Halogene

Halogene (Gruppe 17)

F, Cl, Br, I (Astat selten); reagieren stark und bilden Salze.

Halogen-Moleküle (X₂)

zweiatomig, kovalente Bindung.

Aggregatzustand

F₂, Cl₂ gasförmig; Br₂ flüssig; I₂ fest.

Oxidationskraft

nimmt ab: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.

Elektronegativität

F > Cl > Br > I.

Reaktivität

Halogene sind die reaktivsten Nichtmetalle in ihrer Periode

Schmelz-/Siedepunkte

steigen von F zu I (stärkere London-Kräfte).

Herstellung F2

Elektrolyse von KF in flüssigem HF (kein Wasser möglich).

Herstellung Cl2

Elektrolyse von NaCl-Lösung (Chloralkali-Verfahren).

Herstellung Br2

Oxidation von Br⁻ mit Cl₂.

Herstellung I2

Oxidation von I⁻ mit Cl₂ oder Reduktion von IO₃⁻.

Halogen-Herstellung im Labor

Oxidation von Halogenid-Ionen (z. B. mit KMnO₄, MnO₂).

HF Besonderheit

bildet Wasserstoffbrücken; greift Glas an.

Interhalogen-Verbindungen Typen

XX′, XX′₃, XX′₅, XX′₇

Halogenide

Verbindungen von Halogenen mit Metallen/Nichtmetallen.

ionischer Charakter

F⁻ > Cl⁻ > Br⁻ > I⁻.

Halogenide als Lewis-Säuren

akzeptieren Elektronenpaare

Oxosäuren der Halogene

HOX, HXO₂, HXO₃, HXO₄.

Oxidationszahlen → +I, +III, +V, +VII.

Verwendung Cl2

Desinfektion von Wasser.

Verwendung Iod

Wunddesinfektion

Verwendung Fluor Verbindungen

Teflon, Kühlmittel, Zahnpasta.

Verwendung Halogene allgemein

chemische Synthese, Oxidationsmittel.

Halogene (gasförmig)

giftig, reizen Schleimhäute.

HF (Flusssäure)

extrem gefährlich, greift Gewebe und Knochen an.