Halogen

ChemicalEdit

The halogens show trends in chemical bond energy moving from top to bottom of the periodic table column with fluorine deviating slightly. It follows a trend in having the highest bond energy in compounds with other atoms, but it has very weak bonds within the diatomic F2 molecule. This means that further down group 17 in the periodic table, the reactivity of elements decreases because of the increasing size of the atoms.

Halogens are highly reactive, and as such can be harmful or lethal to biological organisms in sufficient quantities. This high reactivity is due to the high electronegativity of the atoms due to their high effective nuclear charge. Because the halogens have seven valence electrons in their outermost energy level, they can gain an electron by reacting with atoms of other elements to satisfy the octet rule. Fluorine is the most reactive of all elements; it is the only element more electronegative than oxygen, it attacks otherwise-inert materials such as glass, and it forms compounds with the usually inert noble gases. It is a corrosive and highly toxic gas. Fluor ist so reaktionsfreudig, dass es bei der Verwendung oder Lagerung von Laborglas in Gegenwart von geringen Mengen Wasser mit Glas reagieren und Siliziumtetrafluorid (SiF4) bilden kann. Daher muss Fluor mit Stoffen wie Teflon (das selbst eine fluororganische Verbindung ist), extrem trockenem Glas oder Metallen wie Kupfer oder Stahl gehandhabt werden, die auf ihrer Oberfläche eine schützende Fluoridschicht bilden.

Die hohe Reaktivität von Fluor ermöglicht einige der stärksten möglichen Bindungen, insbesondere zu Kohlenstoff. Teflon beispielsweise besteht aus Fluor in Verbindung mit Kohlenstoff und ist extrem widerstandsfähig gegen thermische und chemische Angriffe und hat einen hohen Schmelzpunkt.

MoleküleBearbeiten

Diatomare HalogenmoleküleBearbeiten

Die Halogene bilden homonukleare zweiatomige Moleküle (für Astatin nicht nachgewiesen).

Aufgrund der relativ schwachen zwischenmolekularen Kräfte gehören Chlor und Fluor zur Gruppe der so genannten „Elementargase“.

halogen	molecule	structure	model	d(X−X) / pm (gas phase)	d(X−X) / pm (solid phase)
fluorine	F2
chlorine	Cl2
bromine	Br2
iodine	I2

The elements become less reactive and have higher melting points as the atomic number increases. The higher melting points are caused by stronger London dispersion forces resulting from more electrons.

CompoundsEdit

Hydrogen halidesEdit

All of the halogens have been observed to react with hydrogen to form hydrogen halides. Bei Fluor, Chlor und Brom verläuft diese Reaktion in der Form:

H2 + X2 → 2HX

Jodwasserstoff und Astatwasserstoff können sich jedoch wieder in ihre Bestandteile aufspalten.

Die Wasserstoff-Halogen-Reaktionen werden zu den schwereren Halogenen hin immer weniger reaktiv. Eine Fluor-Wasserstoff-Reaktion ist auch bei Dunkelheit und Kälte explosiv. Eine Chlor-Wasserstoff-Reaktion ist ebenfalls explosiv, aber nur in Gegenwart von Licht und Wärme. Eine Brom-Wasserstoff-Reaktion ist noch weniger explosiv; sie ist nur bei Flammeneinwirkung explosiv. Jod und Astatin reagieren nur teilweise mit Wasserstoff und bilden Gleichgewichte.

Alle Halogene bilden mit Wasserstoff binäre Verbindungen, die als Halogenwasserstoffe bezeichnet werden: Fluorwasserstoff (HF), Chlorwasserstoff (HCl), Bromwasserstoff (HBr), Jodwasserstoff (HI) und Astatwasserstoff (HAt). Alle diese Verbindungen bilden Säuren, wenn sie mit Wasser gemischt werden. Fluorwasserstoff ist der einzige Halogenwasserstoff, der Wasserstoffbrücken bildet. Salzsäure, Bromwasserstoffsäure, Iodwasserstoffsäure und Asterwasserstoffsäure sind allesamt starke Säuren, während Flusssäure eine schwache Säure ist.

