Die Elemente der Gruppe VII des Periodensystems sind in zwei Untergruppen unterteilt: die Hauptgruppe - die Halogen-Untergruppe - und die Nebengruppe - die Mangan-Untergruppe. Wasserstoff wird in dieselbe Gruppe eingeordnet, obwohl sein Atom ein einzelnes Elektron auf der äußeren Valenzebene hat und in Gruppe I eingeordnet werden sollte.

Wasserstoff hat jedoch sowohl mit den Elementen der Hauptuntergruppe - Alkalimetalle - als auch mit den Elementen der sekundären Nebengruppe - Kupfer, Silber und Gold - sehr wenig gemeinsam. Gleichzeitig bildet es wie Halogene durch Hinzufügen eines Elektrons bei Reaktionen mit aktiven Metallen Hydride, die eine gewisse Ähnlichkeit mit Halogeniden aufweisen.

Die Untergruppe der Halogene umfasst Fluor, Chlor, Brom, Jod und Astat. Die ersten 4 Elemente kommen in der Natur vor, das letzte wird künstlich gewonnen und wurde daher viel weniger untersucht als die restlichen Halogene. Das Wort "Halogen" bedeutet salzbildend. Die Elemente der Untergruppe erhielten diesen Namen aufgrund der Leichtigkeit, mit der sie mit vielen Metallen unter Bildung von Salzen reagieren.

Alle Halogene haben eine äußere Elektronenschalenstruktur s 2 p 5 . Daher nehmen sie leicht ein Elektron auf und bilden eine stabile Edelgas-Elektronenhülle (s 2 p 6). Der kleinste Radius eines Atoms in der Untergruppe ist für Fluor, für den Rest nimmt er in der Reihe F zu< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 нм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону.

Halogene sind sehr aktive Elemente. Sie können Elektronen nicht nur von Atomen aufnehmen, die sie leicht abgeben, sondern auch von Ionen und sogar andere weniger aktive Halogene aus ihren Verbindungen verdrängen. Beispielsweise verdrängt Fluor Chlor von Chloriden, Brom von Bromiden und Jod von Jodiden.

Von allen Halogenen hat nur Fluor, das sich in Periode II befindet, kein ungefülltes d-Niveau. Aus diesem Grund kann es nicht mehr als 1 ungepaartes Elektron haben und weist nur eine Wertigkeit von -1 auf. In den Atomen anderer Halogene ist das d-Niveau nicht gefüllt, was es ihnen ermöglicht, eine unterschiedliche Anzahl ungepaarter Elektronen zu haben und die Wertigkeiten -1, +1, +3, +5 und +7 zu zeigen, die in beobachtet werden Sauerstoffverbindungen von Chlor, Brom und Jod.

Die Mangan-Untergruppe umfasst Mangan, Technetium und Rhenium. Im Gegensatz zu Halogenen haben Elemente der Mangan-Untergruppe nur 2 Elektronen auf der externen elektronischen Ebene und zeigen daher keine Fähigkeit, Elektronen zu binden und negativ geladene Ionen zu bilden.

Mangan ist in der Natur weit verbreitet und in der Industrie weit verbreitet.

Technetium ist radioaktiv, wir kommen in der Natur nicht vor, aber es wurde künstlich gewonnen (zum ersten Mal - E. Segre und K. Perrier, 1937) Dieses Element entsteht durch den radioaktiven Zerfall von Uran. Rhenium gehört zu den Spurenelementen. Es bildet keine eigenständigen Mineralien, sondern kommt als Begleiter einiger Mineralien vor, insbesondere von Molybdän.

Es wurde 1925 von V. und I. Noddak entdeckt. Legierungen mit geringen Rheniumzusätzen haben eine erhöhte Korrosionsbeständigkeit. Der Zusatz von Rhenium zu Legierungen erhöht deren mechanische Festigkeit.

Diese Eigenschaft von Rhenium erlaubt es, es anstelle des Edelmetalls Iridium zu verwenden. Platin-Platin-Rhenium-Thermoelemente funktionieren besser als Platin-Platin-Iridium-Thermoelemente, können aber nicht bei sehr hohen Temperaturen verwendet werden, da eine flüchtige Re 2 O 7 -Verbindung gebildet wird.

Elemente der Gruppe 7B – Mangan, künstlich gewonnenes Technetium, Rhenium und künstlich gewonnenes Bohrium – vervollständigen die ersten fünf Schaltjahrzehnte der d-Elemente. Ihre valenzelektronische Konfiguration ist (n-1)d 5 s 2 . Da Mangan und seine Analoga nur 2 Elektronen an der äußeren Elektronenhülle des Atoms haben, können sie keine Elektronen anlagern und bilden im Gegensatz zu Halogenen (die mit ihnen in derselben Gruppe enthalten sind) keine Wasserstoffverbindungen. Die höheren Wasserstoffverbindungen dieser Elemente ähneln jedoch teilweise den entsprechenden Verbindungen von Halogenen, da in ihnen wie in Halogenen sieben Elektronen an der Bildung von Bindungen mit Sauerstoff beteiligt sein können. Daher ist ihre höchste Oxidationsstufe +7.

In Komplexverbindungen sind die Koordinationszahlen von Mangan: 4 und 6, sowie von Technetium und Rhenium: 7, 8, 9.

Von den Elementen der Mangan-Untergruppe hat Mangan selbst die größte praktische Bedeutung. Rhenium ist ein seltenes Element, findet jedoch aufgrund einer Reihe wertvoller Eigenschaften Anwendung in der Technik. Technetium kommt nicht in der Erdkruste vor. Es wurde künstlich gewonnen, indem die Kerne von Molybdänatomen mit den Kernen eines schweren Wasserstoffisotops - Deuteronen - beschossen wurden.

