JeanPS
Erfahrener Benutzer
Halogene, ihr habt doch schon bestimmt davon gehört...... weil Muttis Iod-Salbe früher die Paste der Hölle war, der Gegenverkehr auf der Autobahn nachts blendet und Das Chlorwasser im Schwimmbad in den Augen brennt?! (^^)
Nun, da gibt's aber noch vieles mehr.... alles kann zwar kein Mensch zusammenfassen - das wäre 'ne Lebensaufgabe, aber eine kurzfassung wäre drin!
Ich hab da mal was vorbereitet...
Ich will hier keinen Spam-Blog hinsetzen, sondern einfach nur das zweite und mein letztes Referat des letzten Schuljahres veröffentlichen.
Also, nun geht es um die Elemente des Periodensystems. Na ja, eigentlich eine kurze Umschreibung der Elemente Flour, Chlor, Brom und Iod (Astat ist nur angeschnitten).
Wer möchte kann das ganze auch als PDF-Datei mit dazu passender Powerpoint-Präsentation bekommen.
Natürlich gibt's auch beim Wasser-Referat PDF und Powerpoint für interessierte, sogar ein kurzes HandOut.
Da von meiner Seite her alles geklärt wäre, beginnt hier das Referat:
1. Halogene
Als Halogene werden die Elemente der 17. Gruppe des Periodensystems der Elemente Fluor, Chlor, Brom, Iod und Astat bezeichnet.
Der Begriff "Halogene" leitet sich von hals (= Salz) und gennao (= erzeugen) ab. Die Halogene spielen, abgesehen vom radioaktiven Astat, in der Chemie und der Biologie eine bedeutende Rolle. Elementare Halogene liegen als zweiatomige Moleküle vor.
1.1 Die siebte Hauptgruppe
Aus ihrer Stellung im PSE geht hervor, dass die Elektronenkonfiguration 7 Valenzelektronen aufweist und den Halogenen zur Vollbesetzung ihrer Valenzschale nur ein Elektron fehlt.
Die Elemente der 6. Hauptgruppe sind die Chalkogene, und der 8. Hauptgruppe die Edelgase. In manchen Darstellungen wird Astat aus der Gruppe der Halogene ausgeschlossen, weil Astat nur ein Zwischenprodukt der radioaktiven
Zerfallsreihen ist.
1.2 Reaktivität
Im atomaren Zustand sind alle Halogene sehr reaktiv. Da Halogen-Halogen-Bindungen nicht sehr stabil sind, reagieren auch Halogenmoleküle heftig. Die Reaktivität nimmt zusammen mit der Elektronegativität von Fluor nach Iod ab. Gleichzeitig steigt die erste Ionisierungsenergie von Fluor nach Iod.Zusätzlich steigt auch die Farbintensität im gasförmigen Aggregatzustand, die Dichte, der Schmelzpunkt und der Siedepunkt mit steigender Molmasse. Bei den Sauerstoffsäuren der Halogene steigen die Säurestärke sowie die oxidierende Wirkung mit der steigenden Anzahl an Sauerstoffatomen im Molekül. Es gib vier Arten von Sauerstoffsäuren: Hypohalogenige Säure (HXO), Halogenige Säure (HXO2), Halogensäure (HXO3), Perhalogensäure
(HXO4), wobei "X" für das jeweilige Halogen steht.Die meisten Sauerstoffsäuren der Halogene sind sehr stabil und zersetzen sich exotherm. Halogene können auch untereinander zu Interhalogenverbindungen reagieren.
Es gibt alle Kombinationsmöglichkeiten bei der Verbindung XY, bei den Verbindungen XY3, XY5 steht das "Y" für Fluor.
Es gibt jedoch die Ausnahmen ICl3 und IF7.
Interhalogenide sind extrem reaktiv und instabil und können dissoziieren (z.B. BrF2-). Die Affinität zum Sauerstoff nimmt bis Iod zu, daher verdrängt das schwerere Halogen das leichtere aus der Sauerstoffverbindung. Alle Halogenidionen reagieren mit Silbernitrat zu einem unlöslichem Niederschlag.
