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
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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
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1.1 Sublimation von Iod
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1.2 Verdampfen von Brom
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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
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