Der Großteil des metallischen Mangans wird derzeit durch aluminothermische Reduktion von Pyrolusit, Hausmanit oder vorgebackenen Karbonat- und Sulfiderzen gewonnen:

3Mn 3 O 4 + 8Al \u003d 9Mn + 4Al 2 O 3

Rhenium wird aus den Abfällen der Kupfer- und Molybdän-Wolfram-Produktion gewonnen. Durch eine Reihe aufeinanderfolgender Reaktionen wird Rhenium in Kaliumperrhenat umgewandelt, das beim Erhitzen mit Wasserstoff reduziert wird:

2KReO 4 + 7H 2 = 2KOH + 2Re + 6H 2 O

Die Elemente der Mangan-Untergruppe unterscheiden sich deutlich in ihrer chemischen Stabilität. Mangan liegt in der elektrochemischen Spannungsreihe zwischen Magnesium und Zink und ist somit ein ziemlich aktives Metall, während Technetium und Rhenium Edelmetalle sind.

Für Mangan können die folgenden Oxide erhalten werden: MnO, Mn 2 O 3 , MnO 2 , Mn 2 O 7 . Mit zunehmender Oxidationsstufe von Mangan ändern sich die Eigenschaften von Oxiden von basisch über amphoter zu sauer:

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 Mn 2 O 7 .

Basic sv-va Abnahme, Säure - Zunahme.

Technetium- und Rheniumoxide, die den niedrigsten Oxidationsstufen entsprechen, werden nur indirekt erhalten. Beim Erhitzen an Luft bilden beide Elemente höhere Oxide E 2 O 7.

Stabile Oxidationsstufen von Mangan +2, +4, +7 in Säure- und Salzverbindungen.

Mangan(II)-oxid MnO kommt in der Natur in Form kleiner grüner Kristalle vor, die in Wasser schlecht löslich sind. Beim Erhitzen an der Luft verwandelt es sich in verschiedene Oxide:

MnO → MnO 2 → Mn 2 O 3 → MnO 3

MnO löst sich in Säuren:

MnO + 2H+ + 5H 2 O → 2+

Behandlung von Aquakomplex 2+ bei pH = 8,5 in einer Wasserstoffatmosphäre

führt zur Bildung von unlöslichem Mangan(II)hydroxid:

2+ + 2OH- → Mn(OH) 2 ↓ + 6H 2 O

Mangan(II)-hydroxid hat schwach basische Eigenschaften, wird durch Luftsauerstoff und andere Oxidationsmittel zu Permangansäure oder ihren Manganitsalzen oxidiert:

Mn(OH) 2 + H 2 O 2 → H 2 MnO 3 ↓ + H 2 O

Permangansäure fällt aus.

In alkalischem Milieu wird Mn 2+ zu MnO 4 2– und in saurem Milieu zu MnO 4 – oxidiert.

MnSO 4 + 2KNO 3 + 4KOH→K 2 MnO 4 + 2KNO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

In biologischen Prozessen verändert Mn 2+ den Oxidationsgrad nicht. Stabile Biokomplexe des Mangans im Körper stabilisieren diesen Oxidationszustand. Die stabilisierende Wirkung zeigt sich in der langen Verweildauer der Hydrathülle.

MnO 2 ist eine stabile natürliche Manganverbindung, die in vier Modifikationen vorkommt. Alle Modifikationen sind amphoterer Natur und haben Redox-Dualität:

MnO 2 + 2KI + 3CO 2 + H 2 O → I 2 + MnCO 3 + 2KHCO 3

6MnO 2 + 2NH 3 → 3Mn 2 O 3 + N 2 + 3H 2 O

4MnO 2 + 3O 2 + 4KOH → 4KMnO 4 + 2H 2 O

2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O

Derivate Mn (VII) ist Manganoxid Mn 2 O 7 und seine hydratisierte Form ist Mangansäure HMnO 4 , die nur in Lösung bekannt ist.

Salze der Mangansäure sind Permanganate. Ionen verursachen die violette Farbe von Lösungen. Permanganate sind starke Oxidationsmittel. Diese Eigenschaft wird in der medizinischen Praxis zur Desinfektion genutzt. KMnO 4 wird in der titrimetrischen Analytik zur Bestimmung verschiedener Reduktionsmittel (Permanganatometrie), in der Ökologie zur Beurteilung der Abwasserbelastung eingesetzt.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Kl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 Bei 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VII haben einen gemeinsamen Gruppennamen "Halogene" (Hal), was "Salzbildner" bedeutet.

Die Untergruppe der Halogene umfasst Fluor, Chlor, Brom, Jod und Astat (Astat ist ein radioaktives Element, wenig untersucht). Dies sind die p-Elemente des D.I. Mendelejew. Auf der äußeren Energieebene haben ihre Atome 7 Elektronen ns 2 np 5 . Dies erklärt die Gemeinsamkeit ihrer Eigenschaften.

Eigenschaften von Elementen der Halogen-Untergruppe

Sie fügen leicht ein Elektron nach dem anderen hinzu und zeigen eine Oxidationsstufe von -1. Halogene haben diese Oxidationsstufe in Verbindungen mit Wasserstoff und Metallen.

Allerdings können Halogenatome neben Fluor auch positive Oxidationsstufen aufweisen: +1, +3, +5, +7. Die möglichen Werte der Oxidationsstufen werden durch die elektronische Struktur erklärt, die für Fluoratome durch das Schema dargestellt werden kann

Als elektronegativstes Element kann Fluor nur ein Elektron pro 2p-Unterniveau aufnehmen. Es hat ein ungepaartes Elektron, also ist Fluor nur einwertig und die Oxidationsstufe ist immer -1.

Die elektronische Struktur des Chloratoms wird durch das Schema ausgedrückt:

Das Chloratom hat ein ungepaartes Elektron auf der 3p-Unterebene und der übliche (nicht angeregte) Zustand von Chlor ist einwertig. Aber da sich Chlor in der dritten Periode befindet, hat es fünf weitere Orbitale der 3-Unterebene, die 10 Elektronen aufnehmen können.

