„Halogene" – Versionsunterschied

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Als Halogene bezeichnet man die Elemente der 7. Gruppe des chemischen Periodensystems.(Die Bezeichnung Halogen leitet sich ab von den beiden griechischen Wörtern „άλς" (Salz) und „γενναώ" (erzeugen) und bedeutet übersetzt „Salzbildner".

Die Halogene im einzelnen sind Fluor, Chlor, Brom und Iod, sowie das aufgrund seiner Radioaktivität äußerst seltene und weitgehend unerforschte 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 nächsten Nachbargruppen sind die Chalkogene und die Edelgase.

Elementare Halogene liegen in Form von zweiatomigen Molekülen der Form X₂ vor, wie beispielsweise F₂ und Cl₂.

Weil ihnen nur noch ein einziges Valenzelektron zur Vollbesetzung der Valenzschale fehlt, sind alle Halogene im atomaren Zustand sehr reaktionsfreudig. 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 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):

${\displaystyle 2\ \mathrm {Na} +\mathrm {Cl_{2}} \longrightarrow 2\ \mathrm {NaCl} }${\displaystyle 2\ \mathrm {Na} +\mathrm {Cl_{2}} \longrightarrow 2\ \mathrm {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:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}} +\mathrm {Cl_{2}} \longrightarrow 2\ \mathrm {HCl} }${\displaystyle \mathrm {H_{2}} +\mathrm {Cl_{2}} \longrightarrow 2\ \mathrm {HCl} }

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

${\displaystyle 2\ \mathrm {F_{2}} +2\ \mathrm {H_{2}O} \longrightarrow 4\ \mathrm {HF} +\mathrm {O_{2}} }${\displaystyle 2\ \mathrm {F_{2}} +2\ \mathrm {H_{2}O} \longrightarrow 4\ \mathrm {HF} +\mathrm {O_{2}} }

• Die Farbintensität im gasförmigen Aggregatzustand steigt mit zunehmender Ordnungszahl:

• Bromdämpfe
  Bromdämpfe
• Chlorgas
  Chlorgas

• 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.

• Die Halogene sind von Iod zu Fluor zunehmend giftig.

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

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
  hypochlorige Säure
• chlorige Säure
  chlorige Säure
• Chlorsäure
  Chlorsäure
• Perchlorsäure
  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.

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^-.

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 gerade einmal 25 Gramm.

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 in konzentrierte Bromid- bzw. Iodidlösungen:

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ Br^{-}\longrightarrow \ 2\ Cl^{-}+Br_{2}} }${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ Br^{-}\longrightarrow \ 2\ Cl^{-}+Br_{2}} }

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ I^{-}\longrightarrow \ 2\ Cl^{-}+I_{2}} }${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ I^{-}\longrightarrow \ 2\ Cl^{-}+I_{2}} }

Hier sei zur Gewinnung von Chlor auch das Deacon-Verfahren erwähnt (Oxidation von Salzsäuregas zu Wasser und Chlorgas):

${\displaystyle \mathrm {4\ HCl+O_{2}\ _{\overrightarrow {450,円^{\circ }\mathrm {C} \ Kat}}\ 2\ Cl_{2}+2\ H_{2}O} }${\displaystyle \mathrm {4\ HCl+O_{2}\ _{\overrightarrow {450,円^{\circ }\mathrm {C} \ Kat}}\ 2\ Cl_{2}+2\ H_{2}O} }

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

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

• 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:

${\displaystyle \mathrm {Ag^{+}} +2\ \mathrm {NH_{3}} \longrightarrow \mathrm {[Ag(NH_{3})_{2}]^{+}} }${\displaystyle \mathrm {Ag^{+}} +2\ \mathrm {NH_{3}} \longrightarrow \mathrm {[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.

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:

${\displaystyle \mathrm {2,円I^{\operatorname {-} }+Cl_{2}\longrightarrow I_{2}+2,円Cl^{\operatorname {-} }} }${\displaystyle \mathrm {2,円I^{\operatorname {-} }+Cl_{2}\longrightarrow I_{2}+2,円Cl^{\operatorname {-} }} }

• 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.

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ NaBr\longrightarrow 2\ NaCl+Br_{2}} }${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ NaBr\longrightarrow 2\ NaCl+Br_{2}} }

• Halogenlampe
• Halogenierung

• Seite über Halogene in der Umwelt
• Kurzbeschreibung der Halogene
• Noch eine Kurzbeschreibung der Halogene
• Reaktivität der Halogene anhand des Beispiels Na + Cl

• Stoffgruppe
• Halogen

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