Halogene

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Die vier stabilen Halogene: Ihre Farbigkeit nimmt von Fluor bis Iod zu

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Gruppe	17
Hauptgruppe	7
Periode
2	9 F
3	17 Cl
4	35 Br
5	53 I
6	85 At

Als Halogene [halogeːnə] („Salzbildner“, von agr. ἅλς hals, „Salz“ und γεννάω gennáō, „erzeugen“) werden die Elemente der 7. Hauptgruppe (17. Gruppe) des Periodensystems der chemischen Elemente bezeichnet. Diese Nichtmetalle sind im elementaren Zustand sehr reaktionsfreudig (Fluor kann Brände auslösen), farbig und reagieren mit Metallen zu Salzen (Namensherkunft) und mit Wasserstoff unter Normalbedingung zu Halogenwasserstoffen (gasförmige, einprotonige Säuren).

Im Einzelnen handelt es sich um die Elemente Fluor, Chlor, Brom und Iod, sowie das aufgrund seiner Radioaktivität äußerst seltene und chemisch wenig erforschte Element Astat. Die erstgenannten vier stabilen Elemente spielen eine wichtige Rolle in Chemie und Biologie. Astat findet aufgrund seiner Radioaktivität und Seltenheit keine Verwendung. Die Elemente der direkten Nachbargruppen werden einerseits als Chalkogene und andererseits als Edelgase bezeichnet.

Inhaltsverzeichnis

1 Eigenschaften
- 1.1 Physikalische Eigenschaften
- 1.2 Chemische Eigenschaften
2 Verbindungen
3 Vorkommen
4 Gewinnung der Reinelemente
5 Nachweisreaktionen
- 5.1 Nachweis mit Silbernitrat und Ammoniak
- 5.2 Nachweis mit Chlorwasser und Hexan
6 Siehe auch
7 Weblinks

[Bearbeiten] Eigenschaften

[Bearbeiten] Physikalische Eigenschaften

Elementare Halogene sind farbige, leicht flüchtige bis gasförmige Substanzen, die in Wasser löslich sind (Fluor reagiert). Ihre Farbkraft, Siedetemperatur und Dichte nehmen mit der Ordnungszahl zu, die Giftigkeit (Toxizität) ab. Sie liegen in Form von zweiatomigen Molekülen der Form X₂ vor (z. B. F₂ und Cl₂) und sind daher Nichtleiter (Isolatoren).

[Bearbeiten] Chemische Eigenschaften

Halogene sind sehr reaktionsfreudige Nichtmetalle, da ihnen nur noch ein einziges Valenzelektron zur Vollbesetzung der Valenzschale fehlt. Da die Halogen-Halogen-Bindung nicht sehr stabil ist, reagieren auch Halogenmoleküle heftig; die Reaktivität nimmt, wie die Elektronegativität, von Fluor zu Iod ab. Gleichzeitig steigt die 1. Ionisierungsenergie nach oben hin an. Die Eigenschaften von Astat sind jedoch größtenteils unerforscht, wahrscheinlich ist es aber aus chemischer Sicht dem Iod sehr ähnlich.

Halogene reagieren mit Metallen unter Bildung von Salzen, was ihnen ihren Namen einbrachte.

Beispiel: Bildung von Kochsalz (NaCl):

$\mathrm{2 \ Na + Cl_2 \longrightarrow 2 \ NaCl}$

Halogene reagieren exotherm mit Wasserstoff unter Bildung von Halogenwasserstoffen, die, in Wasser gelöst, mehr oder weniger starke Säuren sind. Die Heftigkeit der Reaktion nimmt von Fluor zu Iod ab.

Beispiel: Chlorknallgasreaktion:

$\mathrm{H_2 + Cl_2 \longrightarrow 2 \ HCl}$

Die Wasserlöslichkeit der Halogene nimmt von Fluor zu Iod ab, wobei Fluor mit Wasser unter Bildung von Fluorwasserstoff und Sauerstoff reagiert.

$\mathrm{2 \ F_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 4 \ HF + O_2}$

Die Farbintensität im gasförmigen Aggregatzustand steigt mit zunehmender Ordnungszahl (siehe Bild oben).

Dichte, Schmelz- und Siedepunkt nehmen aufgrund der Zunahme der Molmasse von oben nach unten zu. Bei Standardbedingungen sind Fluor und Chlor Gase, Brom ist eine Flüssigkeit und Iod fest.