Im angeregten Zustand des Chloratoms gelangen Elektronen von den 3p- und 3s-Unterniveaus zum 3d-Unterniveau (durch Pfeile im Diagramm dargestellt). Die Trennung (Paarung) von Elektronen im selben Orbital erhöht die Wertigkeit um zwei Einheiten. Offensichtlich können Chlor und seine Analoga (außer Fluor) nur eine ungerade variable Wertigkeit von 1, 3, 5, 7 und die entsprechenden positiven Oxidationsstufen aufweisen. Fluor hat keine freien Orbitale, was bedeutet, dass es bei chemischen Reaktionen zu keiner Trennung von gepaarten Elektronen im Atom kommt. Daher sollte man bei der Betrachtung der Eigenschaften von Halogenen immer die Eigenschaften von Fluor und Verbindungen berücksichtigen.

Wässrige Lösungen von Wasserstoffverbindungen von Halogenen sind Säuren: HF - Flusssäure (Flusssäure), HCl - Salzsäure (Salzsäure), HBr - Bromwasserstoff, HI - Jodwasserstoff.

Der gleiche Aufbau der äußeren elektronischen Schicht (ns 2 np 5) bewirkt eine große Ähnlichkeit der Elemente.

Einfache Substanzen - Nichtmetalle F 2 (Gas), Cl 2 (Gas), Br 2 (l), l 2 (fest).

Bei der Bildung kovalenter Bindungen verwenden Halogene meistens ein ungepaartes p-Elektron, das in einem nicht angeregten Atom vorhanden ist, während sie B \u003d I zeigen.

Valenzzustände der Atome CI, Br, I.

Durch die Bildung von Bindungen mit Atomen elektronegativerer Elemente können Chlor-, Brom- und Jodatome vom Grundvalenzzustand in angeregte übergehen, was mit dem Übergang von Elektronen in freie Orbitale der d-Unterebene einhergeht. In diesem Fall steigt die Zahl der ungepaarten Elektronen, wodurch die Atome CI, Br, I eine größere Zahl kovalenter Bindungen eingehen können:

Unterschied F zu anderen Halogenen

Beim F-Atom befinden sich die Valenzelektronen im 2. Energieniveau, das nur s- und p-Unterniveaus hat. Dies schließt die Möglichkeit des Übergangs von F-Atomen in angeregte Zustände aus, daher weist Fluor in allen Verbindungen eine Konstante B gleich I auf. Außerdem ist Fluor das elektronegativste Element, weshalb es auch eine Konstante c hat. um. -eines.

Die wichtigsten Halogenverbindungen

I. Halogenwasserstoffe HHal.

II Metallhalogenide (Salze von Halogenwasserstoffsäuren) - die zahlreichsten und stabilsten Halogenverbindungen

III. Organohalogenide

IV. Sauerstoffhaltige Substanzen:

Instabile Oxide, von denen die Existenz von 6 Oxiden als zuverlässig angesehen werden kann (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Instabile Oxosäuren, von denen nur 3 Säuren als Einzelsubstanzen isoliert werden (HclO 4, HlO 3, HlO 4);

Salze von Oxosäuren, hauptsächlich Chlorite, Chlorate und Perchlorate.

Zu VII A der Gruppe des Periodensystems D.I. Mendeleev umfasst Fluor 9F, Chlor 17Cl, Brom 35Br, Jod 53I und Astat 85At (hat keine stabilen Isotope). F, Cl, Br und werden "Halogene" genannt (übersetzt aus dem Griechischen - Salze). Dieser Name ist auf ihre Eigenschaft zurückzuführen, bei direkter Wechselwirkung mit Metallen Salze zu bilden.
Die elektronische Konfiguration der äußeren Schicht ist ns2np5. Die Änderung der chemischen Eigenschaften in der Reihe F - Cl - Br - I - At ist auf eine sukzessive Vergrößerung der ns-, np-Valenzorbitale zurückzuführen. Mit steigender Ordnungszahl eines Elements steigt die Dichte, Siede- und Schmelzpunkt steigen, die Stärke halogenierter Säuren steigt und die Reaktivität nimmt ab.
Halogene sind typische Nichtmetalle, sie werden unter Einwirkung von Reduktionsmitteln leicht zu Halogenid-Ionen G. Die Affinität eines Atoms zu einem Elektron nimmt in der Gruppe ab. Halogene interagieren heftig mit Metallen und bilden mit S-Metallen ionische Verbindungen. Die ionische Natur der Halogenide wird mit zunehmender Ordnungszahl des Elements etwas geschwächt, was eine Folge einer Abnahme der Elektronegativität ist. Die elektronegativeren Elemente, Halogene weisen positive Oxidationsstufen auf.
Die Eigenschaften von Fluor unterscheiden sich deutlich von denen anderer Halogene. Es hat keine freien d-Orbitale, 2s22p5-Elektronen sind schwach vom Kern abgeschirmt, was zu einer hohen Elektronendichte, Ionisierungsenergie und Elektronegativität führt. Daher ist für Fluor nur die Oxidationsstufe -1, 0 möglich und für andere Halogene 1 (maximale Stabilität von Verbindungen), 0, +1, +3, +5, +7, +2, +4, +6 sind auch wahrscheinlich). Die Bindungsenergie im F2-Molekül ist ungewöhnlich niedrig, was es sehr reaktiv macht (Fluor reagiert direkt mit allen Elementen außer HE, Ne, Ar, um Verbindungen zu bilden, in denen die Elemente in den höchstmöglichen Oxidationsstufen vorliegen). Weiterhin ist zu beachten, dass die Bildungsenthalpien ionischer und kovalenter Verbindungen im Vergleich zu anderen Halogenen hoch sind.
2.2 In der Natur sein

