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Halogene - Anorganische Chemie
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Transkriptautomatisch erstellt · 104 Zeilen
- Hallo, schön, dass Sie hier sind. In diesem Video lernen Sie,
- wie Sie Darstellung und Eigenschaften der Halogene sowie Trends in deren Reaktivität beschreiben können.
- Unter der Bezeichnung Halogene werden die Elemente der Gruppe 17
- bzw. Hauptgruppe 7 des Periodensystems der Elemente zusammengefasst. Infolge ihrer, im Gegensatz zu den rechts benachbarten Edelgasen,
- ausgesprochen großen chemischen Reaktivität, kommen die Halogene in der Natur ausschließlich in gebundener Form vor.
- Hierbei liegen sie in der Regel in der Oxidationsstufe -I als Halogenide, im Fall des Iods auch in der Oxidationsstufe +V als Iodate vor.
- Als neutrale Elemente weisen sie eine Elektronenkonfiguration S2 P5 auf und besitzen somit in atomarer Form ein ungepaartes Elektron.
- Dies führt dazu, dass die Halogene unter den meisten Bedingungen als diatomare Moleküle vorliegen,
- in denen je zwei Atome ihre ungepaarten Elektronen zu einem gemeinsamen Bindungselektronenpaar verbunden haben.
- Die Halogene sind durch eine sehr große Elektronegativität, hier EN, gekennzeichnet.
- Wobei das Fluor das elektronegativste der Elemente ist. Im gleichen Maße wie die Elektronegativität
- nimmt auch die Ionisierungsenergie vom Fluor zum Iod regelmäßig ab. Eine Folge hiervon ist auch eine Abnahme der Reaktivität
- in gleicher Richtung vom Fluor zum Iod. Näheres hierzu aber an anderer Stelle.
- Wichtige fluorhaltige Mineralien sind der Flussspat, der auch als Fluorit bezeichnet wird
- und chemisch als CaF2 zu beschreiben ist, sowie die Mineralien Kryolith und Fluorapatit.
- Das Mineral Fluorapatit ist hierbei formell ein Doppelsalz aus Calciumphosphat und Calciumfluorid.
- Wichtige Chloride sind das Steinsalz, das Sie auch als Tafelsalz kennen, sowie verschiedene Kalium- und Magnesiumhaltige Mineralien,
- wie Sylvin, Carnallit, Bischofit und Kainit, wobei letzteres wiederum ein Doppelsalz ist.
- Die weniger häufigen Bromide, wie beispielsweise das Mineral Bromargyrit, kommen hauptsächlich gemeinsam mit analog zusammengesetzten Chloriden vor.
- Bemerkenswert große Mengen Bromid finden sich im Meerwasser, wo man es in Konzentrationen von bis zu 100 Gramm je Kubikmeter findet,
- sowie in einigen Solequellen und insbesondere im Toten Meer. Hier findet man im Bereich einiger 100 ppm ebenfalls vergleichsweise große Mengen
- des an sich selteneren Elements Iod, das als Iodid aber, im Unterschied zu den übrigen Halogenen, auch als Iodat vorkommt.
- So weist insbesondere der in Chile gewonnene Chilesalpeter bis zu 1% Anteil auf.
- Sehen wir uns zunächst die Eigenschaften der einzelnen Elemente an, die durchgehend als diatomare Moleküle vorkommen.
- Das Fluor ist bei Raumtemperatur ein blass-gelbliches Gas mit einem Siedepunkt von -188°C.
- Wegen seiner ausgesprochen großen Reaktivität ist es stark ätzend und entsprechend giftig für den menschlichen Körper.
- Da das Fluor selbst das stärkste Oxidationsmittel unter den Elementen ist, erfolgt die technische Darstellung elektrochemisch.
- Hierzu wird wasserfreier, flüssiger Fluorwasserstoff verwendet, der durch Umsatz des natürlich vorkommenden Flussspats
- mit konzentrierter Schwefelsäure gewonnen werden kann. Zur Erhöhung der elektrischen Leitfähigkeit
- werden dem Fluorwasserstoff unterschiedliche Mengen an Kaliumfluorid zugesetzt.
- Die erhaltene Salzschmelze kann dann bei Temperaturen zwischen 70 und 130°C elektrolysiert werden,
- wobei elementares Fluor und entsprechende Mengen Wasserstoff gewonnen werden. Das Fluor ist in seinen chemischen Eigenschaften
- das reaktivste der bekannten Elemente und wirkt stark oxidierend. Stärkere Oxidationsmittel sind nur einige endotherme Fluorverbindungen,
- wie einige Edelgas- oder Halogenfluoride. Das Elemente Chlor ist ein ähnlich gelblich-grünes,
- erstickend riechendes Gas mit einem Siedepunkt von -34°C, das zweieinhalb mal so schwer wie die Luft ist
- und sich recht leicht verflüssigen lässt. Seine Darstellung kann ebenfalls elektrolytisch erfolgen,
- allerdings können in diesem Fall, im Gegensatz zum Fluor, wässrige Minerallösung verwendet werden.
