Halogene.

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1 Halogene

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

3 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

4 1.1 Sublimation von Iod

5 1.2 Verdampfen von Brom

6 1.3 Reaktionsgeschwindigkeit
HgCl2 + 2 KI D HgI2 + 2 KCl (farblos) (rot)

7 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

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

9 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 Kathode: 2 HF + e- → ½ H2↑ + HF2- (Reduktion) Anode: HF → HF + e- + ½ F2↑ (Oxidation) _______________________________________________ HF → ½ H2↑ + ½ F2↑

10 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)

11 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)

12 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

13 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

14 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

15 4.2 Chlor sehr reaktiv Ausbildung von kovalenten Bindungen mit NiMe, z.B: Phosphor 2 P(s) + 3 Cl2 (g) → 2 PCl3 (s)

16 (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

17 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

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

19 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)↑

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

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 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)

23 7.2 Leitfähigkeit Anode: 2 Cl-(l) → Cl2 (g)↑ + 2 e- (Oxidation) +1 0
Anode: 2 Cl-(l) → Cl2 (g)↑ + 2 e- (Oxidation) Kathode: 2 Li+(s) + 2 e- → 2 Li(s) (Reduktion)

24 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)

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 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

26 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)↑

27 8.2 Kaliumchlorat Darstellung: 3 ClO-(aq) ClO3-(aq) + 2 Cl-(aq) (Disproportionierung) Verwendung: Feuerwerk, Zündhölzer KClO3 (s) + 3 C(s) KCl(s) + 3 CO(g)↑

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. 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

29 das wars