Vorlesung 3. Sauerstoffverbindungen von Halogenen

Halogenoxide.

Anwendung von Halogenen und ihren Verbindungen.

1. Halogenoxide

Halogene gehen mit Sauerstoff eine Reihe von Verbindungen ein. Diese Verbindungen sind jedoch instabil, ∆G o >0, sie explodieren leicht beim Erhitzen und in Gegenwart organischer Verbindungen. Sie werden nur indirekt gewonnen.

Die folgenden Sauerstoffhalogenverbindungen sind relativ stabil:

Eigenschaften
Aussehen im Gebrauch	Gelbes Gas	Gelb Braun Gas. Giftig	Gelbgrün.	Gas.	Dunkelrote Flüssigkeit	Farblose Flüssigkeit.
Explosiv					Farblos Christus. Substanz	Tempo. pl., über N
(stabiler als andere Oxide)
Diff. bei t>350 o C
	∆G o , kJ/mol

Molekulare Struktur

→ Erhöhte oxidative Aktivität →

Cl 2 O 3 , Br 2 O 3 , BrO 2 , Br 2 O 5 , I 2 O 4 , I 2 O 6 sind ebenfalls bekannt.

Quittung.

OF 2 (Fluoroxid oder genauer Sauerstofffluorid) ist ein starkes Oxidationsmittel. Es wird durch Einwirkung von F 2 auf eine gekühlte verdünnte Alkalilösung erhalten:

Chlor- und Jodoxide können durch folgende Reaktionen erhalten werden:

Chemische Eigenschaften:

Thermisch instabil:

Alle Halogenverbindungen mit Sauerstoff (außer OF 2) sind saure Oxide.

Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5 bilden bei Wechselwirkung mit Wasser Säuren:

ClO 2 , Cl 2 O 6 (C.O. = +4, +6 – instabil) sind bei Wechselwirkung mit Wasser unverhältnismäßig:

Halogenoxide – Oxidationsmittel:

OF 2 enthält O +2 – ein sehr starkes Oxidationsmittel:

Oxide mit einer mittleren Halogenoxidationsstufe überproportional:

		Sauerstoffhaltige Säuren von Halogenen	Alle sauerstoffhaltigen Halogensäuren sind gut wasserlöslich. HClO 4 , HIO 3 und H 5 IO 6 sind in freier Form bekannt, der Rest ist instabil und kommt nur in verdünnten wässrigen Lösungen vor. Die stabilsten Verbindungen liegen in SO vor. -1 und +5.		Aussehen	Säurebasisch Eigenschaften
		Namen von Säuren	Namen von Salzen Existiert nur in Lösung		Schwache Säuren Amphotere Verbindung. Fluoriert Hypochlorig	bromiert Jodhaltig Hypophthoritis Hypochlorite
			Hypobromite		Hypoioditis
		Saures Medium Stärke	Chlorid		Farblos Kristalle Starke Säuren
		Chlorhaltig Saures Medium Stärke	Bromisch Jod		Farblos	flüssig Stärkste Säure Schwache Säure

Orthoodnaya

Perchlorate

Perbromate

Dieses Muster ist nicht nur für Chlor typisch, sondern auch für Brom und Jod.

Mit zunehmender Oxidationsstufe des Halogens nimmt die Ladung des Ions zu, wodurch seine Anziehungskraft auf O 2- zunimmt und die Dissoziation je nach Basentyp erschwert wird. Gleichzeitig nimmt die Abstoßung der positiven Ionen H + und E n + zu, was die Dissoziation vom Säuretyp erleichtert.

Reis. 1. Schema eines Fragments des E(OH)n-Moleküls

HOCl ist eine amphotere Verbindung: Es kann sowohl als Säure als auch als Base dissoziieren:

In der Reihe ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - erhöht sich die Stabilität von Säuren und Anionen. Dies wird durch eine Zunahme der Anzahl der an der Bindungsbildung beteiligten Elektronen erklärt:

Verbindungsmultiplizität =1 Verbindungsmultiplizität=1,5

d(Cl-O)=0,170 nm d(Cl-O)=0,145 nm

Mit zunehmender Anzahl an Sauerstoffatomen in Säuren nimmt die Abschirmung von Cl zu, sodass die Oxidationsfähigkeit abnimmt.

Also in der Reihe HClO → HClO 2 → HClO 3 → HClO 4

die Stärke der Säuren nimmt zu;

die Säurestabilität nimmt zu;

Die oxidative Kapazität nimmt ab.

Die Stärke sauerstoffhaltiger Säuren in der HOCl-HOBr-HOI-Reihe nimmt aufgrund einer Vergrößerung des kovalenten Radius und einer Schwächung der O-Hal-Bindung ab:

K d 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Die oxidierenden Eigenschaften werden reduziert

In der Reihe HCO-HBrO-HIO erhöht sich die Stabilität von Säuren. Wenn sie beispielsweise erhitzt oder Licht ausgesetzt werden, zersetzen sie sich:

, ∆G o (kJ) HClO, HBrO, HIO

→ Erhöhte oxidative Aktivität →

Fluorige Säure wird durch folgende Reaktionen hergestellt:

. (bei Nr.)!!!