1.3 Eigenschaften
Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Halogene sind innerhalb der Gruppe sehr ähnlich, wenn auch mit steigender molaren Masse, je nach Eigenschaft, auf- oder abgestuft.Zwischen Fluor und Chlor sind
die Abstufungen ausgeprägter als unter den restlichen Halogenen.
Fluor, Chlor, Brom und Iod sind Nichtmetalle, Astat ist ein Halbmetall. Nach unten hin zeigen die Halogene einen metallischeren Charakter, ist Iod ein metallisch glänzender Feststoff und leitet den elektrischen Strom.
Die häufigste Oxidationszahl ist ?1, es existieren aber auch die Koordinationszahlen +1, +3, +5 und +7, welche die höchste ist.Die Stabilität der Bindungen zwischen gleichen Halogenen sinkt von Cl2 nach I2, Iod liegt in der Wärme atomar vor.Wasserstoffhalogenide reagieren in Wasser, Alkoholen, Ethern und Säuren sauer.Die Säurestärke nimmt von HF nach HI zu.
1.4 Vorkommen
Aufgrund ihrer Reaktivität kommen die Halogene meist nur in Form von Alkalihalogeniden vor. Meerwasser enthält eine riesige Menge an Halogenidionen, Chlor und Brom kommen teilweise auch elementar vor.
Halogene liegen im mittleren Bereich der Häufigkeit in der Erdkruste: Die Halogene besitzen einen Anteil von 0,26% in der Erdrinde.73% der Halogene sind Chlor und 26,6% Fluor.
Der Rest sind 0,3% Brom und 0,1% Iod. Astat ist mit unter 30g in der Erdrinde das seltenste Halogen. Fluor, Chlor und Iod sind für Pflanzen, Tiere und den Menschen wichtige
Spurenelemente.
1.5 Toxikologie
Im Allgemeinen sind alle Halogene giftig, vor allem durch ihre ätzende Wirkung auf Haut, Atmungsorgane und Schleimhäute. Zum Teil sind ihre Verbindungen starke Blutgifte (z.B. Fluoride, Chlorate, Bromate). Die
Giftigkeit der Halogene sinkt mit steigender Ordnungszahl.
1.6 Gewinnung
Fluor und Chlor werden durch Elektrolyse Gewonnen, Brom durch Oxidation von Bromiden und Iod durch Reduktion von Iodaten. Astat konnte bisher nur künstlich aus Bismut dargestellt werden.
1.7 Verwendung
Von den Halogenen wird nur Chlor elementar zur Desinfektion von Trinkwasser genutzt. Chlorverbindungen finden in der Technik vielfache Anwendung, Verbindungen des Fluors nur in der Kerntechnik. Brom und Iod werden vor Allem in der pharmazeutischen und organischen Chemie zur Halogenierung verwendet.
1.8 Pseudohalogene
Der Begriff wurde erstmals 1925 für CN-, OCN-, CNO- und SCN- verwendet.
Pseudohalogene bilden wie Halogene schwer lösliche Silber-, Quecksilber- und Blei(II)-Salze. Sie bilden auch Poly- und Interhalogenide.
2. Fluor
Fluor ist in der zweiten Periode mit der Ordnungszahl 9 das erste Element der 7. Hautgruppe des PSE und ein Nichtmetall.
Der Begriff Fluor leitet sich vom griechischen "fluor" ab, was "fließen" bedeutet, da es als Flussmittel Erzen zugesetzt wurde. Fluor ist ein grün-gelbes, giftiges,
stechend riechendes (Geruchsgrenze im ppb-Bereich) und ätzendes Gas.
