„Halogenmethane“ – Versionsunterschied
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Einige Halogenmethane vervielfachen die Giftigkeit von anderen Verbindungen wie zum Beispiel die des [[Insektizid]]s [[Chlordecon]].<ref name="Raymond S.H. Yang">{{Literatur| Autor=Raymond S.H. Yang | Titel=Toxicology of Chemical Mixtures Case Studies, Mechanisms, and Novel Approaches | Verlag=Elsevier | ISBN=978-1-4832-8940-3 | Jahr=2013 | Online={{Google Buch | BuchID=7CElBQAAQBAJ | Seite=301 }} | Seiten=301 }}</ref> |
Halogenmethane werden vom Organismus nach Einatmen oder Verschlucken schnell resorbiert. Da sie die Blut-Hirnschranke überwinden können, treten bei akuten Vergiftungen häufig betäubende Wirkungen auf.<ref name="Manfred Sietz">{{Literatur| Autor=Manfred Sietz | Titel=Umweltschutz, Produktqualität und Unternehmenserfolg Vom Öko-Audit zur Ökobilanz | Verlag=Springer-Verlag | ISBN=978-3-642-93580-0 | Jahr=2013 | Online={{Google Buch | BuchID=FLmoBgAAQBAJ | Seite=293 }} | Seiten=293 }}</ref> Einige Halogenmethane vervielfachen die Giftigkeit von anderen Verbindungen wie zum Beispiel die des [[Insektizid]]s [[Chlordecon]].<ref name="Raymond S.H. Yang">{{Literatur| Autor=Raymond S.H. Yang | Titel=Toxicology of Chemical Mixtures Case Studies, Mechanisms, and Novel Approaches | Verlag=Elsevier | ISBN=978-1-4832-8940-3 | Jahr=2013 | Online={{Google Buch | BuchID=7CElBQAAQBAJ | Seite=301 }} | Seiten=301 }}</ref> |
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Version vom 10. April 2016, 13:43 Uhr
Die Halogenmethane sind eine Untergruppe der Halogenkohlenwasserstoffe die sich vom Methan ableiten und bei dem mindestens ein Wasserstoffatom durch eines der Halogene Fluor, Chlor, Brom oder Iod ersetzt wurde. In der organischen Chemie werden einfach halogenierte Kohlenwasserstoffe mit R–X abgekürzt, wobei R für einen Kohlenwasserstoffrest und X für ein Halogenatom steht. In Abhängigkeit von der Anzahl der Halogenatome im Molekül unterscheidet man Mono-, Di-, Tri- und Tetrahalogenmethane.
Theoretisch sind so 69 verschiedene Halogenmethane möglich, davon zum Beispiel vier Monohalogenmethane und 20 Halogenmethane mit nur einem Halogen.[1]
Vorkommen und Darstellung
Halogenmethane sind sowohl natürlich vor allem in Meeresumgebungen vorkommende, als auch künstlich hergestellte Verbindungen. Sie werden in erheblichen Mengen biogen durch marine Algen, Mikroorganismen und Pilze gebildet. Darüber hinaus kommt es zur Bildung bei Waldbränden und Vulkaneruptionen. Die globale Emission von Chlormethan und Iodmethan durch marine und terrestrische Biomasse wird auf etwa 5 Millionen Tonnen pro Jahr geschätzt und ist damit weit höher als der anthropogene Eintrag.[2] Auch andere Halogenmethane entstehen in großer Menge natürlich.[3]
Eigenschaften
Wie Methan selbst sind Halogenmethane tetraedrische Moleküle. Da die Halogenatome untereinander und gegenüber von Wasserstoff sehr unterschiedlich in Größe und Ladung sind, weichen die Halogenmethanmoleküle je nach Zusammensetzung von der perfekten Tetraedersymmetrie und von den Eigenschaften des Methans ab. Halogenmethane besitzen meist eine höhere Siedetemperatur als der von Methan, da ihre Moleküle aufgrund zunehmender Van-der-Waals-Kräfte stärker miteinander wechselwirken. Dies beruht vor allem auf der besseren Polarisierbarkeit von Halogenen gegenüber Wasserstoff, die innerhalb der Halogengruppe von oben nach unten zunimmt. So sind Fluor- und Chlormethan bei Raumtemperatur gasförmig, Iodmethan flüssig, das komplett halogenierte Tetraiodmethan liegt bereits als Feststoff vor. Eine Besonderheit stellen Fluormethane dar, bei denen sich der Siedepunkt mit zunehmendem Fluorierungsgrad sogar verringern kann. Hier spielen Dispersionskräfte aufgrund der schlechten Polarisierbarkeit des Fluors eine wesentlich geringere Rolle. An ihre Stelle treten deutlich schwächere Dipol-Dipol-Kräfte, die durch die hohe Elektronegativitätsdifferenz zwischen Fluor und Kohlenstoff zustande kommen und stark von der Molekülgeometrie abhängig sind.[4] So liegt die Siedetemperatur von Tetrafluormethan mit −128 °C unterhalb der von Trifluormethan mit −82 °C. Die Halogenmethane sind weit weniger entzündlich als Methan. Im Allgemeinen ist die Reaktivität bei Iodmethanen am höchsten und am niedrigsten für Fluormethane. Der Dampfdruck der Verbindungen sinkt mit zunehmender Halogenierung, wobei Fluor einen geringeren Effekt besitzt. Die Wasserlöslichkeit sinkt mit zunehmender Halogenierung, ist jedoch im allgemeinen weit höher als die von Methan. Gegenteiliges gilt für die Henry Konstante.[5]
Verwendung
Halogenmethane werden vor allem als Kältemittel, Lösungsmittel, Treibmittel, Begasungsmittel und als Zwischenprodukte zur Herstellung anderer chemischer Verbindungen eingesetzt.