Hypochlorige Säure wird durch Hydrolyse von Chlor gewonnen (HCl wird durch die Einwirkung von CaCO 3 entfernt):

Das Gleichgewicht stellt sich ein, wenn 30 % des Chlors reagieren.

HClO und HBrO werden durch Zersetzung von Hypochloriten und Hypobromiten gewonnen:

2. HClO 2 wird aus Salzen gewonnen:

3. HHalO 3 wird erhalten:

Aus Salzen:

Oxidation von Halogenen mit starken Oxidationsmitteln:

4. HClO 4, H 5 IO 6 aus Salzen:

Chemische Eigenschaften

Zersetzt sich bei Erhitzung und Lichteinwirkung:

Starke Oxidationsmittel (alle Säuren sind stärkere Oxidationsmittel als ihre Salze):

Perchlorsäure ist nur in konzentrierten Lösungen ein schwaches Oxidationsmittel:

Salze von Oxosäuren stabiler als Säuren. Ihre Stabilität nimmt mit zunehmender Oxidationsstufe zu.

Chemische Eigenschaften von Salzen:

1. Chlorate und Perchlorate zersetzen sich nur beim Erhitzen:

2. Sie sind wie Säuren Oxidationsmittel (jedoch schwächer als ihre Säuren):

Gewinnung von Salzen:

MeHalO wird erhalten, indem man Halogene durch eine kalte Lösung aus Alkali, Soda oder Kali leitet:

MeHalO 3 wird durch Durchleiten von Halogenen durch heiße (60–70 °C) Alkalilösungen gewonnen:

MeClO 4 und Me 5 IO 6 durch Oxidation von Chloraten und Jodaten während der Elektrolyse oder schwachen Erwärmung:

7. Bewerbung

Fluor

Flusssäure wird zum Ätzen von Glas, zum Entfernen von Sandrückständen aus Metallgussteilen und in der chemischen Synthese verwendet.

UF 6 wird in der Nuklearindustrie eingesetzt.

Als Kältemittel wird CF 2 Cl 2 verwendet.

CaF 2 wird in der Metallurgie verwendet.

Das Fluorderivat von Ethylen, Tetrafluorethylen, erzeugt durch Polymerisation ein wertvolles Polymer - Teflon, das gegen chemische Reagenzien beständig und bei der Herstellung von Substanzen besonderer Reinheit für die Herstellung von Geräten unverzichtbar ist.

Fluorierte Materialien – in der Medizin Ersatz für Blutgefäße und Herzklappen. Produkte aus Fluorkunststoff werden häufig in der Luftfahrt-, Elektro-, Nuklear- und anderen Industrie eingesetzt.

Chlor

Chlor ist für die Synthese in der organischen und Polymersynthese unerlässlich. Mit der Methode der Chlormetallurgie werden Silizium und feuerfeste Nichteisenmetalle (Titan, Niob, Tantal usw.) hergestellt.

Es wird als Oxidationsmittel und zur Sterilisation von Trinkwasser verwendet.

Salzsäure und Halogenide werden in der Metallurgie-, Textil- und Lebensmittelindustrie eingesetzt.

HClO wird als bakterizides und bleichendes Mittel verwendet. Der beim Auflösen der Säure freigesetzte atomare Sauerstoff verfärbt Farbstoffe und tötet Mikroben ab:

Speerwasser- Dies ist eine Mischung aus Kaliumchlorid und Hypochlorit, die durch Einwirkung von Alkali auf „Chlorwasser“ gewonnen wird und bleichende Eigenschaften hat:

Bleichmittel oder Bleichmittel ist ein weißes Pulver mit stechendem Geruch, das als Bleich- und Desinfektionsmittel verwendet wird:

Brom

Wird in der organischen Synthese verwendet.

AgBr wird in der Fotografie verwendet.

Bromverbindungen werden zur Herstellung von Arzneimitteln verwendet.

I 2 ist für die Metallurgie notwendig; es wird als Antiseptikum und Desinfektionsmittel verwendet. Jod ersetzt Wasserstoffatome in den Proteinmolekülen von Mikroorganismen, was zu deren Tod führt:

KI wird für die Holzbearbeitung verwendet.

Jodverbindungen werden zur Herstellung von Arzneimitteln, in Lebensmittelzusatzstoffen (NaI), zur Synthese und in der chemischen Analyse (Iodometrie) verwendet.

Fluor kann nur ein Oxidationsmittel sein, was leicht durch seine Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D.I. erklärt werden kann. Es ist ein starkes Oxidationsmittel, das sogar einige Edelgase oxidiert:

2F 2 +Xe=XeF 4

Die hohe chemische Aktivität von Fluor sollte erklärt werden

Die Zerstörung eines Fluormoleküls erfordert viel weniger Energie, als bei der Bildung neuer Bindungen freigesetzt wird.

Aufgrund des kleinen Radius des Fluoratoms kollidieren daher einzelne Elektronenpaare im Fluormolekül gegenseitig und werden schwächer

Halogene interagieren mit fast allen einfachen Substanzen.