Alle Halogenwasserstoffe sind reizend. Fluorwasserstoff und Chlorwasserstoff sind stark säurehaltig. Fluorwasserstoff wird als Industriechemikalie verwendet und ist hochgiftig, verursacht Lungenödeme und schädigt Zellen. Auch Chlorwasserstoff ist eine gefährliche Chemikalie. Das Einatmen von Gas mit mehr als fünfzig Teilen Chlorwasserstoff pro Million kann beim Menschen zum Tod führen. Bromwasserstoff ist noch giftiger und reizender als Chlorwasserstoff. Das Einatmen von Gasen mit einem Bromwasserstoffgehalt von mehr als dreißig Teilen pro Million kann für den Menschen tödlich sein. Jodwasserstoff ist wie andere Halogenwasserstoffe giftig.

MetallhalogenideBearbeiten

Es ist bekannt, dass alle Halogene mit Natrium unter Bildung von Natriumfluorid, Natriumchlorid, Natriumbromid, Natriumiodid und Natriumastatid reagieren. Bei der Reaktion von erhitztem Natrium mit Halogenen entstehen hell-orangefarbene Flammen. Die Reaktion von Natrium mit Chlor verläuft wie folgt:

2Na + Cl2 → 2NaCl

Eisen reagiert mit Fluor, Chlor und Brom unter Bildung von Eisen(III)-halogeniden. Diese Reaktionen verlaufen wie folgt:

2Fe + 3X2 → 2FeX3

Reagiert Eisen jedoch mit Jod, bildet es nur Eisen(II)-Jodid.

Fe+I2→FeI2

Eisenwolle kann auch bei kalten Temperaturen schnell mit Fluor reagieren und die weiße Verbindung Eisen(III)-fluorid bilden. Wenn Chlor mit einem erhitzten Eisen in Berührung kommt, reagieren sie zum schwarzen Eisen(III)-chlorid. Sind die Reaktionsbedingungen jedoch feucht, führt diese Reaktion stattdessen zu einem rötlich-braunen Produkt. Eisen kann auch mit Brom unter Bildung von Eisen(III)-bromid reagieren. Diese Verbindung ist unter trockenen Bedingungen rötlich-braun. Die Reaktion von Eisen mit Brom ist weniger reaktiv als die Reaktion mit Fluor oder Chlor. Heißes Eisen kann auch mit Jod reagieren, aber es bildet Eisen(II)-Jodid. Diese Verbindung kann grau sein, aber die Reaktion ist immer mit überschüssigem Jod verunreinigt, so dass dies nicht mit Sicherheit bekannt ist. Die Reaktion von Eisen mit Iod ist weniger heftig als die Reaktion mit den leichteren Halogenen.

InterhalogenverbindungenBearbeiten

Interhalogenverbindungen liegen in Form von XYn vor, wobei X und Y Halogene sind und n eins, drei, fünf oder sieben ist. Interhalogenverbindungen enthalten höchstens zwei verschiedene Halogene. Große Interhalogene wie ClF3 können durch Reaktion eines reinen Halogens mit einem kleineren Interhalogen wie ClF hergestellt werden. Alle Interhalogene mit Ausnahme von IF7 können durch direkte Kombination reiner Halogene unter verschiedenen Bedingungen hergestellt werden.

Interhalogene sind in der Regel reaktiver als alle zweiatomigen Halogenmoleküle mit Ausnahme von F2, da Interhalogenbindungen schwächer sind. Die chemischen Eigenschaften von Interhalogenen sind jedoch immer noch ungefähr die gleichen wie die der zweiatomigen Halogene. Viele Interhalogene bestehen aus einem oder mehreren Fluoratomen, die an ein schwereres Halogen gebunden sind. Chlor kann sich mit bis zu drei Fluoratomen verbinden, Brom mit bis zu fünf Fluoratomen und Jod mit bis zu sieben Fluoratomen. Die meisten Interhalogenverbindungen sind kovalente Gase. Einige Interhalogene sind jedoch flüssig, wie z. B. BrF3, und viele jodhaltige Interhalogene sind fest.

Halogenorganische VerbindungenBearbeiten

Viele synthetische organische Verbindungen wie Kunststoffpolymere und einige natürliche enthalten Halogenatome; diese werden als halogenierte Verbindungen oder organische Halogenide bezeichnet. Chlor ist das bei weitem häufigste der Halogene im Meerwasser und das einzige, das der Mensch in relativ großen Mengen (als Chloridionen) benötigt. Chloridionen spielen zum Beispiel eine Schlüsselrolle bei der Gehirnfunktion, indem sie die Wirkung des hemmenden Transmitters GABA vermitteln, und werden vom Körper auch zur Produktion von Magensäure verwendet. Jod wird in Spuren für die Produktion von Schilddrüsenhormonen wie Thyroxin benötigt. Organohalogene werden auch durch die nukleophile Abstraktionsreaktion synthetisiert.