Chlorgas

Brom (flüssig) und Bromdämpfe

Iod (als Kristall)

Die Halogene sind von Iod zu Fluor zunehmend giftig.

[Bearbeiten] Verbindungen

[Bearbeiten] Halogenide

Kupfer(I)-iodid, ein aus Kupfer(II)-sulfat-Lösung und Natriumiodid synthetisierbares Präparat (wasserunlöslich)

Ionische Halogenverbindungen wie z. B. die Chloride sind salzartige Stoffe. Dementsprechend haben sie hohe Schmelzpunkte, sind spröde und elektrische Nichtleiter außer in Schmelze und Lösung. Die meisten Halogenide sind wasserlöslich (wie z. B. Kochsalz, Natriumchlorid; wasserunlöslich sind Blei-, Quecksilber- und Silberhalogenide (vgl. Salzsäuregruppe) sowie Kupfer(I)-halogenide. Viele Halogenide kommen in der Natur in Form von Mineralien vor (s. u.).

[Bearbeiten] Halogenwasserstoffe

siehe auch Hauptartikel: Halogenwasserstoffe

HF, Fluorwasserstoff, ist in Wasser gelöst eine schwache Säure (Flusssäure). Aufgrund der starken Wasserstoffbrücken siedet Fluorwasserstoff trotz der geringen Molmasse erst bei 19,5 °C.
HCl, Chlorwasserstoff, löst sich in Wasser unter Bildung einer starken Säure (Salzsäure). Siedepunkt: −85 °C
HBr, Bromwasserstoff, ist in wässriger Lösung eine der stärksten Säuren (Bromwasserstoffsäure). Siedepunkt: −67 °C
HI, Iodwasserstoff, bildet in Wasser die stärkste bekannte sauerstofffreie Säure (Iodwasserstoffsäure). Siedepunkt: −35 °C

[Bearbeiten] Sauerstoffsäuren der Halogene

Mit Ausnahme von Fluor, dessen einzige Sauerstoffsäure die instabile Hypofluorige Säure ist, bilden die Halogene vier Arten von Sauerstoffsäuren, die wie folgt benannt werden:

HXO: Hypohalogenige Säure (Beispiel: Hypochlorige Säure)
HXO₂: Halogenige Säure (Beispiel: Chlorige Säure)
HXO₃: Halogensäure (Beispiel: Chlorsäure)
HXO₄: Perhalogensäure (Beispiel: Perchlorsäure)

Hypochlorige Säure

Chlorige Säure

Chlorsäure

Perchlorsäure

Die Säurestärke wächst mit steigender Zahl der Sauerstoffatome, ebenso die oxidierende Wirkung. Die meisten Sauerstoffsäuren der Halogene sind sehr instabil und zersetzen sich exotherm.

[Bearbeiten] Interhalogenverbindungen

siehe auch Hauptartikel: Interhalogenverbindungen

Interhalogenverbindungen sind Verbindungen der Halogene untereinander. Es gibt folgende Arten:

XY : alle möglichen Kombinationen existent
XY₃: Y ist immer Fluor (ausgenommen ICl₃)
XY₅: Y ist immer Fluor
XY₇: nur IF₇ bekannt

Interhalogenverbindungen sind bei Standardbedingungen instabil oder äußerst reaktiv.

Es existieren auch Interhalogenidionen wie beispielsweise BrF₆⁻ und IF₆⁻.

[Bearbeiten] Vorkommen

Kochsalzkristalle

Halogene kommen in der Natur vor allem als einfach negativ geladene Anionen in Salzen vor. Das zugehörige Kation ist meist ein Alkali- oder Erdalkalimetall, insbesondere die Natriumsalze der Halogene sind häufig anzutreffen. Aus diesen können dann die Halogene mittels Elektrolyse gewonnen werden. Ein nicht unbeträchtlicher Teil der Halogenide ist im Meerwasser gelöst.

Wichtige Halogenid-Verbindungen:

Natriumfluorid, NaF
Calciumfluorid, CaF₂ (Flussspat)
Natriumchlorid, NaCl (Kochsalz)
Kaliumchlorid, KCl
Natriumbromid, NaBr
Kaliumbromid, KBr
Natriumiodid, NaI

Im Gegensatz zu den anderen Halogenen kommt Iod auch in der Natur als Iodat vor. Astat, das seltenste natürlich vorkommende Element, ist Zwischenprodukt der Uran- und Thoriumzerfallsreihe. Die Gesamtmenge in der Erdkruste beträgt lediglich 25 g.

