Gruppe	17
Hauptgruppe	7
Periode
2	9 F
3	17 Cl
4	35 Br
5	53 I
6	85 At
7	117 Uus

Halogene.jpg Als Halogene bezeichnet man die Elemente der 7. Hauptgruppe des chemischen Periodensystems (bzw. der Gruppe 17 nach der neuen Nummerierung durch die IUPAC). Die Bezeichnung Halogen leitet sich ab von den beiden griechischen Wörtern "hals" (Salz) und "gennan" (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. Das Element 117 (Ununseptium) konnte bislang nicht nachgewiesen werden. Die erstgenannten vier stabilen Elemente spielen eine wichtige Rolle in Chemie und Biologie. Astat und Ununseptium finden aufgrund ihrer Radioaktivität und Seltenheit keine Verwendung. Die Elemente der nächsten Nachbargruppen sind die Chalkogene und die Edelgase.

Eigenschaften

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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.

Charakteristische Reaktionen

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

Beispiel: Bildung von Kochsalz (NaCl):

$2\backslash \; \backslash mathrm\{Na\}\; +\; \backslash mathrm\{Cl\_2\}\; \backslash longrightarrow\; 2\backslash \; \backslash mathrm\{NaCl\}$

• 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:

$\backslash mathrm\{H\_2\}\; +\; \backslash mathrm\{Cl\_2\}\; \backslash longrightarrow\; 2\backslash \; \backslash mathrm\{HCl\}$

Physikalische Eigenschaften

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

$2\backslash \; \backslash mathrm\{F\_2\}\; +\; 2\backslash \; \backslash mathrm\{H\_2O\}\; \backslash longrightarrow\; 4\backslash \; \backslash mathrm\{HF\}\; +\; \backslash mathrm\{O\_2\}$

• Die Farbintensität im gasförmigen Aggregatzustand steigt mit zunehmender Ordnungszahl:

Bild:Brom_amp.jpg|Bromdämpfe Bild:Chlor_amp.jpg|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.

Verbindungen

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HFBm.jpg

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

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)

Bild:Hypochlorige Säure.png|Hypochlorige Säure Bild:Chlorige Säure.png|Chlorige Säure Bild:Chlorsaeure.png|Chlorsäure Bild:Perchlorsäure.png|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.

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 Interhalogenionen wie beispielsweise BrF₆^- und IF₆^-.

Vorkommen

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Halit-Kristalle.jpg 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
• Kalziumfluorid, 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.

Gewinnung der Reinelemente

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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:

$\backslash mathrm\{Cl\_2\; +\; 2\backslash \; Br^-\; \backslash longrightarrow\; \backslash \; 2\backslash \; Cl^-\; +\; 2\backslash \; Br\_2\}$

$\backslash mathrm\{Cl\_2\; +\; 2\backslash \; I^-\; \backslash longrightarrow\; \backslash \; 2\backslash \; Cl^-\; +\; 2\backslash \; I\_2\}$

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

$\backslash mathrm\{4\backslash \; HCl\; +\; O\_2\backslash \; \_\{\backslash overrightarrow\; \{\; 450\backslash ,^\{\backslash circ\}\backslash mathrm\{C\}\backslash \; Kat\; \}\}\backslash \; 2\backslash \; Cl\_2\; +\; 2\backslash \; H\_2O\}$

Nachweis

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Nachweis mit Silbernitrat und Ammoniak

Silberiodid.jpg 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:

$\backslash mathrm\{NaCl\_\{\; (aq)\}\}\; +\; \backslash mathrm\{AgNO\_\{3\; (aq)\}\}\; \backslash longrightarrow\; \backslash mathrm\{Na^+\}\; +\; \backslash mathrm\{NO\_3^\{-\}\}\; +\; \backslash mathrm\{AgCl\_\{(s)\}\}\; \backslash downarrow$

• 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:

$\backslash mathrm\{Ag^+\}\; +\; 2\backslash \; \backslash mathrm\{NH\_3\}\; \backslash longrightarrow\; \backslash mathrm\{*^+\}$

• 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.

Nachweis mit Chlorwasser und Hexan

Halogenidnachweis.jpg

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:

$\backslash mathrm\{2\backslash ,I^\{\backslash operatorname\{-\}\}\; +\; Cl\_2\; \backslash longrightarrow\; I\_2\; +\; 2\backslash ,Cl^\{\backslash operatorname\{-\}\}\; \}$

• Brom: orangebraun
• Iod: rosaviolett

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

$\backslash mathrm\{Cl\_2\; +\; 2\backslash \; NaBr\; \backslash longrightarrow\; 2\backslash \; NaCl\; +\; Br\_2\}$

Siehe auch:

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• Halogenlampe
• Halogenierung

Weblinks

• Kurzbeschreibung der Halogene
• Interessante Seite über Halogene in der Umwelt

Stoffgruppe

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