2.1 Eigenschaften
Fluor ist ein blassgelbes, ätzendes Gas mit durchdringendem Geruch. Seine Dichte ist größer als die von Luft. Fluor ist das Element mit der höchsten Elektronegativität, daher reagiert es selbst mit den Edelgasen zu stabilen Verbindungen. Fluor reagiert mit Wasserstoff sogar als Feststoff ohne Aktivierungsenergie, d.h. sogar im Dunkeln. Zudem reagiert Fluor auch stark exotherm mit nahezu allen Stoffen, mit Feststoffen jedoch kontrollierter. Bei hohem Druck führen Reaktionen mit Fluor bei Metallen zum Schmelzen, wodurch weiteres Material freigelegt wird. Letztendlich kann dies zu "Fluorfeuern" führen, welche nur durch Unterbrechen der Fluorzufuhr gelöscht werden können. HF-freies Fluor reagiert nicht mit Glas, nur bei Erwärmung, da die Bindungsenergie des Fluormoleküls nur 159,06kJ/mol beträgt.
2.2 Toxikologie
Fluor und viele Fluoride besitzen bereits in Konzentrationen von 0,01% eine Reizwirkung. Die maximale Arbeitsplatzkonzentration beträgt 0,2mg/m3.
2.3 Nachweis
Qualitativ lässt sich Fluor über die Wassertropfenmethode bestimmen, indem man etwas Probe mit der dreifachen Menge Siliziumdioxid im geschlossenen Bleitiegel vermischt und Schwefelsäure darüber gießt. Beim Erhitzen
entweicht SiF4 aus einem Loch im Tiegel. Hält man nun über dieses Loch einen schwarzen Glasstab, an dem ein Wassertropfen hängt, bildet sich am Glasstab weißer Schleim, welcher aus SiO2 und HF besteht.
Quantitativ:
kann man das Fluorid durch Ausfällen als CaF2. Quantitativ lässt sich Fluor durch Silbernitrat bestimmen, da es als einziges Silberhalogenid gut löslich ist und die Lösung orange färbt.
2.4 Vorkommen
Fluor kommt aufgrund seiner hohen Reaktivität nur in Form von Fluoriden vor. Meerwasser enthält etwa 1,2mg/L an Fluoriden und Süßwasser 0,2mg/L.
Als Spurenelement enthalten Knochen und Zähne etwa 0,001% Fluorid. Zudem kann es auch in Form von Fluorkomplexsalzen und in einigen wenigen Organismen als fluororganische Verbindungen vorkommen.
Der Massenanteil von Fluor in der Erdrinde beträgt ~ 0,3%.
2.5 Verwendung
In einigen Orten wird Fluor zur fluoridierung des Trinkwassers eingesetzt, da der Mensch in der Wachstumsphase der Zähne 1,8mg pro Tag benötigt, und Fluor der Kariesbildung vorbeugt.
Fluor dient vor allem zur Herstellung von Uranhexafluorid für die Uran-Anreicherung und zur Herstellung von
Fluorwasserstoff.Zusammen mit Hydrazin (N2H4) wird es für Raketentreibstoff eingesetzt. Zudem dient Fluor zur Herstellung anorganischer und organischer Fluorverbindungen, die sich nicht auf andere Weise herstellen lassen.
2.6 Gewinnung
Fluor wird meist durch Elektrolyse einerKaliumhydrogenfluorid-Schmelze (KF.3HF / KF.2HF) bei Temperaturen von 70-130°C gewonnen. Da Fluor das stärkste Oxidationsmittel ist, kann es nur elektrolytisch gewonnen werden. Allerdings sind wässrige Lösungen zur Fluorgewinnung unbrauchbar, da das Fluor dem Wasser den Wasserstoff entziehen würde, und man Sauerstoff erhielte. Daneben ist Fluor ein Nebenprodukt bei der Herstellung von Phosphorsäure.
Gelagert wird das Fluor in Tanks aus Monelmetall (Nickel/Kupfer-Legierung mit 2% Fe), da das Metallfluorid nicht mit dem Fluor reagiert. Aufgrund der problematischen Handhabung kommt Fluor als inertes Gasgemisch ? der Fluorgehalt beträgt 20% - in den Handel.
