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

Doch 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 schützende Fluoridschicht 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 Fluoridverbindungen 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.

Das Wasserstoffatom hat die elektronische Formel des äußeren (und einzigen) Elektrons der Ebene 1 S 1 . Einerseits ähnelt das Wasserstoffatom hinsichtlich der Anwesenheit eines Elektrons auf der äußeren elektronischen Ebene den Alkalimetallatomen. Allerdings benötigt es, genau wie Halogene, nur ein Elektron, um die äußere elektronische Ebene zu füllen, da die erste elektronische Ebene nicht mehr als 2 Elektronen enthalten kann. Es stellt sich heraus, dass Wasserstoff gleichzeitig sowohl in die erste als auch in die vorletzte (siebte) Gruppe des Periodensystems eingeordnet werden kann, was manchmal in verschiedenen Versionen des Periodensystems geschieht:

Was die Eigenschaften von Wasserstoff als einfacher Substanz angeht, hat er noch mehr Gemeinsamkeiten mit Halogenen. Wasserstoff ist wie Halogene ein Nichtmetall und bildet wie diese zweiatomige Moleküle (H 2).

Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoff ein gasförmiger, wenig aktiver Stoff. Die geringe Aktivität von Wasserstoff erklärt sich aus der hohen Festigkeit der Bindungen zwischen den Wasserstoffatomen im Molekül, deren Aufbrechen entweder starkes Erhitzen oder den Einsatz von Katalysatoren oder beides erfordert.

Wechselwirkung von Wasserstoff mit einfachen Stoffen

mit Metallen

Von den Metallen reagiert Wasserstoff nur mit Alkali- und Erdalkalimetallen! Zu den Alkalimetallen gehören Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) und zu den Erdalkalimetallen gehören Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe II, außer Beryllium und Magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Bei der Wechselwirkung mit aktiven Metallen zeigt Wasserstoff oxidierende Eigenschaften, d.h. senkt seinen Oxidationszustand. Dabei entstehen Hydride von Alkali- und Erdalkalimetallen, die eine ionische Struktur aufweisen. Beim Erhitzen findet die Reaktion statt:

Es ist zu beachten, dass die Wechselwirkung mit aktiven Metallen nur dann auftritt, wenn molekularer Wasserstoff H2 ein Oxidationsmittel ist.

mit Nichtmetallen

Von den Nichtmetallen reagiert Wasserstoff nur mit Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel, Selen und Halogenen!

Unter Kohlenstoff ist Graphit oder amorpher Kohlenstoff zu verstehen, da Diamant eine äußerst inerte allotrope Modifikation von Kohlenstoff ist.

Bei der Wechselwirkung mit Nichtmetallen kann Wasserstoff nur die Funktion eines Reduktionsmittels erfüllen, also nur seine Oxidationsstufe erhöhen:

Wechselwirkung von Wasserstoff mit komplexen Stoffen

mit Metalloxiden

Wasserstoff reagiert nicht mit Metalloxiden, die in der Aktivitätsreihe von Metallen bis hin zu Aluminium (einschließlich) liegen, ist jedoch in der Lage, beim Erhitzen viele Metalloxide rechts von Aluminium zu reduzieren:

mit Nichtmetalloxiden

Von den Nichtmetalloxiden reagiert Wasserstoff beim Erhitzen mit den Oxiden von Stickstoff, Halogenen und Kohlenstoff. Von allen Wechselwirkungen von Wasserstoff mit Nichtmetalloxiden ist seine Reaktion mit Kohlenmonoxid CO besonders hervorzuheben.

Das Gemisch aus CO und H2 hat sogar einen eigenen Namen – „Synthesegas“, da daraus je nach Bedingungen so beliebte Industrieprodukte wie Methanol, Formaldehyd und sogar synthetische Kohlenwasserstoffe gewonnen werden können:

mit Säuren

Wasserstoff reagiert nicht mit anorganischen Säuren!

