Читать книгу Fachbegriffe der Chemie - Michael Wächter - Страница 13

Abbildung: Chlorgas, Brom- und Ioddampf (Eig. Foto)

1 Die 7. Hauptgruppe im Periodensystem sind die Halogene (von griech. „halos“ = Salz und „genein“ = bilden, herstellen) – Salzbildner (reagieren mit Metallen zu Salzen): F, Cl, Br, I (+At). Alle Halogene sind farbig, giftig, ein wenig wasserlöslich und sehr gut löslich in Flüssigkeiten wie Öl, Hexan und Benzin (unpolare, nicht mit Wasser mischbare Flüssigkeiten). Sie haben niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen. Sie sind daher molekular (zweiatomig) wie Gase, d.h. sie bilden F2-, Cl2-, Br2- und I2-Moleküle.

2 Alle Halogene reagieren mit Metallen zu Salzen: Halogen + Metall  Metallhalogenid (Salz).

Beispiele:2 Na + Cl₂ 2 NaCl Mg + I₂ MgI₂ Pb + + I₂ PbI₂

Hinweis: Bei diesen Reaktionen gibt das Na-Atom seine Außen-e ^- an Chloratom ab, bei der Bildung von Magnesiumiodid das Mg-Atom 2 Außen-e ^- an I ab und bei der Bildung von Blei(II)-iodid, gelb, gibt das Pb-Atom 2 e ^- an je ein Iodatom ab. Bei dieser Elektronenabgabe ( Ox idation, ox) entstehen aus den Metallatomen immer Kationen (positiv geladene Atomteilchen), die Nichtmetall-Atome werden durch Elektronenaufnahme zu Anionen (negativ geladene Teilchen): F ^- , Cl ^- , Br ^- , I ^- ( Halogenid-Anionen ).Kationen und Anionen bilden unter Abgabe von Energie die Salzkristalle (Halogenide).

1 Halogene reagieren mit Wasserstoffgas zu Halogenwasserstoffen, die ätzend sind und mit Wasser Säuren bilden: Halogen + Wasserstoff → Halogenwasserstoff Halogenwasserstoff + Wasser→ Säure. Grund: Halogenwasserstoffe H-Hal bilden in Wasser H+-Kationen (Protonen) und Halogenid-Anionen Hal- : H-Hal → H+ + Hal- Beispiele: H2 + Cl2→ 2 HCl H2 + F2→ 2 HF (Redoxreaktionen, HCl = Chlorwasserstoff, in Wasser gelöst bildet HCl Salzsäure, ihre Salze heißen Chloride; HF = Fluorwasserstoff / Flusssäure, Salze: Fluoride). Halogenwasserstoffe, in Wasser gelöst, sind Säuren und greifen unedle Metalle an (Ätzvorgang, Korrosion). Dabei bilden sie Salze und Wasserstoffgas: Metall + Säure → Salz + Wasserstoff Beispiel: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 (Redoxreaktion: H+ nimmt je ein e- vom Metall auf)

Die Reaktionsfähigkeit der Halogene nimmt im PSE von unten nach oben stark zu. Fluor F₂ ist das reaktionsfähigste Element. Beispiel: Es entflammt Kunststoffe, setzt auch viele Metalle in Brand und reagiert mit Waserstoffgas auch unterhalb von -200 °C noch explosionsartig. Es zersetzt sogar Wasser: 2 F₂ + H₂O → 2 HF + OF₂ (Produkt: Sauerstoffdifluorid, brandfördernd).

1 Metall-Halogenide sind wasserlöslich (Ausnahmen: AgHal wie z.B. AgCl, PbHal2 wie z.B. PbI2).

2 Halogenid-Anionen geben e- an reaktionsfähigere Halogenatome (im PSE weiter oben) ab. Beispiele:2 Br- + Cl2→ 2 Cl- + Br2 (Nachweisreaktion für Bromid, Br2 in Hexan orangebraun)2 I- + Cl2→ 2 Cl- + I2 (Nachweisreaktion für Iodid, I2 in Hexan rosaviolett, in H2O braun; Redoxreaktion: Cl2 nimmt je Atom 1 e- auf). Halogenid-Anionen werden daher mit Chlorwasser und Hexan nachgewiesen (pH<7), Iodid-Anionen alternativ auch mit Blei(II)-Salzlösungen: Pb2+ + 2 I-→ PbI2 (gelb, s.o.)

3 Die Nachbargruppe links der Halogene im Periodensystem ist die 6. Hauptgruppe. Diese Elemente bilden mit Metallen kalkähnliche Oxide (Kalkbildner, Chalkogene, von griech. „chalkos“ = Kalk und „genein“ = bilden, herstellen): O, S, Se, Te(,Po) Beispiele:O + 2 e-→ O2- S + 2 e-→ S2- Se + 2 e-→ Se2-(Oxid-, Sulfid-, Selenid-Anion).

4 Eine weitere Nachbargruppe der Halogene sind die Edelgase (8. Hauptgruppe): He, Ne, Ar, Kr, Xe (,Rn). Ale Edelgase sind farblos, geruchlos, ungiftig, kaum wasserlöslich und normalerweise nicht reaktionsfähig. Sie liegen daher nur in Form einzelner Atome vor (atomar), da diese kaum bzw. keine chemischen Bindungen eingehen, weil ihre Außenschale voll mit Elektronen besetzt ist („Elektronenkonfiguration“, „Elektronenoktett“, volle Außenschale mit 8 e- bzw. bei He 2 e-).

5 Elemente, die Verbindungen eingehen, zeigen folgende Arten von Reaktionen: Austausch von Elektronen, Austausch von Protonen oder Austausch von Ionen.