2.7 Wichtige Verbindungen
? Fluorwasserstoff: chemisch sehr stabile, hygroskopische und farblose Flüssigkeit; die wässrige Lösung (Flusssäure) ist eine schwache Säure, die Salze heißen Fluoride. Flusssäure ist giftig und löst Zellulose vollständig auf. "Die Weltproduktion beträgt 1,5 Mio. t/a." Sie wird zur Glasätzerei, zum Herstellen von organischen Fluoriden, Oberflächenbehandlung von Fe und Al und zur Holzverzuckerung eingesetzt.
? Flussspat / Calciumfluorid: farblose, würfelförmige Kristalle, welche oft durch Verunreinigungen gefärbt sind.Flussspat wird seit dem Altertum Erzen als Flussmittel zugesetzt.
Reines CaF2 (optischer Spat) wird in der optischen Industrie für Prismen und Linsen verwendet.
? Uranhexafluorid: Dient zur Anreicherung von Uran und Trennung der Verschiedenen Uranisotope.
2.8 Geschichte
Fluor wurde 1529 von Gregor Agricola in Form von CaF2 zum Schmelzen von Erzen eingesetzt. Andre Marie Ampere versuchte 1810 elementares Fluor herzustellen, jedoch reagierte dieses sofort mit dem Lösungsmittel und den Glasgeräten. Erst 1886 wurde Fluor von Ferdinand Moissan
elektrolytisch aus Fluorwasserstoff in einem Platingefäß hergestellt.
[color=green ]3. Chlor
Der Name Chlor leitet sich vom griechischen "chloros" ab, was soviel wie gelb-grün bedeutet. Chlor ist ein giftiges, gelbgrünes Gas, es riecht stechend und steht an 17. Stelle im Periodensystem.
3.1 Eigenschaften
Chlor besitzt eine 2,5mal höhere Dichte als Luft (?Cl = 0,0032 g/mL) und liegt in fester Form als blassgelbe, rhombische Kristalle vor. Chlor ist sehr
gut löslich in Wasser (0,092 mol/L bei 25°C), die Lösung muss aber in braunen Flaschen aufbewahrt werden, um dem Zerfall vorzubeugen. Unterhalb von 10°C erstarrt hydratisiertes Chlor zu grüngelbem Chloreis.Chlor
reagiert mit allen Elementen außer Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und den Edelgasen. Chlor verdampft bei -34,06°C und schmilzt bei -101°C. Chlor lässt sich leicht verflüssigen, da der kritische Punkt sehr hoch liegt (143,9°C, 77,1bar). Die Dichte des flüssigen Chlors liegt unter 6,7bar Druck und 20°C bei 1,565 g/mL. Alkalimetalle reagieren mit Chor am heftigsten.
Erwärmt man z.B. im Chlorstrom ein Stückchen Natrium auf etwa 100°C, so vereinigen sich die beiden Elemente unter intensiver, gelber Lichterscheinung lebhaft zu Natriumchlorid".
2 Toxikologie
Chlor reizt die Schleimhäute ist relativ gut wasserlöslich, weshalb beim Einatmen die oberen Atemwege angegriffen werden. Ab einer Konzentration von 0,2mg/L ist Chlorgeruch wahrnehmbar. Der Arbeitsplatzgrenzwert liegt bei 1,5mg/m3. Dadurch, dass Chlor im Körper zu Cl-Ionen zerfällt, haben geringe Chorkonzentrationen keine Giftwirkung. Chlor-organische Verbindungen zerfallen nicht in Ionen und wirken gesundheitsschädlich bis giftig, und werden daher als Insektizide eingesetzt.
3.3 Nachweis
Qualitativ wird Chlor durch die Blaufärbung eines Iodkalium-Stärkepapiers nachgewiesen. Versetzt man eine Chloridhaltige Lösung im sauren Medium mit Silbernitrat, fällt ein weißer Niederschlag aus Silberchlorid aus, welcher sich unter Zugabe von Ammoniak auflöst.
