imported>Lómelinde: kl. übersehen

2025-03-02T08:52:13Z

kl. übersehen

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{{Infobox Elementgruppe
| GruppeV = Chalkogene
| GruppeA = Halogene
| GruppeN = Edelgase
| Gruppe = Gr17
}}
{| class="wikitable float-right" style="text-align:center"
| '''[[Gruppe des Periodensystems|Gruppe]]'''
|style="text-align:right;"| '''17'''
|-
| '''[[Hauptgruppe]]'''
|style="text-align:right;"| '''7'''
|-
| '''[[Periode des Periodensystems|Periode]]'''
|-
| '''[[Chemische Elemente der zweiten Periode|2]]'''
{{Periodisches System/Element|serie=H|aggregat=g|protonen=9|name=Fluor|symbol=F}}
|-
| '''[[Chemische Elemente der dritten Periode|3]]'''
{{Periodisches System/Element|serie=H|aggregat=g|protonen=17|name=Chlor|symbol=Cl}}
|-
| '''[[Chemische Elemente der vierten Periode|4]]'''
{{Periodisches System/Element|serie=H|aggregat=f|protonen=35|name=Brom|symbol=Br}}
|-
| '''[[Chemische Elemente der fünften Periode|5]]'''
{{Periodisches System/Element|serie=H|aggregat=s|protonen=53|name=Iod|symbol=I}}
|-
| '''[[Chemische Elemente der sechsten Periode|6]]'''
{{Periodisches System/Element|serie=H|aggregat=s|radio=x|protonen=85|name=Astat|symbol=At}}
|-
| '''[[Chemische Elemente der siebten Periode|7]]'''
{{Periodisches System/Element|bg=Gainsboro|aggregat=u|radio=x|art=x|protonen=117|name=Tenness|symbol=Ts}}
|}

Die '''Halogene''' [{{IPA|halogeːnə}}] („Salzbildner“, von {{grcS|ἅλς|háls}} „[[Salze|Salz]]“ und {{lang|grc|γεννᾶν|gennãn}} „erzeugen“) bilden die ''7. Hauptgruppe'' oder nach neuer Gruppierung des Periodensystems die ''Gruppe 17'' im [[Periodensystem|Periodensystem der Elemente]], die aus folgenden sechs [[Chemisches Element|Elementen]] besteht: [[Fluor]], [[Chlor]], [[Brom]], [[Iod]], dem äußerst seltenen [[Radioaktivität|radioaktiven]] [[Astat]] und dem 2010 erstmals künstlich erzeugten, sehr instabilen [[Tenness]]<ref>[http://www.spiegel.de/wissenschaft/natur/0,1518,687632,00.html Spiegel Online: Ordnungszahl 117, Physiker erzeugen neues chemisches Element]</ref>. Die [[Gruppe des Periodensystems|Gruppe]] der Halogene steht am rechten Rand des Periodensystems zwischen den [[Chalkogene]]n (6. Hauptgruppe) und [[Edelgase]]n (8. Hauptgruppe). Die Namensgebung dieser Gruppe geht auf [[Jöns Jakob Berzelius]] zurück, der die Bezeichnung ''corpora halogenia'' vorschlug.<ref>{{Literatur |Titel=Chemische Nomenclatur nach Berzelius |Sammelwerk=[[Chemisches Zentralblatt|Pharmaceutisches Central-Blatt]] |Band=1 |Datum=1830 |Seiten=4}}</ref>

Diese [[Nichtmetalle]] sind im elementaren Zustand sehr reaktionsfreudig ([[Fluor]] kann unter [[Brand|Feuererscheinung]] reagieren), farbig und reagieren mit Metallen zu [[Salze]]n (Namensherkunft) und mit [[Wasserstoff]] unter [[Normalbedingung]] zu Halogenwasserstoffen (gasförmige, [[Proton (Chemie)|einprotonige]] Säuren).

[[Fluor]], [[Chlor]], [[Brom]] und [[Iod]] spielen wichtige Rollen in [[Chemie]], [[Biologie]] und [[Medizin]]. [[Astat]] dient in [[Organische Chemie|organischen]] [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] in der [[Nuklearmedizin]] zur [[Strahlentherapie|Bestrahlung]] von [[Bösartiger Tumor|bösartigen Tumoren]].<ref>{{cite journal |author=M. J. Willhauck, B. R. Samani, I. Wolf, R. Senekowitsch-Schmidtke, H. J. Stark, G. J. Meyer, W. H. Knapp, B. Göke, J. C. Morris, C. Spitzweg |title=The potential of 211Astatine for NIS-mediated radionuclide therapy in prostate cancer |journal=Eur. J. Nucl. Med. Mol. Imaging |volume=35 |issue=7 |pages=1272–1281 |date=2008-07 |language=en |pmid=18404268 |doi=10.1007/s00259-008-0775-4 |url=}}</ref>