- Das hierbei eingesetzte Mineral ist das technisch leicht verfügbare Natriumchlorid.
- Das Chlor kann auch chemisch beispielsweise nach dem sogenannten Deacon-Verfahren gewonnen werden.
- Hierbei wird Chlorwasserstoff mit Hilfe eines Kupfer(I)chlorid- haltigen Katalysators
- mit Luftsauerstoff als Oxidationsmittel zu elementarem Chlor oxidiert.
- Sofern Chlor vor Ort für den Laborbedarf hergestellt werden soll, kann auf andere Oxidationsmittel, wie beispielsweise das Mangandioxid,
- den sogenannten Braunstein, zurückgegriffen werden. Der hierfür erforderliche Chlorwasserstoff kann ebenfalls vor Ort
- durch Einwirken von konzentrierter Schwefelsäure auf Natriumchlorid erzeugt werden,
- sodass der Transport von reaktiven Gasen entfällt. In seinen chemischen Eigenschaften weist das Chlor
- viele Ähnlichkeiten mit dem Fluor auf. Es reagiert stark exotherm mit fast allen Elementen
- mit Ausnahme der Edelgase, dem Sauerstoff und dem Stickstoff. Die Reaktion mit Alkali- und Erdalkalimetallen
- ist hierbei von starken Lichterscheinungen begleitet. Bei der Reaktion mit vielen Metallen wirkt Wasser katalytisch,
- so dass trockenes Chlor oft deutlich weniger reaktiv ist, als feuchtes. Die Reaktion mit anderen Nichtmetallen erfolgt oft heftig.
- Die Mischung des Chlors mit Wasserstoff wird daher auch Chlorknallgas genannt, das photochemisch gezündet werden kann.
- Der initiale Reaktionsschritt ist hierbei die Spaltung eines Chlormoleküls in 2, aufgrund je eines ungepaarten Elektrons, hochreaktive Chloratome.
- Die Elemente Brom und Iod unterscheiden sich von den zuvor besprochenen Halogenen zunächst einmal durch ihren Aggregatzustand.
- Während das Brom mit einem Schmelzpunkt von minus 7 Grad und einem Siedepunkt von knapp 60 Grad Celsius bei Raumtemperatur
- eine tiefbraune Flüssigkeit ist, bildet das Iod grauschwarze, metallisch glänzende Schuppen,
- die bei etwa 114°C schmelzen. Nichtsdestoweniger sind sowohl das Brom als auch das Iod bereits bei Raumtemperatur
- sehr flüchtig und bilden im Fall des Broms kräftig rot-braune und im Fall des Iods intensiv-violette Dämpfe.
- Überlegen Sie gerne einmal, wie die unterschiedlichen Aggregatzustände der genannten vier Halogene erklärt werden können.
- Da das Brom weniger stark oxidierend ist, als das Chlor, kann es durch das Chlor aus seinen Verbindungen verdrängt werden.
- So kann elementares Brom beispielsweise durch Einwirken von Chlor auf Magnesiumbromid-haltige sogenannte Endlaugen gewonnen werden.
- Solche Endlaugen fallen beispielsweise in der Produktion von Kaliumchlorid aus Carnallit an.
- Elementares Iod wird demgegenüber reduktiv ausgehend von Iodat-haltigen Mineralien, wie dem Chile-Salpeter, gewonnen.
- Hierbei wird die dem Iodat zugrundeliegende Iodsäure HIO3 durch Schweflige Säure H2SO3 zu Iodwasserstoff HI reduziert.
- Der so zunächst gebildete Iodwasserstoff wird anschließend wiederum durch die im Überschuss vorliegende Iodsäure zu Iod oxidiert.
- Da hierbei aus einer Iodverbindung mit einer niedrigen Oxidationsstufe, dem Iodwasserstoff, und einer Verbindung mit einer vergleichsweise
- hohen Oxidationsstufe, der Iodsäure, eine Verbindung mit einer mittleren Oxidationsstufe, dem Iod, gebildet wird,
- handelt es sich bei diesem Schritt formell um eine Komproportionierungsreaktion. Insgesamt wird in der gesamten Reaktionsfolge somit
- ausgehend von der Iodsäure durch Reduktion mit Schwefliger Säure elementares Iod gebildet, wobei als Nebenprodukte Schwefelsäure
- und Wasser anfallen. Die Halogene finden insgesamt sehr vielfältige Verwendungsmöglichkeiten.
