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Halogene. 2 Gliederung 1.Eigenschaften 2.Vorkommen 3.Herstellung 4.Chemisches Verhalten 5.Polyhalogenid-Ionen 6.Halogenwasserstoffe 7.Halogenide 8.Sauerstoffsäuren.

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1 Halogene

2 2 Gliederung 1.Eigenschaften 2.Vorkommen 3.Herstellung 4.Chemisches Verhalten 5.Polyhalogenid-Ionen 6.Halogenwasserstoffe 7.Halogenide 8.Sauerstoffsäuren der Halogene 9.Literatur

3 3 1. Eigenschaften FluorChlorBromIod FarbeblassgelbgrüngelbrotbraunI 2 (g) violett I 2 (s) schwarz Schmelzpunkt [°C] Siedepunkt [°C] Aggregatzustand unter Normalbedingungen gasförmig flüssigfest Elektronegativität4,03,23,02,7 Normalpotential [V] 2e - + Hal 2 2 Hal - +2,87+1,36+1,07+0,54 Elektronenaffinität [eV]-3,4-3,6-3,4-3,1 Ionisierungsenergie [eV]17,513,011,810,4 Nichtmetall-Charakter nimmt ab

4 4 1.1 Sublimation von Iod

5 5 1.2 Verdampfen von Brom

6 6 1.3 Reaktionsgeschwindigkeit HgCl KI HgI KCl (farblos) (rot)

7 7 2. Vorkommen Fluor Flussspat (CaF 2 ) Apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 (OH,F) Kryolith Na 3 [AlF 6 ] Chlor als Chlorid-Ionen im Meerwasser Steinsalz NaCl Sylvin KCl Brom als Bromid-Ionen im Meerwasser und in Solen Bromsylvinit K(Cl,Br) Iod Beimengung in Form von Iodat-Ionen Ca(IO 3 ) 2 in Chilesalpeter NaNO 3 Anlagerung in Plankton

8 8 3. Herstellung Wegen ihrer großen Reaktionsfähigkeit kommen die Halogene in der Natur nicht elementar vor. Aufarbeitung erforderlich

9 9 3.1 Fluor Labor:Zerfall eines instabilen Fluorids (z.B. K 2 MnF 6 ) 2 KMnO KF + 10 HF + 3 H 2 O 2 2 K 2 MnF H 2 O + 3 O 2 SbCl HF SbF HCl K 2 MnF SbF 5 2 KSbF 6 + MnF 3 + ½ F 2 Technik:wasserfreie Elektrolyse einer KF·xHF-Schmelze +1 0 Kathode:2 HF + e - ½ H 2 + HF 2 - (Reduktion) -1 0 Anode:HF 2 - HF + e - + ½ F 2(Oxidation) _______________________________________________ HF ½ H 2 + ½ F 2

10 Chlor Labor: Weldon-Verfahren (1866) MnO 2 (s) + 4 HCl (aq) MnCl 2 (aq) + 2 H 2 O (l) + 2 Cl 2 (g) Technik:Chloralkali-Elektrolyse 2 Na Cl H 2 O 2 Na OH - + H 2 + Cl 2 (Amalgam-, Diaphragma-, Membran-Verfahren) (Weldon-Verfahren)(Chloralkali-Elektrolyse)

11 Brom Technik:Oxidation von gelöstem Bromid in Meerwasser durch Chlor 2 Br - (aq) + Cl 2 (g) Br 2 (aq) + 2 Cl - (aq) Labor:Oxidation von KBr mit KMnO 4 und H 2 SO 4 (cc) 2 MnO4 - (aq) + 10 Br - (aq) + 16 H 3 O + (aq) 4 Mn 2+ (aq) + 5 Br 2 (aq) + 24 H 2 O (l)

12 Iod Labor:Oxidation von KI mit Na 2 Cr 2 O 7 und H 2 SO 4 (cc) Cr 2 O 7 2- (aq) + 6 I - (aq) + 14 H + (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 3 I 2 (s) + 7 H 2 O (l) Technik:(I) Oxidation von Iodid-haltigen Sohlen mit Chlor 2 Br - (aq) + Cl 2 (g) Br 2 (aq) + 2 Cl - (aq) (II) Aufarbeitung von Iodat-haltigem Chilesalpeter HIO SO H 2 O HI + 3 H 2 SO 4 HIO HI 3 I H 2 O

13 13 4. Chemisches Verhalten abnehmende Reaktionsfähigkeit in der Reihenfolge: F > Cl > Br > I Grund abnehmende Normalpotentiale abnehmende Ionisierungsenergie abnehmende Bindungsenergie *) abnehmende Elektronegativität *) Sonderstellung F

14 Fluor reaktionsfähigstes Element (Ausnahmen: He, Ne, Ar, N 2 ) Ätzwirkung von Glas: Bildung von Fluorwasserstoff: 2 F 2 (g) + 2 H 2 O (l) 4 HF (g) + O 2 (g) Ätzwirkung: 2 HF (g/aq) + SiO 2 (s) SiF 4 (g) + 2 H 2 O (l) SiF 4 (g) + (n+2) H 2 O (l) (SiO 2 ·nH 2 O) (aq/s) + 2 HF

15 Chlor sehr reaktiv Ausbildung von kovalenten Bindungen mit NiMe, z.B: Phosphor 2 P (s) + 3 Cl 2 (g) 2 PCl 3 (s)

16 Brom (reagiert analog Chlor; nur mit geringerer Reaktionsfähigkeit) 2 Sb + 3 Br 2 2 SbBr 3 Cu + Br 2 CuBr 2 Mg + Br 2 MgBr 2

