Fluor i pozostałe fluorowce

Fluorowce – fluor, brom, jod
Występowanie, otrzymywanie,
właściwości fizyczne i chemiczne:
fluoru, bromu, jodu
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 + 2eK(-): 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
Fluor
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
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  SF6
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)
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+ + FSiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O
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
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%)
0Br + H O  H-IBr + HIBrO
2
2
Brom
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
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
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
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
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
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
Jod
Jod krystaliczny
Pary jodu
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
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
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