1. Die Reaktion mit Metallen erfolgt am heftigsten. Beim Erhitzen reagiert Fluor mit allen Metallen (einschließlich Gold und Platin); in der Kälte reagiert es mit Alkalimetallen, Blei, Eisen. Bei Kupfer und Nickel findet die Reaktion in der Kälte nicht statt, da sich auf der Oberfläche des Metalls eine Schutzschicht aus Fluorid bildet, die das Metall vor weiterer Oxidation schützt.

Chlor reagiert heftig mit Alkalimetallen und mit Kupfer, Eisen und Zinn erfolgt die Reaktion beim Erhitzen. Brom und Jod verhalten sich ähnlich.

Die Wechselwirkung von Halogenen mit Metallen ist ein exothermer Prozess und kann durch die Gleichung ausgedrückt werden:

2M+nHaI 2 =2MHaI DH<0

Metallhalogenide sind typische Salze.

Die Halogene in dieser Reaktion weisen starke oxidierende Eigenschaften auf. In diesem Fall geben die Metallatome Elektronen ab und die Halogenatome nehmen beispielsweise auf:

2. Unter normalen Bedingungen reagiert Fluor mit Wasserstoff im Dunkeln mit einer Explosion. Die Wechselwirkung von Chlor mit Wasserstoff findet bei hellem Sonnenlicht statt.

Brom und Wasserstoff interagieren nur beim Erhitzen, und Jod reagiert mit Wasserstoff unter starker Erhitzung (bis zu 350 °C), dieser Prozess ist jedoch reversibel.

H 2 + Cl 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogen ist bei dieser Reaktion ein Oxidationsmittel.

Untersuchungen haben gezeigt, dass die Reaktion zwischen Wasserstoff und Chlor im Licht den folgenden Mechanismus hat.

Das Cl 2 -Molekül absorbiert ein Lichtquant hv und zerfällt in anorganische Cl-Radikale. . Dies dient als Beginn der Reaktion (erste Anregung der Reaktion). Dann geht es von alleine weiter. Chlorradikal Cl. reagiert mit einem Wasserstoffmolekül. Dabei entsteht ein Wasserstoffradikal H und HCl. Das Wasserstoffradikal H. wiederum reagiert mit dem Cl 2 -Molekül unter Bildung von HCl und Cl. usw.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H 2 =HCl+H.

N. +Cl 2 =HCl+C1.

Die anfängliche Aufregung löste eine Kette aufeinanderfolgender Reaktionen aus. Solche Reaktionen nennt man Kettenreaktionen. Es entsteht Chlorwasserstoff.

3. Halogene interagieren nicht direkt mit Sauerstoff und Stickstoff.

4. Halogene reagieren gut mit anderen Nichtmetallen, zum Beispiel:

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Halogene (außer Fluor) reagieren nicht mit Inertgasen. Die chemische Aktivität von Brom und Jod gegenüber Nichtmetallen ist weniger ausgeprägt als die von Fluor und Chlor.

Bei allen oben genannten Reaktionen weisen Halogene oxidierende Eigenschaften auf.

Wechselwirkung von Halogenen mit komplexen Stoffen. 5. Mit Wasser.

Fluor reagiert explosionsartig mit Wasser unter Bildung von atomarem Sauerstoff:

H 2 O+F 2 =2HF+O

Die restlichen Halogene reagieren mit Wasser nach folgendem Schema:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Disproportionierungsreaktion, bei der das Halogen sowohl ein Reduktionsmittel als auch ein Oxidationsmittel ist, zum Beispiel:

Cl 2 +H 2 O«HCl+HClO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

wobei HCl starke Salzsäure ist; HClO – schwache hypochlorige Säure

6. Halogene sind in der Lage, Wasserstoff aus anderen Stoffen zu entfernen, Terpentin + C1 2 = HC1 + Kohlenstoff

Chlor ersetzt Wasserstoff in gesättigten Kohlenwasserstoffen: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

und verbindet ungesättigte Verbindungen:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Die Reaktivität von Halogenen nimmt in der Reihe F-Cl – Br – I ab. Daher verdrängt das vorherige Element das nachfolgende aus Säuren vom Typ NG (G – Halogen) und ihren Salzen. In diesem Fall nimmt die Aktivität ab: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Anwendung

Chlor wird zur Desinfektion von Trinkwasser, zum Bleichen von Textilien und Papierbrei verwendet. Große Mengen davon werden zur Herstellung von Salzsäure, Bleichmitteln usw. verbraucht. Fluor findet breite Anwendung bei der Synthese von Polymermaterialien – Fluorkunststoffen, die eine hohe chemische Beständigkeit aufweisen, und auch als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff. Einige Fluorverbindungen werden in der Medizin verwendet. Brom und Jod sind starke Oxidationsmittel und werden in verschiedenen Synthesen und Analysen von Stoffen verwendet.

Zur Herstellung von Arzneimitteln werden große Mengen Brom und Jod verwendet.

Halogenwasserstoffe

Verbindungen von Halogenen mit Wasserstoff HX, wobei X ein beliebiges Halogen ist, werden Halogenwasserstoffe genannt. Aufgrund der hohen Elektronegativität von Halogenen wird das bindende Elektronenpaar zu ihnen hin verschoben, daher sind die Moleküle dieser Verbindungen polar.

