Anorganische Chemie (Fach) / Sauerstoffsäuren Halogene (Lektion)
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- Sauerstoffsäuren der Halogene-Allgemein Allgemeine Summenformel: HXOn (n = 1,2,3,4); H3IO6, H7I3O14Darstellung: X2 + 2 OH- --> X- + XO- + H2O (Disproportionierung) 3 XO- <--> 2 X- + XO3- durch Oxidation: XO4- (Perhalogenat)durch Reduktion: XO2- (Halogenit)nur HOF (s.o.), HClO4, HIO4, H3IO6 und H7I3O14 sind in Substanz isolierbar
- HClO - 2 Cl2 + 3 HgO + H2O --> HgCl2 ∙ 2 HgO ↓ + 2 HOClAufschlemmen von HgO in H2OBeim Entwässern: 2 HOCl <--> Cl2O (Anhydrid von HOCl, gelb) + H2O- techn. Darstellung: Cl2O + H2O --> 2 HOCl (Einleitung von Cl2O in H2O)- an Licht oder mit Katalysator zerfällt sie in: 2 HClO (aq)--> 2 HCl (aq) + O2 + 92.5 kJ- Disproportionierung im Alkalischen: 3 HClO --> 2 HCl + HClO3 (s.u.)- Eigenschaften: Starkes Oxidationsmittel (E° (HClO/Cl-) = 1,49 V) Leichte Sauerstoffabgabe: HClO --> HCl + „O“ (z.B. SO32- -> SO42-) Schwache Säure (pKs = 7,6)- NaOCl (Natriumhypochlorit): Technisch aus Cl2 + NaOH Handel: 4 Na3PO4 ∙ NaOCl ∙ 44 H2O Bleichmittel Desinfektionsmittel in Schwimmbädern
- HClO_2 - instabil: 5 HClO2 --> 4 ClO2 + HCl + 2 H2O- Chlorite: 2 ClO2 + 2 NaOH --> NaClO2 + NaClO3 + H2O (Disproportionierung)2 ClO2 + 2 NaOH + H2O2 --> 2 NaClO2 + O2 + 2 H2O
- HClO_3 - Darstellung:1) 2 HClO + ClO- --> 2HCl + ClO3- (Disproportionierung) Ansäuern mit wenig HClClO- + HCl --> HClO + Cl-; in der Wärme auch ohne Ansäuern2) 3 Cl2 + 6 OH- --> ClO3- + 5 Cl- + 3 H2O3) technisch: 354 kJ + NaCl (aq) + 3 H2O --> NaClO3 (aq) + 3 H2 Nebenreaktion: anodische Oxidation von ClO-6 ClO-+ 3 H2O --> 2 ClO3-+ 4 Cl-+ 6 H++ 3/2 O2 + 6 e-Unterdrückung der Nebenreaktion durch Säurezugabe (= HClO3 bis 40 %ig in H2O)- beim Wasserentzug:8 HClO3 --> 4 HClO4 + 2 H2O + 3 O2 + 2 Cl23 HClO3 --> HClO4 + H2O + 2 ClO2- Eigenschaften: starkes Oxidationsmittel (E° = 1,45 V (pH = 0) )
- HClO_4 1) 4 KClO3 --> KCl + 3 KClO4 --> HClO42) technisch: ClO3-(aus anod. Oxidation) + H2O --> ClO4-(Perchlorat) + 2 H++ 2 e 3) Cl2 + 8 H2O --> 2 ClO4-+ 16 H++ 14 e-- Handel: 60 – 70 %ige HClO4- Eigenschaften: Starkes Oxidationsmittel (E° = 1,38 V) aufgrund kinetischer Hemmung aberviel schwächer als HClO3- NH4ClO4 + Al-Pulver = fester Raketentreibstoff
- HBrO (Hypobromige Säure) Schwächere Säure als HClO, Darstellung analog. Disproportioniert sehr leicht:3 BrO- --> 2 Br-+ BrO3
- HBrO_2 (Bromige Säure) BrO-+ ClO- --> BrO2 (gelbe Salze) + Cl-
- HBrO_3 (Bromsäure) Darstellung analog HClO3 oder Oxidation mit Cl in basischer Lösung:Br-+ 3 Cl2 + 6 OH- --> BrO3-(Bromat) + 6 Cl-+ 3 H2OBrO3- starkes Oxidationsmittel --> “Bromatometrie“Umkehrung der Bildungsreaktion: Komproportionierung:BrO3-+ 5 Br-+ 6 H+ <--> 3 Br2 + 3 H2O ; Mechanismus: SN2-Reaktion
- HBrO_4 (Perbromsäure) Länge unbekannt! Nur mit extremen Oxidationsmitteln aus BrO3-(1968):BrO3-+ F2 + H2O --> BrO4-+ 2 HF (auch mit XeF2, KrF2)Anodisch in verd. Lösung analog zu HClO4 (trages Oxidationsmittel!)
- HIO_3 (Iodsäure) Darstellung: I2 + 6 H2O + 5 Cl- --> 2 HIO3 + 10 HCl (entfernen mit Ag+, sonst Rückreaktion)Iodate: 3 I2 + 6 OH- --> IO3-+ 5 I-+ 3 H2OHIO3 ist wasserfrei isolierbar; pKs = 0.8 (mittelstarke S.)E° (IO3-/I2) = 1.19 V --> kräftiges Ox.mittelAb 100 °C: HIO3 ∙ I2O5Ab 200 °C: I2O5 allg. Beständiger als ClO3-und BrO3-