Fluorowce – fluor, brom, jod

Prezentacja na temat: "Fluorowce – fluor, brom, jod"— Zapis prezentacji:

1 Fluorowce – fluor, brom, jod
Występowanie, otrzymywanie, właściwości fizyczne i chemiczne: fluoru, bromu, jodu

2 Fluor Występowanie: fluor nie występuje w stanie wolnym, występuje wyłącznie w stanie związanym w minerałach: fluoryt CaF2, kriolit Na3AlF6, apatyt Ca3(PO4)2.Ca(ClF)2 Otrzymywanie fluoru: elektroliza ciekłego fluorowodoru - (otrzymuje się z CaF2) z dodatkiem KHF2: CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2HF A(+): 2F-  F2 + 2e- K(-): 2H+ + 2e-  H2 Właściwości fizyczne: bladożółty gaz o ostrym zapachu, podrażniających błony śluzowe o gęstości w warunkach normalnych 1,7g/cm3, gaz jest silnie toksyczny

3 Fluor

4 Fluor Właściwości chemiczne fluoru: fluor w związkach chemicznych występuje wyłącznie na stopniu utlenienia –I, jest najsilniejszym utleniaczem wśród pierwiastków, reaguje bezpośrednio prawie z wszystkimi pierwiastkami (wyjątek He, Ne) i związkami chemicznymi, Mg, Al, Fe, Ni, Cu, Zn w niższych temp. pasywuje się warstewką soli Ca + F2  CaF2 2Al + 3F2  2AlF3

5 Fluor Właściwości chemiczne fluoru – cd: fluor reaguje z wodorem, siarką, fosforem już w bardzo niskich temp., z tlenem podczas wyładowań atmosferycznych, reaguje z wodą, rozcieńczonymi zasadami, wypiera pozostałe fluorowce z soli prostych , w podwyższonych temp. tworzy związki międzyhalogenowe o ogólnym wzorze AXn, gdzie n = 1, 3, 5, 7 S + 3F2  SF H2 + F2  2HF(aq) O2 + F2  O2F2(g) H2O + F2  2HF + O2 SiO2 + 2F2  SiF4(g) + 2O 2KOH + 2F2  OF2(g) + 2NaF + H2O 2NaCl + F2  2NaF(aq) + Cl2 Cl2 + F2  2ClF(g) Br2 + 3F2  2BrF3(g)

6 Fluor – ważniejsze związki: fluorowodór i kwas fluorowodorowy
Fluorowodór HF: bezbarwna, higroskopijna dymiąca ciecz (pozostałe halogenowodory są gazami), cząsteczki HF ulegają asocjacji w wyniku dużego momentu dipolowego i powstawania wiązań wodorowych Kwas fluorowodorowy HF(aq): fluorowodór bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, ulegając w niej dysocjacji, dając słaby kwas, jedyny kwas reagujący ze szkłem HF + H2O ↔ H3O+ + F- SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O

7 Fluor - zastosowanie Zastosowanie fluoru: otrzymywanie teflonu (spolimeryzowany C2F4 - tetrafluoroeten), freonów CF2Cl2 - dichlorodifluorometan , kwasu fluorowodorowego, do produkcji uranu i rozdzielania jego izotopów, utleniacz wodoru w silnikach rakietowych Zastosowanie związków fluoru: kwas fluorowodorowy do trawienie wzorów i napisów na szkle, SF6 - w elektronice i materiały termoizolacyjne, teflon – substancja plastyczna odporna chemicznie, freony w technice chłodniczej

8 Brom Występowanie bromu: występuje wyłącznie w postaci związanej, są to bromki rozpuszczone w wodzie morskiej towarzyszące złożom soli kamiennej Właściwości fizyczne: czerwonobrunatna ciecz, o charakterystycznym duszącym i ostrym zapachu, łatwo przechodzi w pary, silnie toksyczna, bardzo dobrze rozpuszcza się CCl4, rozpuszcza się również w wodzie (woda bromowa), w trakcie rozpuszczania w ulega dysproporcjonowaniu (max stężenie ok. 3,5%) 0Br2 + H2O  H-IBr + HIBrO

9 Brom

10 Brom Otrzymywanie bromu: z bromków w reakcji z gazowym chlorem 2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2 Właściwości chemiczne bromu: W związkach chemicznych występuje na stopniach utlenienia: –I (HBr, KBr, CaBr2); +I (Br2O; HBrO); +III (NaBrO2); +V (HBrO3, Ba(BrO3)2); +VII (HBrO4, KBrO4) Brom nie reaguje z tlenem, jego tlenki Br2O, BrO2, Br2O5 otrzymuje się metodami pośrednimi Mg, Pb, Ni pod wpływem bromu ulegają pasywacji