Halogenwasserstoffe sind farblose Gase mit stechendem Geruch und leicht wasserlöslich. Lösen Sie bei 0 °C 500 Volumenteile HC1, 600 Volumenteile HBr und 450 Volumenteile HI in 1 Volumenteil Wasser. Fluorwasserstoff mischt sich in jedem Verhältnis mit Wasser. Die hohe Löslichkeit dieser Verbindungen in Wasser ermöglicht die Gewinnung von Konzentraten

Tabelle 16. Dissoziationsgrade von Halogenwasserstoffsäuren

Badlösungen. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren Halogenwasserstoffe wie Säuren. HF gehört zu den schwach dissoziierten Verbindungen, was durch die besondere Bindungsstärke in der Bindung erklärt wird. Die übrigen Lösungen von Halogenwasserstoffen werden als starke Säuren eingestuft.

HF – Flusssäure HC1 – Salzsäure HBr – Bromwasserstoffsäure HI – Jodwasserstoffsäure

Die Stärke der Säuren in der Reihe HF – HCl – HBr – HI nimmt zu, was durch eine Abnahme der Bindungsenergie in die gleiche Richtung und eine Vergrößerung des Kernabstands erklärt wird. HI ist die stärkste Säure aus der Reihe der Halogenwasserstoffsäuren (siehe Tabelle 16).

Die Polarisierbarkeit erhöht sich aufgrund der Tatsache, dass Wasser polarisiert

Die größere Verbindung ist diejenige, deren Länge größer ist. I Salze von Halogenwasserstoffsäuren haben jeweils die folgenden Namen: Fluoride, Chloride, Bromide, Iodide.

Chemische Eigenschaften von Halogenwasserstoffsäuren

In ihrer trockenen Form haben Halogenwasserstoffe auf die meisten Metalle keine Wirkung.

1. Wässrige Lösungen von Halogenwasserstoffen haben die Eigenschaften sauerstofffreier Säuren. Interagieren heftig mit vielen Metallen, ihren Oxiden und Hydroxiden; Sie wirken sich nicht auf Metalle aus, die in der elektrochemischen Spannungsreihe der Metalle nach Wasserstoff stehen. Interagieren Sie mit einigen Salzen und Gasen.

Flusssäure zerstört Glas und Silikate:

SiO 2 +4HF=SiF 4 +2H 2 O

Daher kann es nicht in Glasbehältern aufbewahrt werden.

2. Bei Redoxreaktionen verhalten sich Halogenwasserstoffsäuren als Reduktionsmittel und die reduzierende Aktivität in der Reihe Cl - , Br - , I - nimmt zu.

Quittung

Fluorwasserstoff entsteht durch die Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure auf Flussspat:

CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF

Chlorwasserstoff entsteht durch direkte Reaktion von Wasserstoff mit Chlor:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Hierbei handelt es sich um eine synthetische Herstellungsmethode.

Die Sulfatmethode basiert auf einer konzentrierten Reaktion

Schwefelsäure mit NaCl.

Bei leichter Erwärmung läuft die Reaktion unter Bildung von HCl und NaHSO 4 ab.

NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl

Bei einer höheren Temperatur findet die zweite Stufe der Reaktion statt:

NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl

Es ist jedoch unmöglich, HBr und HI auf ähnliche Weise zu erhalten, weil ihre Verbindungen mit Metallen bei Wechselwirkung mit konzentrierten

werden durch Schwefelsäure oxidiert, weil I – und Br – sind starke Reduktionsmittel.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Bromwasserstoff und Jodwasserstoff werden durch Hydrolyse von PBr 3 und PI 3 erhalten: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halogenide

Metallhalogenide sind typische Salze. Sie zeichnen sich durch einen ionischen Bindungstyp aus, bei dem Metallionen positiv und Halogenionen negativ geladen sind. Sie haben ein Kristallgitter.

Die Reduktionsfähigkeit von Halogeniden nimmt in der Reihenfolge Cl -, Br -, I - zu (siehe §2.2).

Die Löslichkeit schwerlöslicher Salze nimmt in der Reihe AgCl – AgBr – AgI ab; Im Gegensatz dazu ist AgF-Salz in Wasser gut löslich. Die meisten Salze von Halogenwasserstoffsäuren sind in Wasser gut löslich.

allgemeine Charakteristiken

Zu den Halogenen zählen die fünf wichtigsten nichtmetallischen Elemente, die sich in der Gruppe VII des Periodensystems befinden. Zu dieser Gruppe gehören chemische Elemente wie Fluor F, Chlor Cl, Brom Br, Jod I und Astatin At.

Halogene haben ihren Namen vom griechischen Wort, das in der Übersetzung salzbildend oder „salzbildend“ bedeutet, da im Prinzip die meisten Verbindungen, die Halogene enthalten, Salze genannt werden.

Halogene reagieren mit fast allen einfachen Stoffen, mit Ausnahme einiger weniger Metalle. Sie sind recht energiereiche Oxidationsmittel, haben einen sehr starken und stechenden Geruch, interagieren gut mit Wasser und weisen außerdem eine hohe Flüchtigkeit und hohe Elektronegativität auf. In der Natur kommen sie jedoch nur als Verbindungen vor.