In der Erdkruste beträgt der Gehalt an Fluor 6 · 10-2 %, Chlor, Brom, Jod jeweils 2 · 10-2; 2 10-4; 4*10-5%. Fluor kommt als Fluorid vor (etwa 30 Mineralien, die wichtigsten sind CaF2 (Fluorit oder Flussspat), 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (Fluorapatit), Na3 - Kryolith). Chlor bildet etwa 70 eigene Mineralien, hauptsächlich Leichtmetallchloride (Steinsalz, Halit NaCl; Sylvin KCl, Carnallit KCl MgCl2 · 6H2O etc.). Der Großteil der Halogene ist im Wasser der Meere und Ozeane konzentriert. Brom und Jod sind auch in Bohrgewässern und Algen enthalten (zum Beispiel erreicht der Jodgehalt in Algen (Seetang) 0,45 %).
2.3 Physikalische Eigenschaften

Halogene sind im gasförmigen, flüssigen und festen Zustand zweiatomige G2-Moleküle. Fluor ist ein hellgelbes Gas mit einem sehr unangenehmen stechenden Geruch. Chlor ist ein grün-gelbes Gas mit stechendem Geruch, Brom ist eine rotbraune schwere Flüssigkeit mit stechendem Geruch Siedepunkte steigen monoton von Fluor zu Jod mit einer Zunahme der Molekülgröße und einer Zunahme der intermolekularen Wechselwirkung.

a
möchten
in
a - Chlor; b - Brom; c - Jod
Abbildung 2.1 – Aussehen von Chlor, Brom, Jod

2.4 Extraktionsmethoden

Fluor wird durch Elektrolyse von Fluoridschmelzen gewonnen (hauptsächlich KHF2, das eine Elektrolyse bei 1000 °C ermöglicht, während KF bei 857 °C schmilzt.
Die industrielle Herstellung von Chlor basiert auf der Elektrolyse von wässrigen Lösungen von NaCl. Unter Laborbedingungen wird es durch die Wechselwirkung von konzentrierter HCl mit Oxidationsmitteln erhalten:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Besonders reines Chlor erhält man durch die Reaktion:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
Brom in der Industrie wird aus Meerwasser gewonnen, nachdem NaCl entfernt wurde: 2Br - + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Brom wird mit einem Luftstrom ausgeblasen und von Eisenspänen oder anderen Stoffen aufgenommen, z. B.:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
Unter Laborbedingungen wird Brom durch die Reaktion erhalten:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Jod wird in der Industrie auch aus Meerwasser, Ölquellenwasser, Meerespflanzenasche gewonnen:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
Im Labor wird Jod durch die Reaktion gewonnen:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
Jod wird durch Aktivkohle adsorbiert oder mit Lösungsmitteln extrahiert und durch Sublimation gereinigt.
2.5 Chemische Eigenschaften von Elementen der Gruppe VII A

Halogene sind ihren chemischen Eigenschaften nach aktive Nichtmetalle. Aufgrund der geringen Dissoziationsenergie des Fluormoleküls, der sehr hohen Elektronegativität des Atoms und der hohen Hydratationsenergie des Ions ist Fluor das stärkste Oxidationsmittel (oxidiert andere Elemente in die höchsten positiven Oxidationsstufen), reagiert heftig mit einfachen Substanzen mit mit Ausnahme von He, E und A r. In der Reihe von Fluor bis Jod nehmen die oxidierenden Eigenschaften ab, während die reduzierenden Eigenschaften zunehmen.

Wechselwirkung mit Wasser:
Fluor interagiert extrem heftig mit Wasser:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2,
Die Reaktion wird von der Bildung von Ozon und OF2 begleitet.
Wenn Chlor in Wasser gelöst wird, tritt folgende Reaktion auf:
H2O + Cl2 HOCl + HCl - bei Raumtemperatur in einer gesättigten Lösung von Cl2 in Wasser liegen etwa 70 % des Chlors in Form von Molekülen vor, während das Gleichgewicht für Jod fast vollständig nach links verschoben ist.
Wechselwirkung mit komplexen Stoffen:
Fluor reagiert mit Alkalien zu OF2:

Unter Einwirkung von Chlor auf kalte Alkalilösungen bilden sich Salze der Hypochlorsäure:
Cl2 + 2KOH → KOCl + KCl + H2O
Kaliumhypochlorit
Bei Kontakt mit einer heißen Alkalilösung (70-800 ° C) bilden sich Salze der Chlorsäure - Chlorate:
3Cl2 + 6KOH → KClO3 + 5KCl + 3H2O
Kaliumchlorat
Auch Jod und Brom bilden in Wechselwirkung mit Alkalien überwiegend Trioxohalogenate.
Chlor reagiert mit Sodalösung:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
„Javel-Wasser“
Jod weist in geringem Umfang die für Metalle charakteristischen Eigenschaften auf. So kann man Jodnitrat gewinnen, das sich bei Temperaturen unter 0 °C zersetzt.
I2 + AgNO3 AgI + INO3; 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 Halogenverbindungen

