Anorganische Chemie 13 PDF

Preview

Summary

Download Anorganische Chemie 13 PDF

Description

1 Halogene (=Salzbildner) -

17.Gruppe des PSE: o Fluor o Chlor o Brom o Iod o (Astat)

1.1 Vorkommen -

In der Natur kommen sie nicht in elementarer Form vor Kommen also nur in Form von Verbindungen vor

Element Vorkommen Summenformel

Fluor Flussspat CaF2

Anderes

Calciumfluorid Im Meerwasser 2% Chlorid Im Magensaft: 0,1 mol/l HCLLösung also Salzsäure mit pH1 Nahezu Gelb,-grünes Braune Flüssigkeit, Dampf farbloses Gas Gas rotbraun

Aussehen

Oxidationsvermögen + Reaktivität

Chlor Steinsalz NaCl

---------------->

-------------->

Brom Gemeinsam mit Cl- als Br-

Iod Als CalciumIodat Ca(IO3)2 Findet man z.B. im Chilesalpeter Organsich gebunden kommt es in der Schilddrüse vor

Grauschwarzer, metallisch glänzende Kristalle, also Feststof, Dampf violet ---------------------------------> ----------------------------------Nehmen beide ab >> Von links nach rechts

 Experiment Lewis Formel: alle Halogene sind 2 Atomig Valenzstrichformel ist immer so:

1.2 Physiologische Wirkung -

F2: Cl2 + Br2: I2: Salben)

stark ätzend, sehr giftig führen zu Schleimhaut Verätzungen in kleinen Mengen ungiftig, Verwendung zum desinfizieren (Iodhaltige

1.3 Herstellung des wichtigsten Elements Chlor Chloralkali-Elektrolyse (mit Hilfe von Gleichstrom werden Elektronen umverteilt also Redoxreaktion)

Wie Kochsalzlösung

Natronlauge(NaOH) in Wasser

Membranverfahren (Elektrolyse)

Links: Anode mit Oxidation -> die Oxidation passiert immer an der Anode!

Rechts: Kathode also hier immer die Reduktion

1.3.1.1 Herstellung von Chlor im Labor (also kleinere Mengen) -

Mit Kaliumpermanganat als Oxidationsmitel (das ersetzt dann die Elektrolyse)

=>Experiment

1.4 Chemische Eigenschaften der Halogene -

Wirken als Oxidationsmitel o Bsp. Verbrennen von Eisen in Chlorgasatmosphäre

Merke da – bei Reaktionsenthaplie= System verliert Energie, es ist also eine exotherme Reaktion  Experiment; Chlorgas entsteht im Kolben, dann wird brennende eisenwolle reingehalten und das Chlorgas bekommt seine typische gelb/grüne (oder auch braune) Färbung -

Fluor = noch stärkeres Oxidationsmitel als Cl F2 zwingt selbst die Edelgase Krypton und Xenon zur Reaktion (eigentlich sind Edelgase sehr reaktionsträge) Aus der Reaktion entsteht dann z.B. XeF2, XeF4, XeF6 (alles Feststofe)

-

I2: nur wenig wasserlöslich Wenn man I2 in eine KaliumIod(KI) lösung(farblos) tut Lösung & Das Iod lößt sich also in KI auf

->ensteht eine braune

=was bei der Reaktion passiert  Es entsteht I3- (auch Triiodid-Anion) ein Kaliumsalz, das gut wasserlöslich ist

1.4.1.1 Chlor Brom und Iod bilden Sauerstoffsäuren o Z.B. die Perchlorsäure (HCLO4) Die Salze von der Perchlorsäure heißen Perchlorate (CO4-) Nicht verwechslen mit den Chloraten (CLO3-), das sind die Salze der Chlorsäure (HCLO3)

oder

Beide Schreibweisen gehen

1.5 Hydrogenhalogenide; HF, HCL, HBr, HI -

In Wasser gelöst verhalten sich die Hydrogenhalogenide wie Bronstedt-Säure (geben also ihr Proton an das Wasser ab):

- Lösung HF in Wasser gelöst = Flusssäure, ist stark ätzend (dringt bis zu den Knochen) o Reaktion zur Auflösung von Glas in Flusssäure (deswegen Flusssäure niemals in Glasflaschen aufbewahren) o Aufbewahrung in PE Flaschen

1.5.1.1 Um Nachzuweisen welches Hydrogenhalogenid vorliegt gibt es eine Reaktion mit Silbernitratlösung

Nd=Niederschlag

 Um zu Unterscheiden, ob Cl,Br oder I vorliegt entstehen charakteristische Niederschläge: Allgemeine Formel:  SilberCHLORID AgCl

weiß

löslich in verdünnter NH3Lösung

SilberBROMID AgBr

Schwach gelb

Schwerer löslich Nur noch in konzentrierter NH3 Lösung löslich gelb Noch schwerer SilberIODID AgI löslich Löslich in Cyanid oder ThiosulfatLsg Experiment; zu den jeweiligen Halogenen wird die Silbernitratlösung reingetröpfelt und es entsteht die charakteristische Färbung (+ alle haben eine käsige/milchige Konsistenz)  Danach wird die Löslichkeit geprüft indem die Ammoniaklösung zugegeben wird und die Flüssigkeiten verlieren ihr milchiges Aussehen und werden wieder klar...