Quantitativ kann man Chlor durch Ausschütteln mit einer KI-Lösung und anschließendem Titrieren des elementaren Iods bestimmen. Man kann Chloride koduktometrisch durch Titrieren mit Silbernitrat bestimmen.
3.4 Vorkommen
Chlor kommt in der Natur, wie alle anderen Halogene auch, nur in Form von Salzen (Chloriden) vor. Der Massenanteil des Chlors beträgt auf der Erde 0,19%. Somit gehört Chlor zu den 20 häufigsten Elementen. Meerwasser enthält 2,9% Alkalichloride und 0,2% MgCl2. Die menschliche
Magensäure besteht aus einer ca. 0,4%-igen, also einer etwa 0,1 molaren Salzsäure. Der Anteil an Chloriden in der Erdkruste beträgt etwa 0,05%. Elementar tritt Chlorgas nur sporadisch in Vulkangasen auf. Produziert wird Chlor in großem Maße bei der Chlor-Alkali-Elektrolyse, Die
Weltproduktion liegt bei 45 Mio. t/a, die deutsche bei 4 Mio. t/a.
3.5 Verwendung
Chlor zählt in der Industrie zu den wichtigsten chemischen Grundstoffen. Aufgrund seiner Bleichwirkung wurde Chlor zu 7% in der Papierindustrie eingesetzt, jedoch durch umweltfreundliches Wasserstoffperoxid ersetzt. Rund 15% des Produzierten Chlors wird zu Salzsäure, Bleichlaugen, und anorganischen Verbindungen verarbeitet. Die restlichen 70 ? 80% dienen der Herstellung von organischen Produkten, Insektiziden, Kunststoffen, Lösungsmitteln, etc.
Chlor wird auch zum Desinfizieren von Trink- und
Schwimmbadwasser verwendet und besitzt eine gewisse Depotwirkung.
3.6 Gewinnung
Chlor wird seit 1892 überwiegend per Chloralkali-Elektrolyse gewonnen, wobei neben Chlor auch Wasserstoff und Natronlauge entstehen.Drei
Verfahren zur Darstellung von Chlor über Chloralkali-Elektrolyse sind das Membran-, das Amalgam- und das Diaphragmaverfahren. Das Amalgamverfahren wurde 1892 von H.J. Castner und C. Kellner entwickelt. Moderne Anlagen arbeiten mit elektrischen Strömen von 500kA, jedoch wird dieses Verfahren wegen der Umweltgefahren durch das Quecksilber eingestellt.
Das Diaphragmaverfahren wurde 1890 von der Griesheim AG entwickelt. Bei diesem Verfahren ist der Anodenraum durch ein Asbest- oder Polyramix- Diaphragma vom Kathodenraum getrennt. Moderne Diaphragma-Zellen produzieren bis zu 30t Chlorgas pro Tag. Das Membranverfahren ähnelt sehr stark dem Diaphragmaverfahren, Anoden- und Kathodenraum sind lediglich von einer Membran getrennt.
Das Amalgamverfahren und das Diaphragmaverfahren arbeiten gleich wirtschaftlich, jedoch findet das Diaphragmaverfahren in der Praxis aufgrund der besseren Energieausnutzung und der geringeren Umweltbelastung eine höhere Anwendung. Auch die Elektrolyse von Chlorgas findet immer mehr Anwendung, da HCl oft als Nebenprodukt auftritt und die Reaktion (2HCl => H2 + Cl2) nur +184,3kJ/mol benötigt, wobei bei der Chloralkali-Elektrolyse +446,6kJ/mol eingesetzt werden müssen. Im kleinen Maßstab kann man Chlor durch die Reaktion von Braunstein mit
konzentrierter Salzsäure herstellen.