== Vorkommen ==
[[Datei:Halit-Kristalle.jpg|mini|150px|Kochsalzkristalle]]
Halogene kommen in der Natur vor allem als einfach negativ geladene [[Anion]]en in [[Salze]]n vor. Das zugehörige [[Kation]] ist meist ein [[Alkalimetall|Alkali-]] oder [[Erdalkalimetall]], insbesondere die [[Natrium]]salze der Halogene sind häufig anzutreffen. Aus diesen können dann die Halogene mittels [[Elektrolyse]] gewonnen werden. Ein nicht unbeträchtlicher Teil der [[Halogenide]] ist im [[Meer]]wasser gelöst.

Wichtige Halogenid-Verbindungen:
* [[Natriumfluorid]], NaF
* [[Calciumfluorid]], CaF2 (Flussspat)
* Natriumhexafluoridoaluminat (ein Komplexsalz), Na3[AlF6] ([[Kryolith]])
* [[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 [[Thorium-Reihe|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 [[Synthese (Chemie)|Darstellung]] (z. B. [[Chloralkalielektrolyse]]) auch mit Oxidationsmittel wie MnO2 ([[Mangandioxid|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:

:<math>\mathrm{Cl_2 + 2 \ Br^- \longrightarrow 2 \ Cl^- + Br_2}</math>

:<math>\mathrm{Cl_2 + 2 \ I^- \longrightarrow 2 \ Cl^- + I_2}</math>

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

:<math>\mathrm{4 \ HCl + O_2 \ \xrightarrow {450 \, ^{\circ}C, \ Kat} \ 2 \ Cl_2 + 2 \ H_2O}</math>

== Eigenschaften ==
[[Datei:Halogene.jpg|mini|Die vier [[Chemische Stabilität|stabilen]] Halogene: Ihre Farbigkeit nimmt von [[Fluor]] bis [[Iod]] zu]]
=== Physikalische Eigenschaften ===
{| class="wikitable float-right" style="text-align:center; font-size:90%;"
|-
! Halogen || Molekül || Struktur || Modell || ''d''(X–X) / pm (Gasphase) || ''d''(X–X) / pm (Feststoff)
|-
| [[Fluor]] || F2 ||class="hintergrundfarbe2"| [[Datei:Difluorine-2D-dimensions.png|45px|alt=]] || [[Datei:Fluorine-3D-vdW.png|45px|alt=]] || 143 || 149
|-
| [[Chlor]] || Cl2 ||class="hintergrundfarbe2"| [[Datei:Dichlorine-2D-dimensions.png|70px|alt=]] || [[Datei:Chlorine-3D-vdW.png|63px|alt=]] || 199 || 198
|-
| [[Brom]] || Br2 ||class="hintergrundfarbe2"| [[Datei:Dibromine-2D-dimensions.png|80px|alt=]] || [[Datei:Bromine-3D-vdW.png|72px|alt=]] || 228 || 227
|-
| [[Iod]] || I2 ||class="hintergrundfarbe2"| [[Datei:Diiodine-2D-dimensions.png|70px|alt=]] || [[Datei:Iodine-3D-vdW.png|84px|alt=]] || 266 || 272
|}

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).

* Die Farbintensität im gasförmigen [[Aggregatzustand]] steigt mit zunehmender Ordnungszahl.
* [[Dichte]], [[Schmelzpunkt|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.