Halogenwasserstoffe
Unter Normalbedingungen sind Halogenwasserstoffe farblose Gase mit stechendem Geruch. Mit zunehmender Masse und Größe der Moleküle nimmt die intermolekulare Wechselwirkung zu und infolgedessen steigen die Schmelz- und Siedepunkte. Fluorwasserstoff hat ungewöhnlich hohe Schmelzpunkte (-83 °C) und Siedepunkte (-19,5 °C), was durch die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen HF-Molekülen erklärt wird.
Aufgrund ihrer hohen Polarität lösen sich Halogenwasserstoffe gut in Wasser unter Bildung von Säuren, deren Stärke in der Reihe HF-HCl-HBr-HE (durch Radiusvergrößerung) zunimmt. Die reduktive Aktivität von Halogenidionen in der Reihe F- → CI- → Br- → I- nimmt ebenfalls zu. NO - ein starkes Reduktionsmittel, das in der organischen Synthese verwendet wird. In Luft wird eine wässrige Lösung von NO allmählich durch Luftsauerstoff oxidiert:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
HBr verhält sich ähnlich. Flusssäure (HF) und Salzsäure (HCl) reagieren nicht mit konzentrierter Schwefelsäure, während HBr und HOT von ihr oxidiert werden.
Die Hauptmenge an Salzsäure wird bei der Chlorierung, Entchlorung organischer Verbindungen, Pyrolyse (Zeitplan beim Erhitzen ohne Luftzutritt) von chlororganischen Abfällen - Nebenprodukten verschiedener Prozesse - gewonnen. Außerdem erhalten Halogenwasserstoffe:
direkte Synthese aus den Elementen: H2 + G2 2NG
Diese Kettenreaktion, die auch der industriellen Herstellung von HCl zugrunde liegt, wird durch leichte, feuchte, poröse Feststoffe ausgelöst.
Verdrängung von NGs aus ihren Salzen (Laborextraktionsmethoden):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF;
NaCl + H2SO4 (c) → NaHSO4 + HCl;
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl.
– HBr-Säuren werden durch Hydrolyse von Phosphorhalogeniden gewonnen:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br oder I).
Ein Merkmal von HF und seinen wässrigen Lösungen ist die Zerstörung von Quarz und Glas:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
Daher wird HF in Polyethylen- oder Glasbehältern gelagert, aber innen mit Wachs oder Paraffin bedeckt. Seltenes HF ist ein stark ionisierendes Lösungsmittel. Es ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar. In verdünnten wässrigen Lösungen herrscht ein Gleichgewicht:
HF + H2O H3O + + F-;
F-+HF HF2-;
Wenn HF neutralisiert wird, kann Kaliumbifluorid (Kaliumhydrogenfluorid) erhalten werden:
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
Fluoride (Flusssäuresalze) sind schwer wasserlöslich (mit Ausnahme von NaF, KF, NH4F, AgF, SnF2), sie werden ähnlich wie Oxide in sauer (SiF4), basisch (NaF) und amphoter (AlF3) eingeteilt ). Sie können miteinander reagieren:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → K
3KF + AlF3 → K3
Chloride - Salze der Salzsäure - lösen sich in Wasser auf, mit Ausnahme von AgCl, HgCl2, Hg2Cl2, PbCl2.
Bromide, Jodide - lösen sich in Wasser auf, mit Ausnahme von AgBr, AgI, PbI2, PbBr2.
Halogenverbindungen Mit Sauerstoff
Binäre sauerstoffhaltige Fluorverbindungen werden Fluorid genannt (Fluor ist elektronegativer als Sauerstoff). Unter normalen Bedingungen beständig ist Sauerstoffdifluorid - ОF2, das durch die Reaktion gebildet wird:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 - hellgelbes Gas, reaktives, starkes Oxidationsmittel:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
Andere Halogene in Verbindungen mit Sauerstoff weisen positive Oxidationsstufen auf.
Unter den Oxiden ist I2O5 von praktischer Bedeutung (das einzige thermodynamisch stabile Halogenidoxid) ist eine farblose kristalline Substanz. Mittelstarkes Oxidationsmittel, verwendet zur quantitativen Bestimmung von CO:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Sauerstoffverbindungen des Chlors werden indirekt erhalten. Cl2O, ClO2, Cl2O7 sind relativ stabil:
Сl2O ist ein dunkelgelbes Gas mit stechendem Geruch, giftig, instabil, kann explodieren. Dieses Oxid wird durch die Reaktion erhalten: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
Cl2O reagiert mit Wasser: Cl2O + H2O → 2HOCl oder 2HCl - hypochlorige Säure. Diese Säure ist instabil, existiert nur in verdünnter Lösung.
HOCl und seine Salze Hypochlorite sind starke Oxidationsmittel:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 ist ein grünlich-gelbes Gas mit stechendem Geruch, giftig, kann bei Erwärmung explodieren, ein energetisches Oxidationsmittel.
ClO2, das einzige der Halogenoxide, das im industriellen Maßstab durch die Reaktionen gewonnen wird:
KClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
In Wasser disproportioniert ClO2 wie in Laugen:
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
Salzsäure Salzsäure
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 - ölige Flüssigkeit, explodiert beim Erhitzen auf 120 ° C, erhalten durch die Reaktion: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
Cl2O7 reagiert mit Wasser: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

Hypohalogenitsäuren NPO sind nur in verdünnten wässrigen Lösungen bekannt. Sie werden durch die Wechselwirkung eines Halogens mit einer Suspension von Quecksilberoxid erhalten:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
Dies sind schwache Säuren, in der Reihe HOCl → HOBr → HOI nimmt die Säurestärke ab, die basischen Eigenschaften nehmen zu. HOI ist bereits eine amphotere Verbindung.
Hypohalogenite - instabile Verbindungen mit stark oxidierenden Eigenschaften, werden durch Reaktion von G2 mit einer gekühlten Alkalilösung erhalten. Auf diese Weise wird in der Industrie Bleichmittel gewonnen, das lange Zeit als Desinfektions- und Bleichmittel weit verbreitet war:

Von den sauerstoffhaltigen Halogensäuren HGO2 ist nur die Salzsäure HClO2 bekannt, im freien Zustand ist eine Säure mittlerer Stärke instabil (Kd = 10-2). Es hat keine technische Bedeutung. Von praktischer Bedeutung ist NaClO2 - ein starkes Oxidationsmittel, das als Bleichmittel für Textilien verwendet wird und in geringer Menge (ca. 0,4%) in Waschpulver enthalten ist. Get-by-Reaktion:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Oxosäuren HGO3 sind stabiler als HGO. HClO3, HBrO3 kommen nur in Lösungen vor, deren Konzentration 50 % nicht übersteigt, und HIO3 wird als einzelne Verbindung isoliert.
In der Reihe HClO3 → HBrO3 → HIO3 nimmt die Stärke von Säuren ab, sie sind schwächere Oxidationsmittel als NOH.
HClO3 entsteht im Verlauf von Reaktionen:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba(ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
HBrO3 wird durch die Reaktion erhalten:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
HIO3 ist erhältlich:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Salze dieser Säuren, starke Oxidationsmittel, werden durch die Reaktion erhalten:
3G2 + 6KOH → KEO3 + 5ke + 3H2O
Weit verbreitet in der Industrie ist KClO3 - Bertolet-Salz -, das bei der Herstellung von Streichhölzern, Feuerwerkskörpern und Sprengstoffen verwendet wird.
Oxosäuren HGO4
HClO4 ist eine Flüssigkeit, die an der Luft raucht. Es wird während der Reaktion erhalten:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
Wasserfreies HClO4 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel, eine der stärksten Säuren, die in der anorganischen und organischen Synthese verwendet werden. Salze sind Perchlorate, von denen sich die meisten in Wasser lösen, mit Ausnahme von KClO4, RbClO4, CsClO4, Mg (ClO4) 2 (Fachname "Anhydrone") - eines der stärksten Trockenmittel.
Bromsäure ist nur in wässrigen Lösungen bekannt.
Periodsäure H5IO6 ist eine schwache Säure, gut wasserlöslich, bildet mittlere und saure Salze. Säure entsteht durch die Reaktion:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Salze der Periodsäure können erhalten werden:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
Interhalogenverbindungen
Im Gegensatz zu Elementen anderer Gruppen interagieren Halogene miteinander und bilden eine große Anzahl von Interhalogeniden mit der allgemeinen Formel XYn (n = 1, 3, 5,7) – Tabelle 2.3, wobei Y ein leichteres und elektronegativeres Halogen ist. Sie werden durch direkte Wechselwirkung einfacher Substanzen bei verschiedenen Verhältnissen von Reagenzien, Temperaturen und Drücken erhalten.
Alle Interhalogenide außer BrCl zersetzen sich unter Wassereinwirkung. Sie haben stark oxidierende Eigenschaften.
2.7 Verwendung

Halogene und ihre Verbindungen sind in Industrie, Landwirtschaft und im Alltag weit verbreitet. Bei der industriellen Produktion steht Chlor unter den Halogenen an erster Stelle, Fluor an zweiter Stelle. Die Hauptanwendungsgebiete von Halogenen und ihren Verbindungen sind in Tabelle 2.4 dargestellt
Darüber hinaus werden sauerstoffhaltige Halogenverbindungen in der Pyrotechnik verwendet. Fluorverbindungen werden zur Herstellung von Glasuren und Emails verwendet; HF - zum Ätzen von Glas. Chlorhaltige Verbindungen werden häufig als chemische Kampfstoffe verwendet (Phosgen, Senfgas, Chlorpikrin usw.). AgBr wird in der Fotografie verwendet, KBr in der Optik. Jod und Brom werden in Halogenlampen verwendet. Das Sägen in Wolken von AgI- und PbI2-Aerosolen verursacht (künstlichen) Regen, ist ein Mittel zur Hagelbekämpfung. Einige organische Jodverbindungen werden zur Herstellung von Hochleistungsgaslasern verwendet.
2.8 Biologische Rolle und Toxikologie

Fluor und seine Verbindungen sind hochgiftig. F2 hat eine um ein Vielfaches stärkere Reizwirkung als HF. HF gelangt auf die Haut, löst Proteine ​​auf, dringt tief in das Gewebe ein und verursacht schwere Geschwüre. Fluor in der Zusammensetzung von Fluorapatit ist Teil des Zahnschmelzes, sein Mangel verursacht Karies und sein Überschuss führt zu einer Zunahme der Knochenbrüchigkeit.
Chlor gehört zur Gruppe der Erstickungsstoffe, verursacht starke Reizungen der Schleimhäute und kann zu Lungenödemen führen. Hohe Konzentrationen führen zu einer reflektorischen Hemmung des Atemzentrums. Chlor ist das wichtigste biogene Element. Chloridionen sind Teil des Magensaftes, nehmen an verschiedenen intrazellulären Prozessen teil - Aufrechterhaltung des osmotischen Drucks und Regulierung des Wasser-Salz-Stoffwechsels.
Bromdämpfe führen außerdem zu Reizungen der Schleimhäute, Schwindel und in höheren Konzentrationen zu Krämpfen der Atemwege und Läsionen des Riechnervs. Wenn flüssiges Brom auf die Haut gelangt, entstehen sehr schmerzhafte Verbrennungen und Geschwüre, die schwer zu heilen sind. Bromverbindungen regulieren die Prozesse der Erregung und Hemmung des zentralen Nervensystems.
Das Einatmen von Joddämpfen führt zu Schädigungen der Nieren und des Herz-Kreislauf-Systems, der Atemwege, Lungenödeme sind möglich. Wenn es mit der Schleimhaut des Auges in Kontakt kommt, treten Schmerzen in den Augen, Rötungen und Tränen auf. Jod gehört zu den Schilddrüsenhormonen der Schilddrüse (Thyroxin, Trijodthyronin), die eine sehr wichtige Rolle im Stoffwechsel spielen.

1. Welche Oxidationsstufen weisen Halogene in Verbindungen auf? Was sind die Eigenschaften der Wertigkeitszustände von Fluor? Warum weisen Metalle in Verbindungen mit Fluor die höchsten Oxidationsstufen auf?
2. Analysieren Sie die Eigenschaftsänderungen in der Reihe der Halogene.
3. Veranschaulichen Sie industrielle und Labormethoden zur Gewinnung von Halogenen durch Reaktionen.
4. Geben Sie eine vergleichende Beschreibung der Redoxeigenschaften von Halogenen am Beispiel verschiedener Reaktionen.
5. Wie ändern sich physikalische und chemische Eigenschaften in der Reihe HF-HCl-HBr-NO?
6. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Wechselwirkung von Halogenen mit Wasser und Alkalien.
7. Wie verändern sich Stärke und Redoxeigenschaften von sauerstoffhaltigen Halogensäuren? Rechtfertige deine Antwort.
8. Welche anorganischen Verbindungen von Fluor, Chlor, Brom und Jod werden in der Medizin verwendet? In welchen anderen Branchen werden Halogene und ihre Verbindungen häufig eingesetzt?
9. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, mit denen Sie Umformungen durchführen können:
PbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3;
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3;
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → BaCl2 → HCl.
10. Welche biologische Rolle spielen Halogene im menschlichen Körper?