Die USA produzieren mehr als 35% der gesamten Weltproduktion an Chlorgas, in Europa werden etwa 25% der Weltproduktion an Chlor. Deutschland ist in Europa noch vor Frankreich der größte Chlorgas-Produzent.
3.7 Wichtige Verbindungen
Chlorwasserstoff (HCl): Chlorwasserstoff ist ein farbloses, rauchendes Gas und im trockenem Zustand chemisch kaum reaktiv. HCl ist seit dem 15 Jahrhundert bekannt. Es besitzt einen stechenden Geruch und reagiert bei Feuchtigkeit stark sauer. Chlorwasserstoff hat unter Normalbedingungen eine Dichte von 1,6439g/L, verdampft bei -85,05°C und gefriert bei -114,22°C. HCl löst sich gut in Ether und Alkohol und mit 507L/L Wasser bei 0°C sehr gut in Wasser. Hochreines HCl wird beim Verbrennen von Chlor m Wasserstoff im Quarzbrenner hergestellt.
Salzsäure: Salzsäure ist die wässrige Lösung des Chlorwasserstoffs. Eine konzentrierte Salzsäure enthält ca. 38% Chlorwasserstoff und wird wegen des Austritts an Chlorwasserstoff auch "rauchende Salzsäure" genannt. Bei
15°C besitzt die gesättigte Salzsäure einen Massenanteil von 42% und eine Dichte von 1,21g/mL. Salzsäure tritt auch als Nebenprodukt bei der Chlorierung organischer Verbindungen auf. Die Produktion an Salzsäure beträgt in Deutschland pro Jahr 2'000'000 t. Salzsäure reagiert nicht mit Edelmetallen, sehr wohl jedoch mit deren Oxiden.
Chlordioxid: ClO2 ist ein hochgiftiges Gas mit durchdringendem Geruch. Die
Farbe des Gases ist gelbgrün bis orange. Die letale Dosis liegt bei 60mg/m3, der Arbeitsplatzgrenzwert bei 0,3mg/m3. Die Dichte beträgt unter Normalbedingungen 0,0024g/mL. Chlordioxid ist unter 9,7°C flüssig und gefriert bei -59°C. Aufgrund seiner Eigenschaft, explosiv in Chlorgas und
Sauerstoff zu zerfallen, wird es nur direkt am Verwendungsort durch Reduktion von Chloraten hergestellt. Es dient in wässriger Lösung als Bleichmittel und zur Trinkwasseraufbereitung.
3.8 Sauerstoffsäuren des Chlors
Hypochlorige Säure (HClO): Die hypochlorige Säure ist eine schwache, farblose Säure und zerfällt unter Lichteinwirkung zu Salzsäure und Sauerstoff. Sie existiert nur in wässriger Lösung. Die Salze und Ester heißen
Hypochlorite. Die Ester der hypochlorigen Säure sind explosiv, weshalb sie nicht zur Oxidation von Alkoholen eingesetzt werden darf. Mit Ammoniak reagiert HClO zu Hydrogenazid und Chlorwasserstoff.
Chlorige Säure (HClO2): Chlorige Säure ist eine farblose Flüssigkeit und besitzt nur eine geringe Bedeutung, da sie sich bei Verdünnung zu Chlor-
dioxid und Salzsäure zersetzt. Chlorite hingegen sind stabiler und gute Oxidationsmittel. Chlorige Säure entsteht bei der Reaktion von Bariumchlorit mit Schwefelsäure, wobei auch Bariumsulfat entsteht.
Chlorsäure (HClO3): Chlorsäure ist ein so effektives Oxidationsmittel, dass sich ein eingetauchter Holzspan ohne Zündquelle entzündet und darf deshalb nicht mit organischen Mineralien in Kontakt kommen.
Perchlorsäure (HClO4): Perchlorsäure ist neben Iodwasserstoff eine der stärksten Säuren. Perchlorsäure ist eine rauchende, ölige, hygroskopische, farblose Säure, und zersetzt sich unter Erwärmung explosionsartig.