[Bearbeiten] Gewinnung der Reinelemente

Gedenkmarke anlässlich der Entdeckung von Fluorwasserstoff durch Henri Moissan

Fluorgas F₂ lässt sich nur durch elektrochemische Vorgänge gewinnen, da es kein Element und keine Verbindung gibt, die ein größeres Redox-Potential als Fluor hat und dieses oxidieren könnte (Oxidation, weil Elektronenabgabe von 2 F⁻ zu F₂, andere Halogene dito).

Alle anderen Halogene lassen sich neben dem Elektrochemischen Vorgang (z. B. Chloralkalielektrolyse) auch durch Oxidationsmittel wie MnO₂ (Braunstein), KMnO₄ (Kaliumpermanganat) gewinnen.

Eine weitere Möglichkeit zur Gewinnung von Brom oder Iod ist das Einleiten von Chlorgas als Oxidationsmittel in konzentrierte Bromid- bzw. Iodidlösungen:

$\mathrm{Cl_2 + 2 \ Br^- \longrightarrow 2 \ Cl^- + Br_2}$

$\mathrm{Cl_2 + 2 \ I^- \longrightarrow 2 \ Cl^- + I_2}$

Hier sei zur Gewinnung von Chlor auch das Deacon-Verfahren erwähnt (Redoxreaktion von Salzsäuregas mit Luft als Oxidationsmittel zu Wasser und Chlorgas):

$\mathrm{4 \ HCl + O_2 \ \xrightarrow {450 \, ^{\circ}C, \ Kat} \ 2 \ Cl_2 + 2 \ H_2O}$

[Bearbeiten] Nachweisreaktionen

[Bearbeiten] Nachweis mit Silbernitrat und Ammoniak

Silberiodid in Ammoniak- wasser

Bei Zugabe von Silber(I)nitrat-Lösung zur zu prüfenden Flüssigkeit bildet sich beim Vorhandensein von Halogenid-Ionen ein charakteristisch gefärbter Niederschlag des Silberhalogenids (siehe unter: Nachweise für Anionen). So beispielsweise bei einer Kochsalzlösung:

$\mathrm{NaCl_{ \ (aq)} + AgNO_{3 \ (aq)} \longrightarrow Na^+ + NO_3^- + AgCl_{ \ (s)} \downarrow}$

Der Silberhalogenidniederschlag wird anschließend mit Ammoniakwasser näher untersucht:

Silberfluorid (AgF) ist als einziges Silberhalogenid gut wasserlöslich. Es färbt die Lösung orange.
Silberchlorid (AgCl) bildet einen weißen, käsigen Niederschlag, der sich bei Zugabe von Ammoniak unter Bildung des farblosen Diamminsilber(I)-Komplexes wieder auflöst:

$\mathrm{Ag^+ + 2 \ NH_3 \longrightarrow [Ag(NH_3)_2]^+}$

Silberbromid (AgBr) fällt als hellgelber, nur in konzentriertem Ammoniak löslicher, Niederschlag aus.
Silberiodid (AgI) zeigt sich als ein gelb-grünlicher Niederschlag, der sich auch in konzentriertem Ammoniak nicht löst.

Alle Silberhalogenide zersetzen sich unter Lichteinwirkung und lösen sich in konzentrierter Natriumthiosulfatlösung (Fixiersalz).

[Bearbeiten] Nachweis mit Chlorwasser und Hexan

Halogenid-Nachweis mit Chlorwasser und Hexan

Eine weitere Unterscheidungsmöglichkeit für Brom und Iod ist die Zugabe von Chlorwasser und Hexan, wobei die Halogenidionen zum Halogen oxidiert werden. Dieses löst sich beim Schütteln in der Hexanphase (Extraktion) und kann dort einfach aufgrund der Färbung identifiziert werden:

$\mathrm{2 \ I^- + Cl_2 \longrightarrow I_2 + 2 \ Cl^-}$

Brom: orangebraun
Iod: rosaviolett

Elementares Chlor setzt bei dieser Redoxreaktion aus Natriumbromid (NaBr) elementares Brom frei und es bildet sich Natriumchlorid, wobei das Chlor selbst reduziert und das Brom oxidiert wird.

$\mathrm{Cl_2 + 2\ NaBr \longrightarrow 2\ NaCl + Br_2}$