- Das Fluor dient hauptsächlich zur Herstellung anorganischer und organischer Fluorverbindungen,
- die an anderer Stelle noch näher vorgestellt werden. Zu den technisch wichtigen Verbindungen des Fluors zählen das SF6,
- das als sehr reaktionsträges Isoliergas in der Hochspannungstechnik eingesetzt wird, das Uranhexafluorid, ein wichtiges Zwischenprodukt
- im Anreicherungsprozess der Urangewinnung und das Calciumfluorid, das als Fließmittel in der Metallurgie eingesetzt wird.
- Das Chlor wird hauptsächlich als Oxidationsmittel, zum Beispiel für die Brom-Produktion eingesetzt
- und dient in der organischen Chemie als Chlorierungsmittel. Die z.T. sehr reaktiven Chlorverbindungen
- werden vielfältig als Bleich- und Desinfektionsmittel eingesetzt. Brom und Iod sowie deren anorganische Verbindungen dienen ganz analog
- ebenfalls als Oxidations-, Bleich und Desinfektionsmittel. Wichtige organische Verbindungen können teils durch direkt Bromierung
- oder Iodierung hergestellt werden. Technisch finden Brom- und Iod-haltige organische Verbindungen
- als Brandhemmer Verwendung. Iod ist zudem ein für die menschliche Ernährung wichtiges Spurenelement,
- das im menschlichen Körper hauptsächlich für die Produktion lebensnotwendiger Schilddrüsenhormone benötigt wird.
- Entsteht ein Jodmangel kann es zu einer Größenzunahme der Schilddrüse und zu einem Mangel an Schilddrüsenhormonen führen.
- In Deutschland wird das Speisesalz daher mit Iodiden angereichert. Die folgenden Reaktionen stehen beispielhaft
- für die Reaktivität der Halogene gegenüber anderen Elementen oder einfachen Verbindungen.
- Das Fluor wirkt stark oxidierend nicht nur auf das sonst recht stabile Wassermolekül, wobei elementarer Sauerstoff gebildet wird.
- Es vermag auch andere Halogene, wie das Iod bis zum Iodheptafluorid mit Oxidationsstufe plus sieben oxidativ zu fluorieren.
- Letztlich ist es sogar in der Lage so unreaktive Elemente, wie die Edelgase zu fluorieren,
- wie hier am Beispiel der Darstellung des Xenontetrafluorids gezeigt. Das Chlor ist weniger reaktiv, oxidiert aber viele Haupt- und Nebengruppenmetalle,
- wie hier beispielhaft das Natrium und das Kupfer zum Natriumchlorid bzw. Kupferdichlorid.
- Halb- und Nichtmetalle werden ebenfalls meist bis zur für das jeweilige Element höchstmöglichen Oxidationsstufe oxidiert,
- wie hier am Beispiel des Antimons gezeigt, dass in die Oxidationsstufe plus-drei im Antimontrichlorid
- oder -mit überschüssigem Chlor- in die Oxidationsstufe plus fünf im Antimonpentachlorid überführt werden kann.
- Die Oxidation des Ammoniaks, als Beispiel für eine Hauptgruppenelementverbindung, führt zu dem thermodynamisch stabilen Distickstoffmolekül.
- Das Brom ist deutlich weniger reaktiv als die beiden vorgenannten Halogenide, kann aber vielen Wasserstoffverbindungen oxidativ den Wasserstoff entziehen,
- wie hier am Beispiel des Schwefelwasserstoffs gezeigt, aus dem so elementarer Schwefel freigesetzt wird.
- Das Iod ist ein vergleichsweise schwaches Oxidationsmittel. Ein besonderes Merkmal ist seine Neigung zur Ausbildung von Anlagerungsverbindungen.
- So werden mit Halogenid-Ionen, wie insbesondere dem Iodid, kettenförmige Polyhalogenid-Ionen gebildet.
- Das bekannteste Beispiel ist sicher das Trihalogenid-Monoanion. Das durch die Reaktion von Iod mit einem Iodid-Salz entsteht.
- Abhängig von der Stöchiometrie und den Bedingungen können aber auch längerkettige Polyhalogenide
- mit bis zu neun oder mehr Iodatomen gebildet werden, wobei neben einwertigen auch höherwertige Polyhalogenide dargestellt werden können.
- Einige Beispiele für die Strukturen dieser Verbindungen sind in dieser Abbildung dargestellt.
- Bei der Betrachtung der ebenfalls mit aufgeführten Bindungslängen wird deutlich, dass in vielen Strukturen kürzere Abstände zwischen je zwei Atomen
- auf den Ursprung dieser Einheit aus einem Iodmolekül hindeuten. Zusammenfassend haben wir uns in diesem Video mit den Eigenschaften der Halogene
- in der Gruppe sieben des Periodensystems auseinandergesetzt. Insbesondere haben Sie gelernt,
- wie Sie die Halogene in der Industrie und im Labor herstellen und deren technisches und synthetisches Potential nutzen können.
- Versuchen Sie sich nun einmal selbst daran, das Potential der Halogene in verschiedenen Beispielszenarien einzusetzen.
Zum Nachlesen
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