11 Brom Właściwości chemiczne bromu:
W podwyższonej temp. reaguje z wodorem Br2 + H2  2HBr Z aktywnymi litowcami reaguje wybuchowo Br2 + 2K  2KBr W stanie wilgotnym reaguje ze złotem 3Br2 + 2Au  2AuBr3 Brom reaguje z niemetalami – siarką, fosforem

12 Brom i jego związki Tlenki bromu: Br2O, BrO2, Br2O5 mają charakter kwasowy Kwasy bromowe: HBrO - kwas bromowy(I), HBrO3 - kwas bromowy(V), HBrO4 – kwas bromowy(VII), nie został wyodrębniony kwas bromowy(III), jego reszta występuje tylko w solach (np. Ca(BrO2)2 Moc kwasów wzrasta wraz ze stopniem utlenienia bromu w cząsteczce kwasu

13 Brom i jego związki Bromowodór HBr: bezbarwny gaz o ostrym zapachu, dymiący w powietrzu, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, tworząc bardzo mocny kwas bromowodorowy (mocniejszy od kwasu chlorowodorowego), praktycznie ulega całkowitej dysocjacji elektrolitycznej HBr + H2O ↔ H3O+ + Br- Bromki (sole kwasu bromowodorowego): są dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki: PbBr2, TlBr, CuBr, Hg2Br2, AgBr) Zastosowanie: produkcja rozpuszczalników, barwników, AgBr w przemyśle fotochemicznym i medycynie

14 Jod Występowanie: w przyrodzie występuje wyłącznie w postaci związanej, w połączeniach organicznych rozpuszczonych w wodzie morskiej, w związkach organicznych, jako minerały towarzyszące pokładom saletry chiliskiej w postaci jodanów(V) – Ca(IO3)2 Otrzymywanie: redukcja jodanu(V) wapnia, wypieranie z roztworów jodków chlorem lub bromem Ca(IO3)2 + 5NaHSO3  3NaHSO4 + Na2SO4 + CaSO4 + H2O + I2 2KI + Cl2  2KCl + I2 2NaI + Br2  2NaBr + I2

15 Jod Właściwości fizyczne jodu:
Ciało stałe, o budowie krystalicznej, barwy fioletowoczarnej (szaroczarnej) o metalicznym połysku, łatwo ulega sublimacji, tworząc filetowe pary, o ostrym zapachu, toksyczny, ma działanie parzące, podrażnia błony śluzowe Jod bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie, natomiast bardzo dobrze rozpuszcza się w obecności I-, [(roztwór KI, tworząc jony I3- (7% roztwór jodu roztworze KI – płyn Lugola o barwie żółtobrunatnej)], dobrze rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych - alkoholu (3% w 90% etanolu – jodyna o barwie żółtobrunatnej), CHCl3, CS2, CCl4, – roztwory barwy fioletowej

16 Jod Jod krystaliczny Pary jodu

17 Jod Właściwości chemiczne jodu: W podwyższonej temp. reaguje z wodorem
H2 + I2  2HI(g) W obecności katalizatora (H2O) reaguje z metalami, np. z pyłem magnezu, cynku Mg + I2  MgI2 Zn + I2  ZnI2 Utlenianie jodu w reakcji z HNO3 lub roztworami zasad 3I2 + 10HNO3  6HIO3 + 10NO + 2H2O 3I2 + 6NaOH  5NaI + NaIO3 + 3H2O Wypieranie jodu przez chlor, brom z soli prostych 2KI + Br2  2KBr + I2 2NaI + Cl2  2NaCl + I2

18 Jod – ważniejsze związki
Jodowodór HI(g): gaz bezbarwny, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, ulega praktycznie całkowitej dysocjacji elektrolitycznej tworząc bardzo mocny kwas jodowodorowy HI(g) + H2O ↔ H3O+ + I- Tlenki jodu: najważniejszy I2O5, otrzymuje się przez utlenienie jodu kwasem azotowym(V), jest to substancja stała barwy białej, ulegające rozkładowi po ogrzaniu, ma właściwości kwasowe

19 Jod – ważniejsze związki
Kwasy jodowe: HIO – kwas jodowy(I) HIO3 – kwas jodowy(V) H5IO6 – kwas jodowy(VII), ogrzewany traci wodę i tlen, w temp. 140oC przechodzi w HIO3 Zastosowanie jodu: w przemyśle spożywczym jodowanie soli, w medycynie jodyna, AgI w fotografii, w chemii analitycznej – próba jodowa (wykrywanie skrobi), próba jodoformowa (wykrywanie grup – C – CH3) || O CH3 – CO – CH3 + 3I2 + 4NaOH  CHI3 + 3NaI + CH3-COONa + 3H2O