Halogene

Gliederung Eigenschaften Vorkommen Herstellung Chemisches Verhalten Polyhalogenid-Ionen Halogenwasserstoffe Halogenide Sauerstoffsäuren der Halogene Literatur

1. Eigenschaften Fluor Chlor Brom Iod Farbe blassgelb grüngelb rotbraun I2 (g) violett I2 (s) schwarz Schmelzpunkt [°C] -220 -101 -7 +114 Siedepunkt [°C] -188 -34 +59 +185 Aggregatzustand unter Normalbedingungen gasförmig flüssig fest Elektronegativität 4,0 3,2 3,0 2,7 Normalpotential [V] 2e- + Hal2 D 2 Hal- +2,87 +1,36 +1,07 +0,54 Elektronenaffinität [eV] -3,4 -3,6 -3,1 Ionisierungsenergie [eV] 17,5 13,0 11,8 10,4 Nichtmetall-Charakter nimmt ab

1.1 Sublimation von Iod

1.2 Verdampfen von Brom

1.3 Reaktionsgeschwindigkeit HgCl2 + 2 KI D HgI2 + 2 KCl (farblos) (rot)

2. Vorkommen Fluor Chlor Brom Iod Flussspat (CaF2) Apatit Ca5(PO4)3(OH,F) Kryolith Na3[AlF6] 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(IO3)2 in Chilesalpeter NaNO3 Anlagerung in Plankton

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

3.1 Fluor Labor: Zerfall eines instabilen Fluorids (z.B. K2MnF6) 2 KMnO4 + 2 KF + 10 HF + 3 H2O2 → 2 K2MnF6 + 8 H2O + 3 O2 SbCl5 + 5 HF → SbF5 + 5 HCl K2MnF6 + 2 SbF5 2 KSbF6 + MnF3 + ½ F2↑ Technik: wasserfreie Elektrolyse einer KF·xHF-Schmelze +1 0 Kathode: 2 HF + e- → ½ H2↑ + HF2- (Reduktion) -1 0 Anode: HF2- → HF + e- + ½ F2↑ (Oxidation) _______________________________________________ HF → ½ H2↑ + ½ F2↑

3.2 Chlor Labor: Weldon-Verfahren (1866) MnO2 (s) + 4 HCl(aq) → MnCl2 (aq) + 2 H2O(l) + 2 Cl2 (g)↑ (Weldon-Verfahren) (Chloralkali-Elektrolyse) Technik: Chloralkali-Elektrolyse 2 Na+ + 2 Cl- + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2↑ + Cl2↑ (Amalgam-, Diaphragma-, Membran-Verfahren)

3.3 Brom Labor: Oxidation von KBr mit KMnO4 und H2SO4 (cc) 2 MnO4-(aq) + 10 Br-(aq) + 16 H3O+(aq) → 4 Mn2+(aq) + 5 Br2 (aq) + 24 H2O(l) Technik: Oxidation von gelöstem Bromid in Meerwasser durch Chlor 2 Br-(aq) + Cl2 (g) D Br2 (aq) + 2 Cl-(aq)

3.4 Iod Labor: Oxidation von KI mit Na2Cr2O7 und H2SO4 (cc) Cr2O72-(aq) + 6 I-(aq) + 14 H+(aq) → 2 Cr3+(aq) + 3 I2 (s) + 7 H2O(l) Technik: (I) Oxidation von Iodid-haltigen Sohlen mit Chlor 2 Br-(aq) + Cl2 (g) D Br2 (aq) + 2 Cl-(aq) (II) Aufarbeitung von Iodat-haltigem Chilesalpeter HIO3 + 3 SO2 + 3 H2O D HI + 3 H2SO4 HIO3 + 5 HI D 3 I2 + 3 H2O

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

4.1 Fluor reaktionsfähigstes Element (Ausnahmen: He, Ne, Ar, N2) Ätzwirkung von Glas: Bildung von Fluorwasserstoff: 2 F2 (g) + 2 H2O(l) → 4 HF(g) + O2 (g) Ätzwirkung: 2 HF(g/aq) + SiO2 (s) → SiF4 (g)↑ + 2 H2O(l) SiF4 (g) + (n+2) H2O(l) → (SiO2·nH2O)(aq/s) + 2 HF