3.9Geschichte des Chlors
? 1774 wurde Chlor das erste mal von Carl Wilhelm Scheele durch Umsetzung von Schwefelsäure und NaCl mit Braunstein hergestellt, jedoch nicht als Element erkannt.
? Nach vergeblichen Versuchen vieler Forscher, Sauerstoff aus dem Gas zu entfernen, wurde Chlor von Sir Humphry Davy um 1810 als Element bezeichnet.
4. Brom
Brom steht im Periodensystem an 35. Stelle und ist das einzige flüssige Nichtmetall. Der Begriff "Brom" leitet sich vom griechischen "bromos" ab, was "Gestank" bedeutet.
4.1 Eigenschaften
Brom ist eine tiefrote Flüssigkeit mit unangenehmen, stechendem Geruch.
Dichte 3,119 g/mL
Schmelzpunkt -7,3°C
Siedepunkt 59°C
molare Masse 79,916 g/mol
Brom ist in Wasser nur mäßig löslich (0,035 LBr/L), sehr gut jedoch in organischen Lösungsmitteln. Versucht man, Brom in Wasser zu lösen, entsteht hypobromige Säure, welche unter Sauerstoffabgabe Bromwasserstoff bildet.
Brom und Chlor mischen sich in jedem Verhältnis.
Gasförmiges Brom ist weniger reaktiv als Chlor und reagiert mit Wasserstoff erst unter hohen Temperaturen. Feuchtigkeit jedoch erhöht die Reaktivität enorm. Mit Metallen reagiert Brom stark exotherm. Gießt man auf Aluminiumspäne Brom, so fängt das Aluminium sogar an, zu brennen. Bei der Reaktion von Kalium mit Brom kann es sogar zu einer Explosion kommen. Feuchtes Brom reagiert mit allen Metallen außer Platin und Tantal. Brom reduziert Ammoniak zu Stickstoff und reagiert mit Kohlenwasserstoffen durch Addition an Mehrfachbindungen. In trockenem
Zustand ist Brom weniger Reaktiv als im feuchten Zustand.
Feuchtes Brom reagiert sogar mir Gold. Brom reagiert mit allen Nichtmetallen außer Sauerstoff, Kohlenstoff und den Edelgasen. Brom reagiert mit den meisten organischen Verbindungen und zersetzt Zellulose.
4.2 Toxikologie
Bromdämpfe wirken schon in geringen Konzentrationen reizend und sind in der Verdünnung 1:1000 sogar tödlich.
Elementares Brom verursacht auf der Haut schwere Verätzungen und tiefe Wunden. Diese Verätzungen heilen
meistens nur sehr langsam. Brom-Verbindungen sind giftiger als die entsprechenden des Chlors. So ist z.B. Methylbromid ein starkes Nervengift und wirkt schon in einer Konzentration von 0,035% lethal.
Beim Arbeiten mit Brom oder Bromwasserstoff stellt man meist eine 3%-ige Natriumthiosulfat-Lösung bereit, damit das Brom gebunden werden kann.
4.3 Nachweis
Gibt man zu einer bromidhaltigen, sauren Lösung Silbernitrat, fällt Silberbromid als gelblicher Niederschlag aus. Dieser Niederschlag löst sich nur in konzentriertem Ammoniak.
Gibt man zu einer bromidhaltigen
Lösung Chorwasser (die werden Bromide zu Brom oxidiert) und extrahiert mit Hexan, färbt sich die organische Phase orange-braun.
Quantitativ lassen sich Bromide gravimetrisch durch Massenbestimmung des Silberbromids oder konduktometrisch über Titration mit Silbernitrat bestimmen.
4.4 Vorkommen
Brom hat auf der Erde einen Massenanteil von 0,006%. Zum größten Teil kommen Bromide in Meerwasser aber auch zum Teil zusammen mit Chloriden im Gestein vor. Im Gestein kommt Brom selten und meistens nur als Silbererz, wie z.B. Bromargyrit (Silberbromid), Embolit (Ag[Cl, Br]) oder Iodembolit (Ag[Br, I]) vor. Zudem besteht der Farbstoff der Purpurschnecke aus einer Bromverbindung
(6,6-Dibromindigo).