Physikalische Eigenschaften von Halogenen

1. Einfache Chemikalien wie Halogene bestehen aus zwei Atomen;
2. Wenn wir Halogene unter normalen Bedingungen betrachten, sollten Sie wissen, dass Fluor und Chlor in einem gasförmigen Zustand vorliegen, während Brom eine flüssige Substanz und Jod und Astat feste Substanzen sind.

3. Bei Halogenen steigen Schmelzpunkt, Siedepunkt und Dichte mit zunehmender Atommasse. Gleichzeitig ändert sich auch ihre Farbe, es wird dunkler.
4. Mit jeder Erhöhung der Seriennummer nehmen die chemische Reaktivität und Elektronegativität ab und die nichtmetallischen Eigenschaften werden schwächer.
5. Halogene haben die Fähigkeit, miteinander Verbindungen zu bilden, beispielsweise BrCl.
6. Bei Raumtemperatur können Halogene in allen drei Aggregatzuständen vorkommen.
7. Es ist auch wichtig zu bedenken, dass Halogene ziemlich giftige Chemikalien sind.

Chemische Eigenschaften von Halogenen

Bei der chemischen Reaktion mit Metallen wirken Halogene als Oxidationsmittel. Nehmen wir zum Beispiel Fluor, dann reagiert es auch unter normalen Bedingungen mit den meisten Metallen. Aber auch in der Atmosphäre entzünden sich Aluminium und Zink: +2-1: ZnF2.

Herstellung von Halogenen

Bei der Herstellung von Fluor und Chlor im industriellen Maßstab kommen Elektrolyse oder Salzlösungen zum Einsatz.

Wenn Sie sich das Bild unten genau ansehen, sehen Sie, wie mit einer Elektrolyseanlage Chlor im Labor hergestellt werden kann:

Das erste Bild zeigt eine Anlage für geschmolzenes Natriumchlorid, das zweite zur Herstellung einer Natriumchloridlösung.

Dieser Prozess der Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid kann in Form dieser Gleichung dargestellt werden:

Mit Hilfe einer solchen Elektrolyse entstehen neben Chlor auch Wasserstoff und Natriumhydroxid:

Natürlich lässt sich Wasserstoff auf einfachere und kostengünstigere Weise herstellen, was man von Natriumhydroxid nicht behaupten kann. Es wird, genau wie Chlor, fast immer nur durch Elektrolyse einer Kochsalzlösung gewonnen.

Wenn Sie sich das Bild oben ansehen, sehen Sie, wie Chlor im Labor hergestellt werden kann. Und es wird durch die Reaktion von Salzsäure mit Manganoxid gewonnen:

In der Industrie werden Brom und Jod durch den Ersatz dieser Stoffe durch Chlor aus Bromiden und Jodiden gewonnen.

Anwendung von Halogenen

Fluor, oder besser wäre es, Kupferfluorid (CuF2) zu nennen, hat ein recht breites Anwendungsspektrum. Es wird bei der Herstellung von Keramik, Emaille und verschiedenen Glasuren verwendet. Auch die Teflon-Bratpfanne, die in jedem Haushalt zu finden ist, und das Kältemittel in Kühlschränken und Klimaanlagen entstanden dank Fluor.

Neben dem Haushaltsbedarf wird Teflon auch für medizinische Zwecke verwendet, da es bei der Herstellung von Implantaten verwendet wird. Fluor wird bei der Herstellung von Linsen in Optiken und Zahnpasten benötigt.

Chlor kommt auch buchstäblich in jedem Schritt unseres Lebens vor. Die am weitesten verbreitete und am weitesten verbreitete Verwendung von Chlor ist natürlich das Speisesalz NaCl. Außerdem wirkt es entgiftend und wird bei der Bekämpfung von Eis eingesetzt.

Darüber hinaus ist Chlor bei der Herstellung von Kunststoffen, synthetischem Kautschuk und Polyvinylchlorid unverzichtbar, dank derer wir Kleidung, Schuhe und andere Dinge erhalten, die wir in unserem täglichen Leben benötigen. Es wird bei der Herstellung von Bleichmitteln, Pulvern, Farbstoffen und anderen Haushaltschemikalien verwendet.

Beim Drucken von Fotos wird im Allgemeinen Brom als lichtempfindliche Substanz benötigt. In der Medizin wird es als Beruhigungsmittel eingesetzt. Brom wird auch bei der Herstellung von Insektiziden und Pestiziden usw. verwendet.

Nun, das bekannte Jod, das in der Hausapotheke eines jeden Menschen zu finden ist, wird vor allem als Antiseptikum eingesetzt. Neben seinen antiseptischen Eigenschaften ist Jod in Lichtquellen enthalten und hilft auch bei der Erkennung von Fingerabdrücken auf einer Papieroberfläche.

Die Rolle von Halogenen und ihren Verbindungen für den menschlichen Körper

Bei der Auswahl der Zahnpasta im Laden hat wahrscheinlich jeder von Ihnen darauf geachtet, dass der Gehalt an Fluoridverbindungen auf dem Etikett angegeben ist. Und das nicht ohne Grund, denn dieser Bestandteil ist am Aufbau von Zahnschmelz und Knochen beteiligt und erhöht die Kariesresistenz der Zähne. Es spielt auch eine wichtige Rolle bei Stoffwechselprozessen, ist am Aufbau des Knochenskeletts beteiligt und verhindert das Auftreten einer so gefährlichen Krankheit wie Osteoporose.