4.2 Chlor sehr reaktiv Ausbildung von kovalenten Bindungen mit NiMe, z.B: Phosphor 2 P(s) + 3 Cl2 (g) → 2 PCl3 (s)

(reagiert analog Chlor; nur mit geringerer Reaktionsfähigkeit) 4.3 Brom (reagiert analog Chlor; nur mit geringerer Reaktionsfähigkeit) 2 Sb + 3 Br2 → 2 SbBr3 Cu + Br2 → CuBr2 Mg + Br2 → MgBr2

4.4 Iod 2 Fe + 3 I2 → 2 FeI3 Zn + I2 → ZnI2 Mg + I2 → MgI2 (noch weniger reaktiv als Brom; reagiert aber noch direkt mit einigen Metallen) 2 Fe + 3 I2 → 2 FeI3 Zn + I2 → ZnI2 Mg + I2 → MgI2

5. Polyhalogenid-Ionen Bsp: Triiodid (I3-) Entstehung: I2 + I- D I3- Iodstärke-Reaktion: Einschlussverbindung von I3- in α-Helix der Amylose → Blaufärbung („Charge-Transfer“)

6. Halogenwasserstoffe Darstellung: 1. direkt aus den Elementen H2 + Hal2 D 2 HHal 2. Austreiben aus ihren Salzen mit Säuren Bsp. zu 2. HCl: NaCl(s) + H2SO4 (aq) D NaHSO4 (aq) + HCl(g)↑ NaCl + NaHSO4 (aq) D Na2SO4 (aq) + HCl(g)↑

Zerlegung der Halogenwasserstoffe durch Elektrolyse am Beispiel von Salzsäure -1 0 Anode: Cl-(aq) → Cl(g) + e- │∙2 2 Cl(g) → Cl2 (g)↑ +1 +1 0 Kathode: H3O+(aq) + e- → H2O(l) + H(g) │∙2 2 H(g) → H2 (g)↑

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)

7.1 Darstellung 1. Direkte Synthese aus den Elementen Bsp: Me + Hal2 → MeHal2 (Me = zweiwertig) 2. Reaktion von Halogenwasserstoffen mit Metalloxiden Bsp: MeO + 2 HCl D MeCl2 + H2O (Me = zweiwertig) 3. Umhalogenierung Bsp: Br2 + 2 I- D 2 Br- + I2 (violette Farbe in CHCl3)

7.2 Leitfähigkeit Anode: 2 Cl-(l) → Cl2 (g)↑ + 2 e- (Oxidation) +1 0 -1 0 Anode: 2 Cl-(l) → Cl2 (g)↑ + 2 e- (Oxidation) +1 0 Kathode: 2 Li+(s) + 2 e- → 2 Li(s) (Reduktion)

7.3 Nachweis der Halogenide Bildung von Silberhalogenid: Ag+(aq) + Cl-(aq) D AgCl(s)↓ (weiß) Ag+(aq) + Br-(aq) D AgBr(s)↓ (blassgelb) Ag+(aq) + I-(aq) D AgI(s)↓ (gelb) Lösen von Silberchlorid mit NH3: AgCl(s) + 2 NH3 (aq) D [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq) Lösen von Silberbromid mit Na2S2O3: AgBr(s) + 2 S2O32-(aq) D [Ag(S2O3)2]3-(aq) + Br-(aq)

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 HClOn HClO HClO2 HClO3 HClO4 Name Hypochlorige Säure Chlorige Chlor- säure Perchlor- Salze MeClOn Hypochlorite Chlorite Chlorate Perchlorate Ox-Zahl von Cl +1 +3 +5 +7

8.1 Hypochlorige Säure Chlor (!) Eigenschaften schwache Säure starkes Oxidationsmittel Vergiftungsgefahr: Mischen von Chlorreiniger und Essigreiniger Chlor (!) 2 H3O+(aq) + 2 OCl-(aq) D 3 H2O(l) + Cl2 (g)↑

8.2 Kaliumchlorat +1 +5 -1 Darstellung: 3 ClO-(aq) ClO3-(aq) + 2 Cl-(aq) (Disproportionierung) Verwendung: Feuerwerk, Zündhölzer +5 0 -1 +2 KClO3 (s) + 3 C(s) KCl(s) + 3 CO(g)↑

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. 100. 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. 273. 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: Franckh’sche Verlagshand- lung. Struck, Werner (1973): Chemische Demonstrationsversuche in der Projektion. Hannover: Schroedel-Verlag. diverse Artikel aus Fachdidaktik-Zeitschriften

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