So werden Dichlormethan und Trichlormethan (Chloroform) werden beispielsweise zum Extrahieren pflanzlicher Öle, zur Entkoffeinierung und zum Entfetten von Metallteilen verwendet. Chloroform wurde früher auch als Narkosemittel, Tetrachlormethan als Lösungsmittel und früher auch als Feuerlöschmittel eingesetzt. Trichlorfluormethan, FCKW (CCl3F) dient als Treibgas bzw. Kältemittel.
Einige andere Halogenmethane wurden als Kältemittel eingesetzt. Wegen der ozonabbauenden Wirkung wurde aber 1987 im Montreal-Protokoll unter Beteiligung von etwa 70 Nationen der Ausstieg aus Herstellung und Verwendung der FCKW beschlossen und später in nationale Bestimmungen übernommen, so für Deutschland durch einen Beschluss des Bundeskabinetts vom 30. Mai 1990 die „FCKW-Halon-Verbots-Verordnung“ (Halon = halogenierter Kohlenwasserstoff, der neben Fluor oder Chlor auch Brom enthält).
ASHRAE-Nummer Formel Name Gruppe R-10 CCl4 Tetrachlormethan CKW R-11 CFCl3 Trichlorfluormethan FCKW R-12 CF2Cl2 Dichlordifluormethan FCKW R-12B1 CF2ClBr Bromchlordifluormethan FCKW R-12B2 CF2Br2 Dibromdifluormethan FCKW R-13 CF3Cl Chlortrifluormethan FCKW R-13B1 CF3Br Bromtrifluormethan FCKW R-14 CF4 Tetrafluormethan FKW R-20 CHCl3 Chloroform R-21 CHFCl2 Dichlorfluormethan HFCKW R-22 CHF2Cl Chlordifluormethan HFCKW R-22B1 CHF2Br Bromdifluormethan HFCKW R-23 CHF3 Fluoroform HFKW R-30 CH2Cl2 Dichlormethan R-31 CH2FCl Chlorfluormethan HFCKW R-32 CH2F2 Difluormethan HFKW R-40 CH3Cl Chlormethan R-41 CH3F Fluormethan
Sicherheitshinweise
Halogenmethane werden vom Organismus nach Einatmen oder Verschlucken schnell resorbiert. Da sie die Blut-Hirnschranke überwinden können, treten bei akuten Vergiftungen häufig betäubende Wirkungen auf.[6] Einige Halogenmethane vervielfachen die Giftigkeit von anderen Verbindungen wie zum Beispiel die des Insektizids Chlordecon.[7]
Einzelnachweise
- ↑ Parthasarathy Namhi: Counting halomethanes. In: Journal of Chemical Education. 64, 1987, S. 678, doi:10.1021/ed064p678.
- ↑ Rainer Koch: Umweltchemikalien Physikalisch-chemische Daten, Toxizitäten, Grenz- und Richtwerte, Umweltverhalten. John Wiley & Sons, 2008, ISBN 3-527-62481-3, S. 266 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Anders Grimvall, Ed W.B. de Leer: Naturally-Produced Organohalogens. Springer Science & Business Media, 1995, ISBN 978-0-7923-3435-4, S. 30 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Joachim Buddrus: Grundlagen der Organischen Chemie. 4. Auflage. Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-024894-4, S. 248 (Volltext/Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Alasdair H. Neilson: Organic Bromine and Iodine Compounds. Springer Science & Business Media, 2003, ISBN 978-3-540-02777-5, S. 308 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Manfred Sietz: Umweltschutz, Produktqualität und Unternehmenserfolg Vom Öko-Audit zur Ökobilanz. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-93580-0, S. 293 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Raymond S.H. Yang: Toxicology of Chemical Mixtures Case Studies, Mechanisms, and Novel Approaches. Elsevier, 2013, ISBN 978-1-4832-8940-3, S. 301 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).