Gruppe VII A umfasst die folgenden Elemente: FluorF, ChlorKI, BromBr, Jod I, AstatBei, - die einen gemeinsamen Namen haben Halogene, was wörtlich bedeutet: salzproduzierend. Sie sind Nichtmetalle und gehören zur Familie der p-Elemente.

Halogene (außer Astat) sind in der Natur weit verbreitet. Astatin wird hauptsächlich künstlich gewonnen. Der Gesamtgehalt an Astat in einer 1,6 km dicken Schicht der Erdkruste wird auf ≈ 70 mg geschätzt. Es ist radioaktiv (die Halbwertszeit des stabilsten Isotops beträgt 8,1 Stunden), wenig untersucht und wird daher nicht berücksichtigt.

Halogene kommen in der Natur nicht in freier Form vor und existieren nur in gebundener Form, d.h. in Form von Verbindungen mit anderen Elementen. Die häufigsten in der Natur sind Chlor und Fluor, ihr Gehalt beträgt 0,19 % bzw. 0,03 % der Masse der Erdkruste.

Verbindungen von Chlor und Fluor in Form verschiedener Mineralien bilden eigenständige Vorkommen an Land. Für Chlor sind die wichtigsten natürlichen Mineralien SteinsalzNaCl, CarnallitKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 Ö, SylvinitKCl ∙ NaCl. Die bekanntesten Fluormineralien sind Fluorit oder FlussspatCaF 2 , KryolithN / A 3 AlF 6 , FluorapatitCa 5 (PO 4 ) 3 F.

Brom und Jod sind Streuelemente, sie lagern ihre Mineralien nicht ab. Bedeutende Mengen an Brom und Jod sowie anderen Halogenen sind in Form verschiedener Salze im Meerwasser enthalten und werden von dort aktiv von Algen aufgenommen.

Die Struktur von Halogenatomen, ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften

Die Atome aller Halogene enthalten 7 Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht, deren Struktur sich wie folgt darstellen lässt:

Fluor unterscheidet sich von anderen Halogenen dadurch, dass es keine d-Subebene auf seiner äußeren Elektronenschicht hat.

Einige physikalische Eigenschaften von Halogenatomen sind in Tabelle 4 aufgeführt.

Tabelle 4. Vergleichende Eigenschaften einiger physikalischer Eigenschaften von Halogenen und der einfachen Substanzen, die sie bilden

Im Normalzustand haben die Elemente der Gruppe VIIA ein ungepaartes Elektron auf der äußeren Schicht, sodass sie durch den Austauschmechanismus nur eine kovalente Bindung mit anderen Atomen eingehen können (die Wertigkeit ist in diesem Fall gleich 1). Bei Anregung erhöht sich die Anzahl der ungepaarten Elektronen in Halogenen (außer F) aufgrund der Auflösung von Elektronenpaaren auf 3, 5 oder 7.

Dementsprechend sind die möglichen Wertigkeitswerte bei der Bildung einer Bindung durch den Austauschmechanismus in diesem Fall auch gleich 3, 5 oder 7.

Fluor weist im Gegensatz zu allen anderen Halogenen normalerweise eine Wertigkeit von 1 auf, weil es kann seine Elektronenpaare nicht entpaaren. Theoretisch kann Fluor als Element der zweiten Periode eine maximale Wertigkeit gleich 4 aufweisen, wenn neben dem Austausch auch der Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung berücksichtigt wird. Tatsächlich befinden sich auf der äußeren Elektronenschicht des Fluoratoms neben einem ungepaarten Elektron auch 3 Elektronenpaare. Durch sie als Donator kann Fluor zusätzlich 3 kovalente Bindungen eingehen. Es ist zwar davon auszugehen, dass Fluor dies „ungern“ tun wird, weil. ist das elektronegativste Element und nimmt eher Elektronenpaare auf als an ein anderes Atom abzugeben, wenn auch zum Teilen.

Bekannt ist die Verbindung BF, bei der die Bindungsmultiplizität 3 beträgt. Diese Tatsache lässt sich erklären, wenn wir annehmen, dass das Fluoratom eine Bindung durch den Austauschmechanismus und die anderen beiden durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet hat.

Halogene (außerF) in Verbindungen können sowohl positive als auch negative Oxidationsstufen aufweisen.

Sie zeigen eine positive Oxidationsstufe, wenn sie mit Atomen elektronegativerer Elemente als sie selbst interagieren. In diesem Fall wirken die Halogene als Reduktionsmittel und geben ihre ungepaarten Elektronen an andere Atome aus der äußeren Schicht ab. Der Wert des Oxidationszustands ist in diesem Fall gleich +1 (im stationären Zustand), +3, +5, +7 (im angeregten Zustand).

Fluor kann keine positive Oxidationsstufe aufweisen, da es das elektronegativste Element ist und bei chemischen Reaktionen immer Elektronen von anderen Atomen aufnimmt, nur als Oxidationsmittel wirkt und in allen Verbindungen eine Oxidationsstufe von -1 aufweist.

Aus diesem Grund immer F 2 aus Fluoriden chemisch (unter Verwendung von Atomen eines anderen Elements, dh Oxidation von 2 F - - 2² = F 2 0 )) kann nicht erledigt werden. Dies kann nur elektrisch erfolgen (durch Elektrolyse einer Fluoridschmelze, z. B. SalzNaF ).

Andere Halogene zeigen eine negative Oxidationsstufe, wenn sie mit Atomen von weniger elektronegativen Elementen als ihnen selbst interagieren. In diesem Fall wirken sie als Oxidationsmittel und nehmen bis zur Fertigstellung ihrer äußeren Schicht ein fehlendes Elektron von anderen Atomen auf. Der Wert des Oxidationsgrades ist in diesem Fall gleich -1.