Auch im menschlichen Körper spielt Chlor eine wichtige Rolle, da es aktiv an der Aufrechterhaltung des Wasser-Salz-Gleichgewichts und des osmotischen Drucks beteiligt ist. Chlor ist am Stoffwechsel des menschlichen Körpers, am Aufbau von Gewebe und, was auch wichtig ist, an der Beseitigung von Übergewicht beteiligt. Salzsäure, die im Magensaft enthalten ist, ist für die Verdauung von großer Bedeutung, da ohne sie die Verdauung der Nahrung nicht möglich ist.

Chlor ist für unseren Körper lebensnotwendig und muss ihm täglich in der erforderlichen Menge zugeführt werden. Wird die Aufnahme in den Körper jedoch überschritten oder stark reduziert, spüren wir dies sofort in Form von Schwellungen, Kopfschmerzen und anderen unangenehmen Symptomen, die nicht nur den Stoffwechsel stören, sondern auch Darmerkrankungen verursachen können.

Beim Menschen sind geringe Mengen Brom im Gehirn, in den Nieren, im Blut und in der Leber vorhanden. Für medizinische Zwecke wird Brom als Beruhigungsmittel eingesetzt. Eine Überdosierung kann jedoch nachteilige Folgen haben, die zu einer Depression des Nervensystems und in einigen Fällen zu psychischen Störungen führen können. Und ein Mangel an Brom im Körper führt zu einem Ungleichgewicht zwischen den Prozessen der Erregung und Hemmung.

Unsere Schilddrüse kommt ohne Jod nicht aus, da es in der Lage ist, in unseren Körper eindringende Mikroben abzutöten. Bei einem Jodmangel im menschlichen Körper kann es zu einer Schilddrüsenerkrankung namens Kropf kommen. Diese Krankheit verursacht ziemlich unangenehme Symptome. Eine Person, die einen Kropf hat, verspürt Schwäche, Schläfrigkeit, Fieber, Reizbarkeit und Kraftverlust.

Aus all dem können wir schließen, dass ein Mensch ohne Halogene nicht nur viele Dinge verlieren könnte, die er im täglichen Leben braucht, sondern dass unser Körper ohne sie nicht in der Lage wäre, normal zu funktionieren.

Eine Untergruppe der Halogene besteht aus den Elementen Fluor, Chlor, Brom und Jod.

Die elektronischen Konfigurationen der äußeren Valenzschicht von Halogenen sind die von Fluor, Chlor, Brom bzw. Jod. Solche elektronischen Konfigurationen bestimmen die typischen Oxidationseigenschaften von Halogenen – alle Halogene haben die Fähigkeit, Elektronen aufzunehmen, obwohl bei der Umwandlung in Jod die Oxidationsfähigkeit von Halogenen geschwächt wird.

Unter normalen Bedingungen liegen Halogene in Form einfacher Substanzen vor, die aus zweiatomigen Molekülen mit kovalenten Bindungen bestehen. Die physikalischen Eigenschaften von Halogenen unterscheiden sich erheblich: Beispielsweise ist Fluor unter normalen Bedingungen ein schwer zu verflüssigendes Gas, Chlor ist ebenfalls ein Gas, verflüssigt sich aber leicht, Brom ist eine Flüssigkeit, Jod ist ein Feststoff.

Chemische Eigenschaften von Halogenen.

Im Gegensatz zu allen anderen Halogenen weist Fluor in allen seinen Verbindungen nur eine Oxidationsstufe, 1-, auf und weist keine variable Wertigkeit auf. Für andere Halogene ist die charakteristischste Oxidationsstufe ebenfalls 1-. Aufgrund des Vorhandenseins freier -Orbitale auf der äußeren Ebene können sie jedoch aufgrund einer teilweisen oder vollständigen Paarung von Valenzelektronen auch andere ungerade Oxidationsstufen von bis aufweisen.

Fluor hat die größte Aktivität. Die meisten Metalle entzünden sich bereits bei Raumtemperatur in ihrer Atmosphäre und setzen dabei große Mengen Wärme frei, zum Beispiel:

Ohne Erhitzen reagiert Fluor auch mit vielen Nichtmetallen (Wasserstoff – siehe oben) und setzt dabei ebenfalls viel Wärme frei:

Beim Erhitzen oxidiert Fluor alle anderen Halogene nach folgendem Schema:

wobei und in den Verbindungen die Oxidationsstufen von Chlor, Brom und Jod gleich sind.