17 Iod (noch weniger reaktiv als Brom; reagiert aber noch direkt mit einigen Metallen) 2 Fe + 3 I 2 2 FeI 3 Zn + I 2 ZnI 2 Mg + I 2 MgI 2

18 18 5. Polyhalogenid-Ionen Bsp: Triiodid (I 3 - ) Entstehung:I 2 + I - I 3 - Iodstärke-Reaktion: Einschlussverbindung von I 3 - in α-Helix der Amylose Blaufärbung(Charge-Transfer)

19 19 6. Halogenwasserstoffe Darstellung:1. direkt aus den Elementen H 2 + Hal 2 2 HHal 2. Austreiben aus ihren Salzen mit Säuren Bsp. zu 2. HCl:NaCl (s) + H 2 SO 4 (aq) NaHSO 4 (aq) + HCl (g) NaCl + NaHSO 4 (aq) Na 2 SO 4 (aq) + HCl (g)

20 20 Zerlegung der Halogenwasserstoffe durch Elektrolyse am Beispiel von Salzsäure Kathode: H 3 O + (aq) + e - H 2 O (l) + H (g) 2 2 H (g) H 2 (g) -1 0 Anode: Cl - (aq) Cl (g) + e Cl (g) Cl 2 (g)

21 21 7. Halogenide Halogenide zu allen Elementen bekannt (Ausnahmen: He, Ne, Ar) Abnahme des ionischen Charakters im Einklang mit der EN: Fluorid > Chlorid > Bromid > Iodid gute Löslichkeit in Wasser (Ausnahme: Fluoride)

22 Darstellung 1. Direkte Synthese aus den Elementen Bsp:Me + Hal 2 MeHal 2 (Me = zweiwertig) 2. Reaktion von Halogenwasserstoffen mit Metalloxiden Bsp:MeO + 2 HCl MeCl 2 + H 2 O(Me = zweiwertig) 3. Umhalogenierung Bsp:Br I - 2 Br - + I 2 (violette Farbe in CHCl 3 )

23 Leitfähigkeit -1 0 Anode:2 Cl - (l) Cl 2 (g) + 2 e - (Oxidation) +1 0 Kathode:2 Li + (s) + 2 e - 2 Li (s) (Reduktion)

24 Nachweis der Halogenide Bildung von Silberhalogenid: Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) (weiß) Ag + (aq) + Br - (aq) AgBr (s) (blassgelb) Ag + (aq) + I - (aq) AgI (s) (gelb) Lösen von Silberchlorid mit NH 3 : AgCl (s) + 2 NH 3 (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) + Cl - (aq) Lösen von Silberbromid mit Na 2 S 2 O 3 : AgBr (s) + 2 S 2 O 3 2- (aq) [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3- (aq) + Br - (aq)

25 25 8. Sauerstoffsäuren der Halogene beim gleichen Halogen steigt die Stabilität der Sauerstoffsäuren mit wachsender Oxidationszahl die Säurestärke wächst mit steigender Ordnungszahl ihr Oxidationsvermögen nimmt wachsendem pH-Wert ab Sauerstoffsäuren des Chlors HClO n HClOHClO 2 HClO 3 HClO 4 NameHypochlorige Säure Chlorige Säure Chlor- säure Perchlor- säure Salze MeClO n HypochloriteChloriteChloratePerchlorate Ox-Zahl von Cl

26 Hypochlorige Säure 2 H 3 O + (aq) + 2 OCl - (aq) 3 H 2 O (l) + Cl 2 (g) Eigenschaften schwache Säure starkes Oxidationsmittel Vergiftungsgefahr: Mischen von Chlorreiniger und Essigreiniger Chlor (!)

27 Kaliumchlorat Darstellung:3 ClO - (aq) ClO 3 - (aq) + 2 Cl - (aq) (Disproportionierung) Verwendung:Feuerwerk, Zündhölzer KClO 3 (s) + 3 C (s) KCl (s) + 3 CO (g)

28 28 9. Literaturverzeichnis Fluck, Ekkehard; Mahr, Carl (1985): Anorganisches Grundpraktikum. Für Chemiker und Studierende der Naturwissenschaften. 6. Auflage. Weinheim: VCH. Gerstner, Ernst (1993): Skriptum zum Anorganisch-Chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten. Marburg. Hollemann, Nils; Wiberg, Egon (1985): Lehrbuch der Anorganischen Chemie Auflage. Berlin; New York: De Gruyter. Kuhnert, Rudi; Legall, Wolf-Dieter (1990): Chemische Schulexperimente mit Küvetten. Eine Anleitung für den Lehrer. 2. Auflage. Berlin: Verlag Volk und Wissen. Nöding, Siegfried; Flohr, Fritz (1979): Methodik, Didaktik und Praxis des Chemieunterrichts. 4. Auflage. Heidelberg: Quelle und Meyer. S Riedel, Erwin (1999): Anorganische Chemie. 4. Auflage. Berlin; New York: Walter de Gruyter. Römpp, Hermann; Raaf, Hermann (1983): Chemische Experimente, die gelingen. Viele ge- fahrlose Versuche mit einfachen Mitteln. 21. Auflage. Stuttgart: Franckhsche Verlagshand- lung. Struck, Werner (1973): Chemische Demonstrationsversuche in der Projektion. Hannover: Schroedel-Verlag. diverse Artikel aus Fachdidaktik-Zeitschriften

29 29 das wars


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