{| class="wikitable"
|-
! Element
! Fluor
! Chlor
! Brom
! Iod
|-
|'''[[Schmelzpunkt]]''' (1013 hPa)<ref name="ullmann">P. Häussinger, R. Glatthaar, W. Rhode, H. Kick, C. Benkmann, J. Weber, H.-J. Wunschel, V. Stenke, E. Leicht, H. Stenger: ''Noble Gases.'' In: ''[[Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry]].'' Wiley-VCH, Weinheim 2006 ({{DOI|10.1002/14356007.a17_485}}).</ref>
|53,53 K (−219,62 °C)
|171,6 K (−101,5 °C)
|265,8 K (−7,3 °C)
|386,85 K (113,70 °C)
|-
|'''[[Siedepunkt]]''' (1013 hPa)<ref name="ullmann" />
|85,15 K (−188 °C)
|238,5 K (−34,6 °C)
|331,7 K (58,5 °C)
|457,2 K (184 °C)
|-
|'''[[Kritischer Punkt (Thermodynamik)|Kritischer Punkt]]'''<ref name="ullmann" />
|
* 144,41 K (−128,74 °C)
* 5,1724 MPa
|
* 416,9 K (143,8 °C)
* 7,991 MPa
|
* 588 K (315 °C)
* 10,34 MPa
|
* 819 K (546 °C)
* 11,7 MPa
|-
|'''[[Tripelpunkt]]'''<ref name="ullmann" />
|
* 53,48 K (−219,67 °C)
* 90 kPa
|
|
* 265,90 K (−7,25 °C)
* 5,8 kPa
|
* 386,65 K (113,5 °C)
* 12,1 kPa
|-
|'''[[Dichte]]''' (0 °C, 1013 hPa)<ref name="ullmann" />
|1,6965 kg/m3
|3,215 kg/m3
|3,12 g/cm3
|4,94 g/cm3
|-
|'''[[Atommasse]]'''
|18,998 u
|35,45 u
|79,904 u
|126,904 u
|-
|'''[[Elektronegativität]]'''
|4,0
|3,16
|2,96
|2,66
|- class="skin-invert-image"
|'''Struktur'''
|[[Datei:Face-centered cubic.svg|100x100px|alt=|Kristallstruktur von Neon]]
|[[Datei:Orthorhombic.svg|100x100px|alt=]]
|[[Datei:Orthorhombic.svg|100x100px|alt=]]
|[[Datei:Orthorhombic.svg|100x100px|alt=]]
|-
|'''[[Kristallsystem]]'''
|[[Kubisches Kristallsystem|kubisch]]
|[[Orthorhombisches Kristallsystem|orthorhombisch]]
|[[Orthorhombisches Kristallsystem|orthorhombisch]]
|[[Orthorhombisches Kristallsystem|orthorhombisch]]
|}

{{Absatz|links}}

=== 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 [[Chemische Stabilität|stabil]] ist, reagieren auch Halogenmoleküle heftig. Die [[Reaktivität (Chemie)|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 [[Metalle]]n unter Bildung von [[Salze]]n, was ihnen ihren Namen einbrachte.
: Beispiel: Bildung von [[Natriumchlorid|Kochsalz]] ([[Natriumchlorid|NaCl]]):

:<math>\mathrm{2 \ Na + Cl_2 \longrightarrow 2 \ NaCl}</math>

* Halogene reagieren [[exotherm]] mit [[Wasserstoff]] unter Bildung von [[Halogenwasserstoffe]]n, die, in [[Wasser]] gelöst, mehr oder weniger starke [[Säure]]n sind. Die Heftigkeit der [[Chemische Reaktion|Reaktion]] nimmt von [[Fluor]] zu [[Iod]] ab.
: Beispiel: [[Chlorknallgas]]reaktion:

:<math>\mathrm{H_2 + Cl_2 \longrightarrow 2 \ HCl}</math>

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

:<math>\mathrm{2 \ F_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 4 \ HF + O_2}</math>
:[[Chlor]] reagiert mit Wasser zu [[Chlorwasserstoff]] und [[Hypochlorige Säure|Hypochloriger Säure]].
:<math>\mathrm{Cl_2 + H_2O \longrightarrow HCl + HClO}</math>
:Ebenso reagiert [[Brom]] mit Wasser zu [[Bromwasserstoff]] und [[Hypobromige Säure|Hypobromiger Säure]].
:<math>\mathrm{Br_2 + H_2O \longrightarrow HBr + HBrO}</math>
:Iod ist kaum [[Löslichkeit|löslich]] in Wasser und reagiert nicht.

* Die Halogene sind von Iod zu Fluor zunehmend [[gift]]ig.

== Verwendung ==
In der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] werden sie zur [[Synthese]] von Halogenverbindungen verwendet. Das [[Verfahrenstechnik|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 [[Halogenlampe]]n.

== Verbindungen ==
=== Halogenide ===
{{Hauptartikel|Halogenide}}
[[Datei:Copper(I) iodide.jpg|mini|[[Kupfer(I)-iodid]], ein aus [[Kupfersulfat]]-[[Lösung (Chemie)|Lösung]] und [[Natriumiodid]] synthetisierbares [[Präparat]] (wasserunlöslich)]]
Ionische Halogenverbindungen wie z. B. die [[Fluoride]], [[Chloride]], [[Bromide]] und [[Iodide]] sind [[Salze|salzartige]] Stoffe. Dementsprechend haben sie hohe [[Schmelzpunkt]]e, sind spröde und elektrische Nichtleiter außer in [[Schmelzen|Schmelze]] und [[Lösung (Chemie)|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 ===
{{Hauptartikel|Halogenwasserstoffe}}

