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Halogene

Halogene. Gliederung. Eigenschaften Vorkommen Herstellung Chemisches Verhalten Polyhalogenid-Ionen Halogenwasserstoffe Halogenide Sauerstoffsäuren der Halogene Literatur. 1. Eigenschaften. nimmt ab. 1.1 Sublimation von Iod. 1.2 Verdampfen von Brom. 1.3 Reaktionsgeschwindigkeit.

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Halogene

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Presentation Transcript

  1. Halogene

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

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

  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 +1 0 Kathode: 2 HF + e-→ ½ H2↑ + HF2- (Reduktion) -1 0 Anode: HF2- → 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 Ionisierungsenergie abnehmende Normalpotentiale abnehmende Elektronegativität abnehmende Bindungsenergie *) 4. Chemisches Verhalten abnehmende Reaktionsfähigkeit in der Reihenfolge: F > Cl > Br > I Grund *) 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. 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 (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 + Hal2D 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 -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)↑

  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 -1 0 Anode: 2 Cl-(l) → Cl2 (g)↑ + 2 e- (Oxidation) +1 0 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

  26. 8.1 Hypochlorige Säure • 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. +5 0 -1 +2 KClO3 (s) + 3 C(s) KCl(s) + 3 CO(g)↑ 8.2 Kaliumchlorat +1 +5 -1 Darstellung: 3 ClO-(aq) ClO3-(aq) + 2 Cl-(aq) (Disproportionierung) Verwendung: Feuerwerk, Zündhölzer

  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. 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

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