Halogene

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Gliederung

1. Eigenschaften

2. Vorkommen

3. Herstellung

4. Chemisches Verhalten

5. Polyhalogenid-Ionen

6. Halogenwasserstoffe

7. Halogenide

8. Sauerstoffsäuren der Halogene

9. Literatur

3

1. Eigenschaften

Fluor Chlor Brom Iod

Farbe blassgelb grüngelb rotbraun I2 (g) violettI2 (s) schwarz

Schmelzpunkt [°C] -220 -101 -7 +114

Siedepunkt [°C] -188 -34 +59 +185

Aggregatzustand unterNormalbedingungen

gasförmig gasförmig flüssig fest

Elektronegativität 4,0 3,2 3,0 2,7

Normalpotential [V]2e- + Hal2 2 Hal-

+2,87 +1,36 +1,07 +0,54

Elektronenaffinität [eV] -3,4 -3,6 -3,4 -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 HgI2 + 2 KCl

(farblos) (rot)

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2. Vorkommen

Fluor 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

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3. Herstellung

Wegen ihrer großen Reaktionsfähigkeit

kommen die Halogene in der Natur nicht

elementar vor.

Aufarbeitung erforderlich

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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↑

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3.2 Chlor

Labor: Weldon-Verfahren (1866)

MnO2 (s) + 4 HCl(aq) → MnCl2 (aq) + 2 H2O(l) + 2 Cl2 (g)↑

Technik: Chloralkali-Elektrolyse

2 Na+ + 2 Cl- + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2↑ + Cl2↑

(Amalgam-, Diaphragma-, Membran-Verfahren)

(Weldon-Verfahren) (Chloralkali-Elektrolyse)

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3.3 Brom

Technik: Oxidation von gelöstem Bromid in Meerwasser durch Chlor

2 Br-(aq) + Cl2 (g) Br2 (aq) + 2 Cl-(aq)

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)

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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) Br2 (aq) + 2 Cl-(aq)

(II) Aufarbeitung von Iodat-haltigem Chilesalpeter

HIO3 + 3 SO2 + 3 H2O HI + 3 H2SO4

HIO3 + 5 HI 3 I2 + 3 H2O

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4. Chemisches Verhalten

abnehmende Reaktionsfähigkeit in der Reihenfolge:

F > Cl > Br > I

Grundabnehmende

Normalpotentiale

abnehmende

Ionisierungsenergie

abnehmende

Bindungsenergie *)

abnehmende

Elektronegativität

*) Sonderstellung F

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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

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4.2 Chlor

sehr reaktiv Ausbildung von kovalenten Bindungen mit NiMe, z.B: Phosphor

2 P(s) + 3 Cl2 (g) → 2 PCl3 (s)

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4.3 Brom

(reagiert analog Chlor; nur mit geringerer Reaktionsfähigkeit)

2 Sb + 3 Br2 → 2 SbBr3 Cu + Br2 → CuBr2

Mg + Br2 → MgBr2

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4.4 Iod

(noch weniger reaktiv als Brom; reagiert aber noch direkt mit einigen Metallen)

2 Fe + 3 I2 → 2 FeI3

Zn + I2 → ZnI2

Mg + I2 → MgI2

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5. Polyhalogenid-Ionen

Bsp: Triiodid (I3-)

Entstehung: I2 + I- I3-

Iodstärke-Reaktion: Einschlussverbindung von I3- in α-Helix der Amylose

→ Blaufärbung („Charge-Transfer“)

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6. Halogenwasserstoffe

Darstellung: 1. direkt aus den Elementen

H2 + Hal2 2 HHal

2. Austreiben aus ihren Salzen mit Säuren

Bsp. zu 2. HCl: NaCl(s) + H2SO4 (aq) NaHSO4 (aq) + HCl(g)↑

NaCl + NaHSO4 (aq) Na2SO4 (aq) + HCl(g)↑

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Zerlegung der Halogenwasserstoffe durch Elektrolyse

am Beispiel von Salzsäure

+1 +1 0

Kathode: H3O+(aq) + e- → H2O(l) + H(g) │∙2

2 H(g) → H2 (g)↑

-1 0

Anode: Cl-(aq) → Cl(g) + e- │∙2

2 Cl(g) → Cl2 (g)↑

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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)

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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 MeCl2 + H2O (Me = zweiwertig)

3. Umhalogenierung

Bsp: Br2 + 2 I- 2 Br- + I2

(violette Farbe in CHCl3)

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7.2 Leitfähigkeit

-1 0

Anode: 2 Cl-(l) → Cl2 (g)↑ + 2 e- (Oxidation)

+1 0

Kathode: 2 Li+(s) + 2 e- → 2 Li(s) (Reduktion)

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7.3 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 NH3:

AgCl(s) + 2 NH3 (aq) [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq)

Lösen von Silberbromid mit Na2S2O3:

AgBr(s) + 2 S2O32-

(aq) [Ag(S2O3)2]3-(aq) + Br-

(aq)

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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

Säure

Chlor-

säure

Perchlor-

säure

Salze

MeClOnHypochlorite Chlorite Chlorate Perchlorate

Ox-Zahl

von Cl +1 +3 +5 +7

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8.1 Hypochlorige Säure

2 H3O+(aq) + 2 OCl-(aq) 3 H2O(l) + Cl2 (g)↑

Eigenschaften schwache Säure starkes Oxidationsmittel

Vergiftungsgefahr: Mischen von Chlorreiniger und Essigreiniger

Chlor (!)

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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)↑ Erhitzen

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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

29

das wars