Von organischen Säuren reagiert Wasserstoff nur mit ungesättigten Säuren sowie mit Säuren, die funktionelle Gruppen enthalten, die mit Wasserstoff reduziert werden können, insbesondere Aldehyd-, Keto- oder Nitrogruppen.

mit Salzen

Bei wässrigen Salzlösungen findet deren Wechselwirkung mit Wasserstoff nicht statt. Wenn jedoch Wasserstoff über feste Salze einiger Metalle mittlerer und geringer Aktivität geleitet wird, ist deren teilweise oder vollständige Reduktion möglich, zum Beispiel:

Chemische Eigenschaften von Halogenen

Halogene sind die chemischen Elemente der Gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At) sowie die einfachen Stoffe, die sie bilden. Hier und im weiteren Text werden Halogene, sofern nicht anders angegeben, als einfache Stoffe verstanden.

Alle Halogene haben eine molekulare Struktur, die den niedrigen Schmelz- und Siedepunkt dieser Stoffe bestimmt. Halogenmoleküle sind zweiatomig, d.h. ihre Formel kann in allgemeiner Form als Hal 2 geschrieben werden.

Es sollte eine so spezifische physikalische Eigenschaft von Jod wie seine Fähigkeit beachtet werden Sublimation oder, mit anderen Worten, Sublimation. Sublimation ist ein Phänomen, bei dem ein Stoff im festen Zustand beim Erhitzen nicht schmilzt, sondern unter Umgehung der flüssigen Phase sofort in den gasförmigen Zustand übergeht.

Die elektronische Struktur des externen Energieniveaus eines Atoms eines beliebigen Halogens hat die Form ns 2 np 5, wobei n die Nummer der Periodensystemperiode ist, in der sich das Halogen befindet. Wie Sie sehen können, benötigen die Halogenatome nur ein Elektron, um die äußere Schale mit acht Elektronen zu erreichen. Daraus lässt sich folgerichtig auf die überwiegend oxidierenden Eigenschaften freier Halogene schließen, was sich in der Praxis bestätigt. Bekanntlich nimmt die Elektronegativität von Nichtmetallen ab, wenn man eine Untergruppe nach unten bewegt, und daher nimmt die Aktivität von Halogenen in der Reihe ab:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Wechselwirkung von Halogenen mit einfachen Stoffen

Alle Halogene sind hochreaktive Stoffe und reagieren mit den meisten einfachen Stoffen. Allerdings ist zu beachten, dass Fluor aufgrund seiner extrem hohen Reaktivität auch mit einfachen Stoffen reagieren kann, mit denen andere Halogene nicht reagieren können. Zu diesen einfachen Substanzen gehören Sauerstoff, Kohlenstoff (Diamant), Stickstoff, Platin, Gold und einige Edelgase (Xenon und Krypton). Diese. Genau genommen, Fluor reagiert nicht nur mit einigen Edelgasen.

Die restlichen Halogene, d.h. Chlor, Brom und Jod sind ebenfalls aktive Substanzen, jedoch weniger aktiv als Fluor. Sie reagieren mit fast allen einfachen Stoffen außer Sauerstoff, Stickstoff, Kohlenstoff in Form von Diamant, Platin, Gold und Edelgasen.

Wechselwirkung von Halogenen mit Nichtmetallen

Wasserstoff

Wenn alle Halogene mit Wasserstoff interagieren, entstehen sie Halogenwasserstoffe mit der allgemeinen Formel HHal. In diesem Fall beginnt die Reaktion von Fluor mit Wasserstoff auch im Dunkeln spontan und verläuft explosionsartig nach der Gleichung:

Die Reaktion von Chlor mit Wasserstoff kann durch intensive UV-Bestrahlung oder Hitze ausgelöst werden. Geht auch mit Explosion weiter:

Brom und Jod reagieren nur beim Erhitzen mit Wasserstoff, gleichzeitig ist die Reaktion mit Jod reversibel:

Phosphor

Die Wechselwirkung von Fluor mit Phosphor führt zur Oxidation von Phosphor zur höchsten Oxidationsstufe (+5). Dabei entsteht Phosphorpentafluorid:

Bei der Wechselwirkung von Chlor und Brom mit Phosphor können Phosphorhalogenide sowohl in der Oxidationsstufe +3 als auch in der Oxidationsstufe +5 erhalten werden, was von den Anteilen der reagierenden Stoffe abhängt:

Darüber hinaus beginnt die Reaktion bei weißem Phosphor in einer Atmosphäre aus Fluor, Chlor oder flüssigem Brom spontan.