Halogene bilden mit Wasserstoff Verbindungen der allgemeinen Form
.

Dies sind gasförmige Substanzen (Sdp. HF ≈ 16 o C), gut löslich in H 2 O. Ihre wässrigen Lösungen haben saure Eigenschaften, und die Stärke dieser Säuren in der Reihe HF, HCl, HBr, HI nimmt von links nach rechts zu. Die schwächste Säure ist HF, die stärkste HI. Dies liegt daran, dass in der Gruppe von oben nach unten die Radien der Halogenatome zunehmen, wodurch die Stärke der R-H-Bindung geschwächt wird (weil ihre Länge zunimmt) und H + -Ionen leichter abgespalten werden.

Fluss- oder Flusssäure HF ist bis zu einem gewissen Grad schwächer als alle anderen Halogenwasserstoffsäuren, und zwar aufgrund der Fähigkeit ihrer Moleküle, aufgrund der Bildung Assoziate vom (HF) n -Typ (wobei n von 1 bis 8 variiert) zu bilden von Wasserstoffbrückenbindungen:

H – F  H – F; H – F  H – F  H – F usw.

Mit Sauerstoff, Halogenen (außerF) kann 4 Arten von Oxiden bilden:

.

(Für Chlor erhaltene OxideKl 2 Ö, Kl 2 Ö 7; für Brom -Br 2 Ö; für Jod -ich 2 Ö, ich 2 Ö 5 , ich 2 Ö 7 . OxidR 2 Ö 3 wurde für kein Halogen in freier Form isoliert).

Für Chlor erhaltene Oxide
und
, in dem es uncharakteristische Oxidationsstufen +4 und +6 aufweist. Dies sind valenzungesättigte Verbindungen, die zur Dimerisierung neigen. Sie haben paramagnetische Eigenschaften, tk. die Chloratome in ihnen enthalten ein ungepaartes Elektron.

Alle Oxide entstehen nicht durch direkte Wechselwirkung einfacher Halogensubstanzen mit Sauerstoff, sondern indirekt. Dies sind Säureoxide. Wenn sie in H 2 O gelöst werden, bilden sie Säuren einer allgemeinen Form:

Für jedes Element nimmt mit zunehmendem Oxidationszustand die Stärke der Säuren in dieser Reihe von links nach rechts zu. Die Stärke von Säuren, in denen die Elemente die gleiche Oxidationsstufe aufweisen, nimmt in einer Gruppe von oben nach unten ab. Zum Beispiel in einer Reihe: H OH OH Ö- die stärkste Säure ist HCsiehe. Dies ist auf eine Zunahme der metallischen Eigenschaften von Halogenen in der Gruppe von oben nach unten zurückzuführen, was wiederum zu einer Zunahme der basischen Eigenschaften ihrer sauerstoffhaltigen Verbindungen führt.

Fluor geht mit Sauerstoff Verbindungen ein
und
, in der O eine positive Oxidationsstufe von +2 oder +1 aufweist. Daher sind diese Substanzen keine Oxide. Wie alle sauerstoffhaltigen Halogenverbindungen werden auch sie hauptsächlich indirekt gewonnen.

Halogene bilden einfache Substanzen (mit denselben Namen), deren Moleküle aus zwei Atomen bestehen, die durch eine einzige kovalente Bindung verbunden sind. UndF 2 undKl 2 unter normalen Bedingungen - Gase,Br 2 - Flüssigkeit,ich 2 - eine solide.

Die Bindungsstärke in den Molekülen einfacher Substanzen nimmt von Chlor zu Jod ab. F 2 fällt aus diesem Muster heraus, dessen Bindungsstärke viel geringer ist als die Bindungsstärke im Cl 2 -Molekül (Tabelle 4).

Solche anomalen Eigenschaften von Fluor können durch das Fehlen einer freien d-Unterebene auf der äußeren Elektronenschicht seiner Atome erklärt werden.

Die Atome von Chlor und anderen Halogenen haben freie d-Orbitale und daher gibt es zwischen ihnen in den Molekülen einfacher Substanzen eine zusätzliche Donor-Akzeptor-Wechselwirkung, die die Bindung verstärkt. Dies ist im folgenden Diagramm dargestellt:

Wie aus Tabelle 4 hervorgeht, nehmen die Ionisierungsenergie, die Elektronenaffinitätsenergie und die relative Elektronegativität von Halogenatomen in einer Gruppe von oben nach unten ab. Dementsprechend nehmen auch die nichtmetallischen Eigenschaften von Halogenen und damit die Oxidationsfähigkeit ihrer Atome und der von ihnen gebildeten einfachen Substanzen in der Gruppe von oben nach unten ab.

Jedes höhere Halogen kann die niedrigeren aus ihren Verbindungen mit Wasserstoff und Metallen verdrängen. So kann beispielsweise Cl 2 Br 2 und I 2 verdrängen. Und Br 2 kann nur I 2 ersetzen:

Сl 2 + 2HBr \u003d Br 2 + 2HCl

Br 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaBr

Diese Reaktionen laufen in der Regel in wässrigen Lösungen ab, daher nimmt F 2 nicht daran teil, da es Wasser stark zersetzt:

2 F 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HF + O 2

Die restlichen Halogene sind in H 2 O relativ wenig löslich und wechselwirken in noch geringerem Maße reversibel mit ihm gemäß dem Schema:

G 2 + H 2 O
NG + NRO

Außerdem verschiebt sich das Gleichgewicht dieser Reaktion beim Übergang von Chlor zu Jod immer mehr nach links und ist für I 2 praktisch uncharakteristisch.

Lösungen Kl 2 und Br 2 in Wasser werden als Chlor- bzw. Bromwasser bezeichnet. Neben den Halogenen selbst enthalten diese Lösungen Produkte ihrer Wechselwirkung mit H 2 O, was ihnen bestimmte spezifische Eigenschaften verleiht.