Warum nimmt die Reaktivität der Halogene ab

Elementare Halogene sind farbige, gasförmige oder leicht flüchtige flüssige oder feste Substanzen, die in Wasser löslich sind. (Fluor reagiert dabei mit Wasser.) Mit ihrer Ordnungszahl steigen Farbintensität, Dichte und Siedepunkt an. Alle liegen als zweiatomige Moleküle der Form X2 vor (z. B. F2 und Cl2) und sind elektrische Nichtleiter, jedoch zeigt Iod unter bestimmten Bedingungen Halbleitereigenschaften, und Astat als Halbmetall dürfte einen echten Halbleiter darstellen.

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Dormagen, Deutschland
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Sicius, H. (2016). Eigenschaften. In: Halogene: Elemente der siebten Hauptgruppe. essentials. Springer Spektrum, Wiesbaden. https://doi.org/10.1007/978-3-658-10190-9_4

Zu den Halogenen gehören die Elemente Fluor, Chlor, Brom, Iod und das äußerst seltene radioaktive Element Astat. Die erstgenannten vier stabilen Elemente spielen wichtige Rollen in Chemie, Biologie und Medizin. Astat dient in organischen Verbindungen in der Nuklearmedizin zur Bestrahlung bösartiger Tumore. Die Elemente der direkten Nachbargruppen werden einerseits als Chalkogene und andererseits als Edelgase bezeichnet.

Herkunft des Namens

Als Halogene (Salzbildner, von agr. halos = Salz und gennáo = 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).

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).

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.

Die Halogene [halogeːnə] („Salzbildner“, von altgriechisch ἅλς háls „Salz“ und γεννᾶν gennãn „erzeugen“) bilden die 7. Hauptgruppe oder nach neuer Gruppierung des Periodensystems die Gruppe 17 im Periodensystem der Elemente, die aus folgenden sechs Elementen besteht: Fluor, Chlor, Brom, Iod, dem äußerst seltenen radioaktiven Astat und dem 2010 erstmals künstlich erzeugten, sehr instabilen Tenness[1]. Die Gruppe der Halogene steht am rechten Rand des Periodensystems zwischen den Chalkogenen (6. Hauptgruppe) und Edelgasen (8. Hauptgruppe). Die Namensgebung dieser Gruppe geht auf Jöns Jakob Berzelius zurück, der die Bezeichnung corpora halogenia vorschlug.[2]

Diese Nichtmetalle sind im elementaren Zustand sehr reaktionsfreudig (Fluor kann unter Feuererscheinung reagieren), farbig und reagieren mit Metallen zu Salzen (Namensherkunft) und mit Wasserstoff unter Normalbedingung zu Halogenwasserstoffen (gasförmige, einprotonige Säuren).

Fluor, Chlor, Brom und Iod spielen wichtige Rollen in Chemie, Biologie und Medizin. Astat dient in organischen Verbindungen in der Nuklearmedizin zur Bestrahlung von bösartigen Tumoren.[3]

Vorkommen

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:

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 Thoriumzerfallsreihen. Die Gesamtmenge in der Erdkruste beträgt lediglich 25 g.

Gewinnung der Reinelemente

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 analog).

Alle anderen Halogene lassen sich neben der elektrochemischen Darstellung (z. B. Chloralkalielektrolyse) auch mit Oxidationsmittel wie MnO2 (Braunstein), KMnO4 (Kaliumpermanganat) herstellen.