* [[Fluorwasserstoff]] siedet trotz der geringen [[Molmasse]] durch die Bildung von starken [[Wasserstoffbrückenbindung]]en erst bei 19,5 °C. Die [[wässrige Lösung]] wird [[Flusssäure]] genannt.
* [[Chlorwasserstoff]] siedet bei −85 °C. Er löst sich in [[Wasser]] und reagiert als sehr starke [[Säuren|Säure]]. Die wässrige Lösung wird [[Salzsäure]] genannt.
* [[Bromwasserstoff]] siedet bei −67 °C. Er löst sich in Wasser und reagiert als eine der stärksten Säuren. Die wässrige Lösung wird [[Bromwasserstoffsäure]] genannt.
* [[Iodwasserstoff]] siedet bei −35 °C. Er löst sich in Wasser und reagiert als die stärkste bekannte sauerstofffreie Säure. Die wässrige Lösung wird [[Iodwasserstoffsäure]] genannt.

=== Halogensauerstoffsäuren ===
{{Hauptartikel|Halogensauerstoffsäuren}}
Mit Ausnahme von [[Fluor]], dessen einzige [[Sauerstoffsäure]] die [[Chemische Stabilität|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]])

<gallery class="skin-invert-image">
Hypochlorige Säure.svg|Hypochlorige Säure
Chlorous-acid-2D.png|Chlorige Säure
Chloric acid.svg|Chlorsäure
Perchloric-acid-2D.png|Perchlorsäure
</gallery>

Die [[Säurestärke]] wächst mit steigender Zahl der Sauerstoffatome, ebenso die [[Oxidation|oxidierende]] Wirkung. Die meisten Sauerstoffsäuren der Halogene sind sehr [[Chemische Stabilität|instabil]] und [[Zersetzung (Chemie)|zersetzen]] sich [[Exotherme Reaktion|exotherm]].

=== Interhalogenverbindungen ===
{| class="wikitable hintergrundfarbe-basis float-right" style="border: none; text-align: center; margin-top: 0;"
|-
! Cl
| [[Chlorfluorid|ClF]], [[Chlortrifluorid|ClF3]], [[Chlorpentafluorid|ClF5]]
|colspan="2" style="border: none;"|
|-
! Br
| [[Bromfluorid|BrF]], [[Bromtrifluorid|BrF3]], [[Brompentafluorid|BrF5]]
| [[Bromchlorid|BrCl]]
|style="border: none;"|
|-
! I
| [[Iodfluorid|IF]], [[Iodtrifluorid|IF3]], [[Iodpentafluorid|IF5]], [[Iodheptafluorid|IF7]]
| [[Iodchlorid|ICl]], [[Iodtrichlorid|(ICl3)2]]
| [[Iodbromid|IBr]], [[Iodtribromid|IBr3]]
|-
|style="border: none;"|
! F
! Cl
! Br
|}

{{Hauptartikel|Interhalogenverbindungen}}
Interhalogenverbindungen sind [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] der Halogene untereinander. Es gibt folgende Arten (Y ist das [[Elektronegativität|elektronegativere]] [[Chemisches Element|Element]]):
* XY: alle möglichen Kombinationen existent
* XY3: X ist Iod oder Y ist Fluor
* XY5: Y ist immer Fluor
* XY7: nur [[Iodheptafluorid|IF7]] bekannt

Interhalogenverbindungen sind bei [[Standardbedingungen]] [[Chemische Stabilität|instabil]] oder äußerst [[Reaktivität (Chemie)|reaktiv]].

Es existieren auch Interhalogenidionen wie beispielsweise BrF6− und IF6−. Auch Sauerstoffsäurehalogenide wie z. B. [[Perchlorylfluorid]] ClO3F oder [[Iodoxipentafluorid]] IOF5 sind bekannt.

== Siehe auch ==

* [[Pseudohalogene]]

== Literatur ==
* [[M. Binnewies]], M. Jäckel, [[H. Willner]]: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Akademischer Verlag, 2004, ISBN 3-8274-0208-5.

== Weblinks ==
{{Wiktionary|Halogen}}
{{Wiktionary|Salzbildner}}
* {{DNB-Portal|4158874-5}}
* [http://www.chemienet.info/7-hal.html Kurzbeschreibung der Halogene]
* [http://www.guidobauersachs.de/anorg/halogene.html Weitere Kurzbeschreibung der Halogene]

== Einzelnachweise ==
<references />

{{NaviBlock
|Navigationsleiste Gruppen (Periodensystem)
|Navigationsleiste Elementkategorien
}}
{{Normdaten|TYP=s|GND=4158874-5|LCCN=sh85058508|NDL=00562982}}

[[Kategorie:Gruppe des Periodensystems]]
[[Kategorie:Halogen|!]]

Halogene - Versionsgeschichte

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