Die Wechselwirkung von Phosphor mit Jod kann aufgrund seiner im Vergleich zu anderen Halogenen deutlich geringeren Oxidationsfähigkeit nur zur Bildung von Phosphortriodid führen:

grau

Fluor oxidiert Schwefel zur höchsten Oxidationsstufe +6 und bildet Schwefelhexafluorid:

Chlor und Brom reagieren mit Schwefel und bilden Verbindungen, die Schwefel in den für ihn äußerst ungewöhnlichen Oxidationsstufen +1 und +2 enthalten. Diese Wechselwirkungen sind sehr spezifisch, und um das Einheitliche Staatsexamen in Chemie zu bestehen, ist die Fähigkeit, Gleichungen für diese Wechselwirkungen zu schreiben, nicht erforderlich. Daher werden die folgenden drei Gleichungen eher als Referenz angegeben:

Wechselwirkung von Halogenen mit Metallen

Wie oben erwähnt, kann Fluor mit allen Metallen reagieren, auch mit inaktiven Metallen wie Platin und Gold:

Die übrigen Halogene reagieren mit allen Metallen außer Platin und Gold:

Reaktionen von Halogenen mit komplexen Stoffen

Substitutionsreaktionen mit Halogenen

Aktivere Halogene, d.h. deren chemische Elemente höher im Periodensystem stehen, sind in der Lage, weniger aktive Halogene aus den von ihnen gebildeten Halogenwasserstoffsäuren und Metallhalogeniden zu verdrängen:

In ähnlicher Weise verdrängen Brom und Jod Schwefel aus Lösungen von Sulfiden und/oder Schwefelwasserstoff:

Chlor ist ein stärkeres Oxidationsmittel und oxidiert Schwefelwasserstoff in seiner wässrigen Lösung nicht zu Schwefel, sondern zu Schwefelsäure:

Reaktion von Halogenen mit Wasser

Wasser verbrennt in Fluor mit blauer Flamme gemäß der Reaktionsgleichung:

Brom und Chlor reagieren mit Wasser anders als Fluor. Wenn Fluor als Oxidationsmittel fungierte, sind Chlor und Brom im Wasser unverhältnismäßig und bilden ein Säuregemisch. In diesem Fall sind die Reaktionen reversibel:

Die Wechselwirkung von Jod mit Wasser erfolgt in einem so unbedeutenden Ausmaß, dass sie vernachlässigt werden kann und davon ausgegangen werden kann, dass die Reaktion überhaupt nicht stattfindet.

Wechselwirkung von Halogenen mit Alkalilösungen

Fluor wirkt bei Wechselwirkung mit einer wässrigen Alkalilösung wiederum als Oxidationsmittel:

Die Fähigkeit, diese Gleichung zu schreiben, ist nicht erforderlich, um das Einheitliche Staatsexamen zu bestehen. Es reicht aus, die Möglichkeit einer solchen Wechselwirkung und die oxidative Rolle von Fluor bei dieser Reaktion zu kennen.

Im Gegensatz zu Fluor sind andere Halogene in alkalischen Lösungen disproportional, das heißt, sie erhöhen und erniedrigen gleichzeitig ihren Oxidationszustand. Darüber hinaus ist bei Chlor und Brom je nach Temperatur eine Strömung in zwei unterschiedliche Richtungen möglich. Insbesondere in der Kälte laufen die Reaktionen wie folgt ab:

und wenn erhitzt:

Jod reagiert mit Alkalien ausschließlich nach der zweiten Möglichkeit, d.h. unter Bildung von Jodat, weil Hypoiodit ist nicht nur beim Erhitzen, sondern auch bei normalen Temperaturen und sogar in der Kälte nicht stabil.

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 eine große Wärmemenge 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

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