninách, vodách a ovzduší, ve vodních řasách
vlastnosti: fialové šupinaté krystalky kovového lesku, složený z molekul I2, snadno sublimuje na fialové jedovaté páry. Ve vodě se rozpouští nepatrně, snadno se rozpouští v organických rozpouštědlech (CHCl3, CCl4)
-  úloha jodu v životě zvířat, a zejména člověka je mimořádně důležitá. Je součástí hormonu, který vylučuje štítná žláza. Tento hormon má vliv na růst, metabolismus, činnost srdce a cév. Nedostatek jodu vyvolává např. nemoc zvaná struma. Živý organismus ho přijímá v zelenině (cibule), v mléku a mořských rybách. Kuchyňská sůl se joduje přídavkem NaI.
připravuje se reakcí jodidů, např. s peroxidem vodíku:
   2 KI  +  H2O2  +  H2SO4  →  I2  +  K2SO4  +  2 H2O
-  výroba: např. z přírodní solanky oxidací chlorem na jod
použití: v medicíně se používá zředěný roztok jodu v ethanolu (5 %) jako jodová tinktura, organické sloučeniny jodu na dezinfekci, AgI na výrobu fotografických materiálů, na přípravu organických sloučenin jodu, k výrobě stabilizátorů barviv a pigmentů
jodovodík a jodidy: HI je plyn, s vodou tvoří silnou kyselinu jodovodíkovou. Její soli jsou jodidy. Alkalické jodidy se připravují neutralizací:
  HI  +  I2  →  KI  +  H2O
  Roztok jodidů rozpouští jod za vznikají trijodidové sloučeniny:
  KI  +  I2  →  KI3
kyselina jodičná: bílá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. Rovnice přípravy:
I2  +  5 Cl2  +  6 H2O  →  2 HIO3  +  10 HCl
kyselina jodistá: bezbarvá krystalická látka, působící jako silně oxidační činidlo
 
Halogenderiváty
vznikají náhradou jednoho nebo více vodíkových atomů v molekule uhlovodíku halogenem
-  obecný vzorec RX (R je uhlovodíkový zbytek, X je halogen), rozlišujeme:
● alkylhalogenidy s acyklickým uhlovodíkovým zbytkem
● arylhalogenidy s aromatickým uhlovodíkovým zbytkem
- v přírodě se nevyskytují
-  vlastnosti: nejnižší halogenderiváty jsou plyny, ostatní jsou kapaliny s charakteristickým zápachem (např. chloroform) nebo pevné látky (např. jodoform). Některé mají narkotické účinky (např. chloroform, tetrachlormethan) nebo slzotvorné účinky (např. benzylchlorid). Jsou jedovaté, ukládají se v tucích (kumulují se tak v organismu). Nerozpustné ve vodě, rozpustné v alkoholech a etherech. Chlor a bromderiváty mají sladkou chuť. Jodderiváty jsou nestálé na světle, vyloučeným jodem se barví nahnědo.
- reaktivita alkylhalogenidů roste v pořadí RF < RCl < RBr < RI
- připravují se:

1. halogenací alkanů a alkylarenů:
C6H5CH2CH3  +  Cl2  C6H5 – CH – CH3  +  HCl
1-fenylethan |
   Cl  1-chlor-1-fenylethan
  R – CH3  +  Cl2  R – CH2Cl  +  HCl
 
2. halogenací arenů:

C6H6  +  X2  C6H5Cl  +  HX
3. z alkenů a alkynů:
  a) adicí halogenu:
R – CH ═ CH – R  +  X2  →  R – CH – CH – R
| |
  X X
  b) adicí halogenvodíků:
R R
  / /
  R – CH ═ C  +  HX  →  R – CH2 – C
  \  |  \
  R  X  R

4. z alkoholů působením halogenvodíků:
  R – OH  +  HX  →  R – X  +  H2O
charakteristika vazby: vazba je polární (rozdílná elektronegativita uhlíku  a halogenů), polarita vazby C – X klesá s klesající elektronegativitou vzrůstá polarizovatelnost (nejvyšší polarizovatelnost vykazuje C – I → jodderiváty jsou podstatně reaktivnější, než chlor a bromderiváty). Halogenalkany jsou většinou reaktivnější než halogenalkeny, popř. halogenareny. Vazba vyvolává – I efekt, polární charakter vazby se přenáší i na sousední vazby, elektronová hustota je tím nižší, čím blíže je uhlíkový atom k vazbě C – X, hodnota částečných kladných nábojů klesá s rostoucí vzdáleností od vazby C – X.
reakce:
  1. nukleofilní substituce – halogen nahrazen nukleofilem:
vznik methanolu reakcí chlormethanu s KOH:
CH3Br  +  KOH  →  CH3OH  +  KBr
 ● vznik fenolu reakcí chlorbenzenu s NaOH:
  C6H5Cl  +  NaOH  →  C6H5OH  +  NaCl
2.  eliminace halogenvodíku E:
eliminace HBr:
  CH3 – CH2 – CH(Br) – CH3  →  CH3 – CH ═ CH – CH3  +  HBr
  2-brombutan 2-buten
● příprava Grignardových činidel:
  CH3 – CH2 – I  +  Mg  →  CH3 – CH2 – I – Mg
ethyljodid ethylmagnesiumjodid
chlormethan CH3Cl: plyn, methylační činidlo, anestetikum, používá se v organické syntéze a k plnění chladicích zařízení
chloroform (trichlormethan) CHCl3: bezbarvá těkavá kapalina, příjemná vůně, nehořlavá, anestetikum (dnes se nepoužívá, poněvadž tepelným rozkladem se uvolňuje COCl2), rozpouštědlo, surovina v chemickém průmyslu
tetrachlormethan CCl4: těkavá, jedovatá, karcinogenní kapalina, rozpouštědlo
trichlorethylen CCl2 ═ CHCl: bezbarvá kapalina, slouží jako rozpouštědlo, např. k čištění oděvů
vinylchlorid CH2 ═ CHCl: karcinogenní plyn, polymeruje na PVC
chloropren (2-chlorbut-1,3-dien) CH2 ═ CCl – CH ═ CH2: surovina pro výrobu chloroprenového kaučuku
jodoform CHI3: žluté krystalky
chlorbenzen: výroba fenolu

Oboduj prácu: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1

Maturitné otázky z chémie



Odporúčame

Prírodné vedy » Chémia

:: KATEGÓRIE – Referáty, ťaháky, maturita:

Vygenerované za 0.017 s.
Zavrieť reklamu