Schließlich reagiert Fluor bei Bestrahlung sogar mit Inertgasen:

Auch die Wechselwirkung von Fluor mit komplexen Stoffen erfolgt sehr heftig. Es oxidiert also Wasser und die Reaktion ist explosiv:

Auch freies Chlor ist sehr reaktiv, allerdings ist seine Aktivität geringer als die von Fluor. Es reagiert direkt mit allen einfachen Stoffen außer Sauerstoff, Stickstoff und Edelgasen, zum Beispiel:

Für diese Reaktionen, wie auch für alle anderen, sind die Bedingungen für ihr Auftreten sehr wichtig. Daher reagiert Chlor bei Raumtemperatur nicht mit Wasserstoff; Beim Erhitzen findet diese Reaktion statt, erweist sich jedoch als hochgradig reversibel und verläuft bei starker Bestrahlung irreversibel (mit einer Explosion) über einen Kettenmechanismus.

Chlor reagiert mit vielen komplexen Stoffen, zum Beispiel durch Substitution und Addition mit Kohlenwasserstoffen:

Chlor ist dazu in der Lage Verdrängen Sie beim Erhitzen Brom oder Jod aus ihren Verbindungen mit Wasserstoff oder Metallen:

und reagiert auch reversibel mit Wasser:

Chlor löst sich in Wasser und reagiert teilweise damit, wie oben gezeigt, und bildet ein Gleichgewichtsgemisch von Stoffen, das Chlorwasser genannt wird.

Beachten Sie auch, dass Chlor auf der linken Seite der letzten Gleichung eine Oxidationsstufe von 0 hat. Als Ergebnis der Reaktion wurde die Oxidationsstufe einiger Chloratome zu 1- (in), für andere (in hypochloriger Säure). Diese Reaktion ist ein Beispiel für eine Selbstoxidations-Selbstreduktionsreaktion oder Disproportionierung.

Erinnern wir uns daran, dass Chlor in gleicher Weise mit Alkalien reagieren (disproportional) sein kann (siehe Abschnitt „Basen“ in § 8).

Die chemische Aktivität von Brom ist geringer als die von Fluor und Chlor, aber immer noch recht hoch, da Brom normalerweise in flüssigem Zustand verwendet wird und daher seine Anfangskonzentrationen unter sonst gleichen Bedingungen höher sind als die von Chlor. Brom ist ein „weicheres“ Reagens und wird häufig in der organischen Chemie verwendet.

Beachten Sie, dass sich Brom wie Chlor in Wasser löst und teilweise damit reagiert und das sogenannte „Bromwasser“ bildet, während Jod in Wasser praktisch unlöslich ist und es auch beim Erhitzen nicht oxidieren kann; Aus diesem Grund gibt es kein „Jodwasser“.

Herstellung von Halogenen.

Die gebräuchlichste technologische Methode zur Herstellung von Fluor und Chlor ist die Elektrolyse geschmolzener Salze (siehe § 7). Brom und Jod werden in der Industrie meist chemisch gewonnen.

Im Labor entsteht Chlor durch die Einwirkung verschiedener Oxidationsmittel auf Salzsäure, zum Beispiel:

Noch effektiver gelingt die Oxidation mit Kaliumpermanganat – siehe Abschnitt „Säuren“ in § 8.

Halogenwasserstoffe und Halogenwasserstoffsäuren.

Alle Halogenwasserstoffe sind unter normalen Bedingungen gasförmig. Die in ihren Molekülen ausgeführte chemische Bindung ist polar kovalent, und die Polarität der Bindung nimmt in der Reihe ab. Auch die Klebkraft nimmt in dieser Serie ab. Aufgrund ihrer Polarität sind alle Halogenwasserstoffe im Gegensatz zu Halogenen gut wasserlöslich. Bei Raumtemperatur können Sie also in 1 Volumenteil Wasser etwa 400 Volumenteile Wasser und etwa 400 Volumenteile Wasser auflösen

Wenn Halogenwasserstoffe in Wasser gelöst werden, dissoziieren sie in Ionen und es entstehen Lösungen der entsprechenden Halogenwasserstoffsäuren. Darüber hinaus dissoziiert HCl beim Auflösen fast vollständig, sodass die resultierenden Säuren als stark gelten. Im Gegensatz dazu ist Flusssäure schwach. Dies wird durch die Assoziation von HF-Molekülen aufgrund des Auftretens von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen ihnen erklärt. Somit nimmt die Stärke der Säuren von HI zu HF ab.

Da negative Ionen von Halogenwasserstoffsäuren nur reduzierende Eigenschaften aufweisen können, kann bei der Wechselwirkung dieser Säuren mit Metallen die Oxidation dieser nur durch Ionen erfolgen. Daher reagieren Säuren nur mit Metallen, die in der Spannungsreihe links von Wasserstoff stehen.

Alle Metallhalogenide, mit Ausnahme der Ag- und Pb-Salze, sind in Wasser gut löslich. Die geringe Löslichkeit von Silberhalogeniden ermöglicht die Verwendung einer Austauschreaktion wie z

als qualitativ für den Nachweis der entsprechenden Ionen. Als Ergebnis der Reaktion fällt AgCl als weißer Niederschlag aus, AgBr – gelblich-weiß, Agl – leuchtend gelb.

Im Gegensatz zu anderen Halogenwasserstoffsäuren reagiert Flusssäure mit Silizium(IV)-oxid:

Da Siliziumoxid Bestandteil von Glas ist, korrodiert Flusssäure das Glas und wird daher in Labors in Behältern aus Polyethylen oder Teflon gelagert.