Polyhalogenierte VerbindungenBearbeiten

Polyhalogenierte Verbindungen sind industriell hergestellte Verbindungen, die mit mehreren Halogenen substituiert sind. Viele von ihnen sind sehr giftig, akkumulieren sich im Menschen und haben ein sehr breites Anwendungsspektrum. Dazu gehören PCBs, PBDEs und perfluorierte Verbindungen (PFCs) sowie zahlreiche andere Verbindungen.

ReaktionenBearbeiten

Reaktionen mit WasserBearbeiten

Fluor reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Sauerstoff (O2) und Fluorwasserstoff (HF):

2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(aq)

Chlor hat eine maximale Löslichkeit von ca. 7,1 g Cl2 pro kg Wasser bei Raumtemperatur (21 °C). Gelöstes Chlor reagiert unter Bildung von Salzsäure (HCl) und unterchloriger Säure, einer Lösung, die als Desinfektionsmittel oder Bleichmittel verwendet werden kann:

Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)

Brom hat eine Löslichkeit von 3.41 g pro 100 g Wasser, reagiert aber langsam unter Bildung von Bromwasserstoff (HBr) und hypobromiger Säure (HBrO):

Br2(g) + H2O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)

Jod hingegen ist in Wasser kaum löslich (0,03 g/100 g Wasser bei 20 °C) und reagiert nicht mit diesem. Allerdings bildet Iod in Gegenwart von Iodid-Ionen, z. B. durch Zugabe von Kaliumiodid (KI), eine wässrige Lösung, da das Triiodid-Ion gebildet wird.

Physikalische und atomareEigenschaften

Die folgende Tabelle ist eine Zusammenfassung der wichtigsten physikalischen und atomaren Eigenschaften der Halogene. Die mit Fragezeichen gekennzeichneten Daten sind entweder unsicher oder sind Schätzungen, die teilweise auf periodischen Trends und nicht auf Beobachtungen beruhen.

IsotopeBearbeiten

Fluor hat ein stabiles und natürlich vorkommendes Isotop, Fluor-19. In der Natur gibt es jedoch Spuren des radioaktiven Isotops Fluor-23, das durch Clusterzerfall von Protactinium-231 entsteht. Insgesamt wurden achtzehn Isotope des Fluors mit Atommassen zwischen 14 und 31 entdeckt. Chlor hat zwei stabile und natürlich vorkommende Isotope, Chlor-35 und Chlor-37. Allerdings gibt es in der Natur auch Spuren des Isotops Chlor-36, das durch Spallation von Argon-36 entsteht. Insgesamt wurden 24 Chlorisotope mit Atommassen zwischen 28 und 51 entdeckt.

Es gibt zwei stabile und natürlich vorkommende Isotope von Brom, Brom-79 und Brom-81. Insgesamt wurden 33 Isotope von Brom entdeckt, deren Atommassen zwischen 66 und 98 liegen. Es gibt ein stabiles und natürlich vorkommendes Isotop des Jods, Jod-127. Das radioaktive Isotop Jod-129, das durch Spallation und den radioaktiven Zerfall von Uran in Erzen entsteht, kommt jedoch in der Natur in Spuren vor. Mehrere andere radioaktive Isotope des Jods sind ebenfalls auf natürliche Weise durch den Zerfall von Uran entstanden. Insgesamt wurden 38 Jodisotope mit Atommassen zwischen 108 und 145 entdeckt.

Es gibt keine stabilen Isotope des Astatins. Es gibt jedoch vier natürlich vorkommende radioaktive Isotope von Astat, die durch radioaktiven Zerfall von Uran, Neptunium und Plutonium entstehen. Diese Isotope sind Astatin-215, Astatin-217, Astatin-218 und Astatin-219. Insgesamt wurden 31 Isotope von Astat entdeckt, deren Atommassen zwischen 191 und 227 liegen.

Tennessin hat nur zwei bekannte synthetische Radioisotope, Tennessin-293 und Tennessin-294.