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

Cl2+2 Br−⟶2 Cl−+Br2{\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+2\ Br^{-}\longrightarrow 2\ Cl^{-}+Br_{2}} }

Cl2+2 I−⟶2 Cl−+I2{\displaystyle \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):

4 HCl+O2 →450∘C, Kat 2 Cl2+2 H2O{\displaystyle \mathrm {4\ HCl+O_{2}\ {\xrightarrow {450\,^{\circ }C,\ Kat}}\ 2\ Cl_{2}+2\ H_{2}O} }

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

HalogenMolekülStrukturModelld(X–X) / pm
(Gasphase)d(X–X) / pm
(Feststoff)FluorF2143149ChlorCl2199198BromBr2228227IodI2266272

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

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):2 Na+Cl2⟶2 NaCl{\displaystyle \mathrm {2\ Na+Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl} }

Beispiel: Chlorknallgasreaktion:H2+Cl2⟶2 HCl{\displaystyle \mathrm {H_{2}+Cl_{2}\longrightarrow 2\ HCl} }

2 F2+2 H2O⟶4 HF+O2{\displaystyle \mathrm {2\ F_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 4\ HF+O_{2}} }

Chlor reagiert mit Wasser zu Chlorwasserstoff und Hypochloriger Säure.Cl2+H2O⟶HCl+HClO{\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow HCl+HClO} }

Ebenso reagiert Brom mit Wasser zu Bromwasserstoff und Hypobromiger Säure.Br2+H2O⟶HBr+HBrO{\displaystyle \mathrm {Br_{2}+H_{2}O\longrightarrow HBr+HBrO} }

Iod ist kaum löslich in Wasser und reagiert nicht.

Die Halogene sind von Iod zu Fluor zunehmend giftig.

Verwendung

In der organischen Chemie werden sie zur Synthese von Halogenverbindungen verwendet. Das Verfahren wird allgemein als Halogenierung bezeichnet.

Durch Zugabe von Halogenen in Glühlampen wird durch den Wolfram-Halogen-Kreisprozess deren Lebensdauer und Lichtausbeute erhöht. Man spricht dann auch von Halogenlampen.

Verbindungen

Halogenide

Ionische Halogenverbindungen wie z. B. die Fluoride, Chloride, Bromide und Iodide 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 (siehe Salzsäuregruppe) sowie Kupfer(I)-halogenide. Viele Halogenide kommen in der Natur in Form von Mineralien vor.

Halogenwasserstoffe

Halogensauerstoffsäuren

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

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

Interhalogenverbindungen sind Verbindungen der Halogene untereinander. Es gibt folgende Arten (Y ist das elektronegativere Element):

XY: alle möglichen Kombinationen existent
XY3: Y ist Fluor, Chlor oder Brom
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−. Auch Sauerstoffsäurehalogenide wie z. B. Perchlorylfluorid ClO3F oder Iodoxipentafluorid IOF5 sind bekannt.

Warum nimmt die Reaktivität zu?

Innerhalb der Gruppe nimmt die Reaktivität von oben nach unten zu, weil zwischen den Außenelektronen und dem Atomkern immer mehr volle Elektronenschalen liegen und so der Abstand der Außenelektronen zum Kern immer größer wird.

Warum nimmt die Reaktionsfähigkeit innerhalb der 7 Hauptgruppe ab?

Weil den Halogenatomen nur ein einziges Elektron fehlt, um Edelgaskonfiguration zu erreichen, reagieren sie leicht, indem sie Elektronen aufnehmen. Aufgrund ihrer großen Reaktivität kommen sie in der Natur nur in Form ihrer Verbindungen vor.

Sind Halogene sehr reaktiv?

Durch die 7 Valenzelektronen sind die Halogene sehr reaktive Elemente, was sie jedoch auch giftig für den Menschen macht. Sie liegen meist zweiatomig vor und reagieren heftig, besonders mit unedlen Metallen, die leicht ein Elektron abgeben.

Welchen Zusammenhang gibt es zwischen Stellung im PSE und Reaktivität der Halogene?

Halogene zählen daher zu den reaktionsfähigsten Elemeneten. Dabei ist Gruppe besitzt Flour die höchste Elektronegativität und gleichzeitig Reaktivität. Beide Eigenschaften nehmen innerhalb der Gruppe im Periodensystem von oben nach unten ab.