Alle Halogene außer Fluor können Verbindungen bilden, in denen sie eine positive Oxidationsstufe aufweisen. Die wichtigsten dieser Verbindungen sind die sauerstoffhaltigen Säuren vom Halogentyp und ihre entsprechenden Salze und Anhydride.

DEFINITION

Halogene– Elemente der Gruppe VII A – Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br) und Jod (I).

Elektronische Konfiguration des äußeren Energieniveaus von Halogenen ns 2 np 5. Da Halogenen nur ein Elektron fehlt, bevor sie das Energieniveau erreichen, weisen sie in der ORR am häufigsten die Eigenschaften von Oxidationsmitteln auf. Oxidationsstufen von Halogenen: von „-1“ bis „+7“. Das einzige Element der Halogengruppe, Fluor, weist nur eine Oxidationsstufe „-1“ auf und ist das elektronegativste Element. Halogenmoleküle sind zweiatomig: F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

Chemische Eigenschaften von Halogenen

Mit zunehmender Ladung des Atomkerns eines chemischen Elements, d.h. Beim Übergang von Fluor zu Jod nimmt die Oxidationsfähigkeit von Halogenen ab, was durch die Fähigkeit bestätigt wird, niedrigere Halogene durch höhere aus Halogenwasserstoffsäuren und ihren Salzen zu ersetzen:

Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr;

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl.

Fluor hat die größte chemische Aktivität. Die meisten chemischen Elemente interagieren bereits bei Raumtemperatur mit Fluor und setzen dabei große Wärmemengen frei. Sogar Wasser brennt in Fluor:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2.

Freies Chlor ist weniger reaktiv als Fluor. Es reagiert nicht direkt mit Sauerstoff, Stickstoff und Edelgasen. Es interagiert mit allen anderen Substanzen wie Fluor:

2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3 ;

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5.

Wenn Chlor in der Kälte mit Wasser interagiert, kommt es zu einer reversiblen Reaktion:

Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO.

Das Gemisch der Reaktionsprodukte wird Chlorwasser genannt.

Wenn Chlor in der Kälte mit Alkalien interagiert, entstehen Gemische aus Chloriden und Hypochloriten:

Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O.

Wenn Chlor in einer heißen Alkalilösung gelöst wird, kommt es zu folgender Reaktion:

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.

Brom löst sich wie Chlor in Wasser und bildet durch teilweise Reaktion damit das sogenannte „Bromwasser“, während Jod in Wasser praktisch unlöslich ist.

Jod unterscheidet sich in seiner chemischen Aktivität deutlich von anderen Halogenen. Es reagiert nicht mit den meisten Nichtmetallen und reagiert nur langsam mit Metallen, wenn es erhitzt wird. Die Wechselwirkung von Jod mit Wasserstoff erfolgt nur bei starker Erwärmung; die Reaktion ist endotherm und hoch reversibel:

H 2 + I 2 = 2HI - 53 kJ.

Physikalische Eigenschaften von Halogenen

Bei Nr. Fluor ist ein hellgelbes Gas mit stechendem Geruch. Giftig. Chlor ist ein hellgrünes Gas, genau wie Fluor, es hat einen stechenden Geruch. Hochgiftig. Bei erhöhtem Druck und Raumtemperatur geht es leicht in einen flüssigen Zustand über. Brom ist eine schwere, rotbraune Flüssigkeit mit einem charakteristischen unangenehmen, stechenden Geruch. Flüssiges Brom sowie seine Dämpfe sind hochgiftig. Brom ist in Wasser schlecht und in unpolaren Lösungsmitteln gut löslich. Jod ist ein dunkelgrauer Feststoff mit metallischem Glanz. Joddampf ist lila. Jod sublimiert leicht, d.h. wandelt sich von einem Feststoff in einen gasförmigen Zustand um und umgeht dabei den flüssigen Zustand.

Herstellung von Halogenen

Halogene können durch Elektrolyse von Lösungen oder Schmelzen von Halogeniden gewonnen werden:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (Schmelze).

Am häufigsten werden Halogene durch die Oxidationsreaktion von Halogenwasserstoffsäuren gewonnen:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl \u003d 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O;

2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl.

Anwendung von Halogenen

Halogene werden als Rohstoffe zur Herstellung verschiedener Produkte verwendet. So werden Fluor und Chlor für die Synthese verschiedener Polymermaterialien verwendet; Chlor ist auch ein Rohstoff bei der Herstellung von Salzsäure. Brom und Jod werden häufig in der Medizin verwendet, aber auch in der Farben- und Lackindustrie wird Brom verwendet.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Berechnen Sie das Chlorvolumen (Nr.), das mit Kaliumjodid reagiert, wenn Jod mit einem Gewicht von 508 g entsteht
Lösung	Schreiben wir die Gleichung für die Reaktion zwischen Chlor und Kaliumiodid auf: Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl Molmasse von Jod, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendeleev, gleich – 254 g/mol. Lassen Sie uns die Menge an gebildetem Jod ermitteln: v(I 2) = m(I 2)/M(I 2) IN VERBINDUNG STEHENDE ARTIKEL Rückkopplung Seitenverzeichnis Über die Website