Gestein 1 mg/L
Meerwasser 6,5 mg/L
Totes Meer 4-6 g/L
Steinsalz 5-40 g/L
Wasser aus Ölquellen 4 g/L
4.5 Verwendung
Die häufigste Verwendung findet Brom bei der Synthese von 1,2-Dibrom-ethan. Fast 80% des weltweit Hergestellten Broms dienen diesem Zweck. Dieses 1,2-Dibromethan vermindert die Ablagerung von Bleioxid an den Ventilen von Kraftstoffmotoren.
Brom wird auch als Desinfektionsmittel
für Schwimmbäder, als Flammschutzmittel ( Jahr2000: 38%) für Kunststoffe, in Insektiziden, in der Fotoindustrie, und zur Herstellung von Feuerlöschmitteln, in Arzneimittel (Beruhigungsmittel) und Farbstoffe (Eosin für u.a. Lippenstifte) verwendet. Bromwasser dient zur zum Nachweis von Mehrfachbindungen, da das Bromwasser seine rotbraune Färbung verliert. Elementares Brom kann auch als Bleichmittel eingesetzt werden. Monobromaceton wird zu militärischen Zwecken als Tränengas eingesetzt.
4.6 Gewinnung
Elementares Brom wird durch Oxidation von Bromid-Lösungen durch Chlor gewonnen. Als Bromidquelle wird (wegen des hohen Anteils an Bromiden) Meerwasser genutzt. 1961 wurden etwa 100'000 t Brom erzeugt heute sind es jährlich ca. 540'000 t Brom. Handelsübliches Brom enthält 0,07%
Wasser. Heute wird zur Brom-Gewinnung meist das 1906 von Kubierschki entwickelte Heißentbromungsverfahren eingesetzt, daneben gibt es aber auch das Kaltentbromungsverfahren.
Beim Heißentbromungsverfahren werden im Bromturm der heißen Sole bzw. Lauge Dampf und Chlor entgegengeführt. Wird das Bromid vom Chlor oxidiert, entweichen Bromdämpfe, die im Anschluss kondensiert,
gereinigt und destilliert werden. Zum Schluss wird das Brom in einer Entwässerungsanlage getrocknet. Beim Kaltentbromungsverfahren strömt mit Chlor und Schwefelsäure versetztes Meerwasser gegen Luft,
wobei Brom und Chlor ausgeblasen werden. Das Brom wird mit Natriumcarbonat-Lösung gewaschen und durch Schwefelsäure und Dampf aus der Lösung freigesetzt.
4.7 Wichtige Verbindungen
Bromwasserstoff (HBr): Bromwasserstoff ist ein farbloses Gas, welches an feuchter Luft raucht und die Schleimhäute reizt. HBr besitzt eine Dichte von 000364 g/cm3, besitzt einen Siedepunkt von -66,8°C und hat eine Schmelztemperatur von -86,9°C. HBr ist in Druckflaschen als 33%-ige Lösung in Eisessig im Handel. Bromwasserstoff dient zur Herstellung von Bromiden und als Katalysator.
Bromwasserstoffsäure: HBr(aq) ist eine der stärksten Säuren und wird an der Luft gelb. Die höchste Massenkonzentration der eigentlich farblosen
Lösung liegt bei 612 g/L. Ihre Salze heißen Bromide.
1,2-Dibromethan (CH2Br-CH2Br): Dient zusammen mit Bleitetramethyl oder Ethyl-Methyl-Bleiverbindungen als Antiklopfmittel für Kraftstoffe.Es besitzt eine Dichte von 1,539 g/ml, einen Schmelzpunkt von 9,9°C und siedet bei 131,7°C.
1,2-Dibromethan wirkt reizend auf die Schleimhäute und in
hohen Dosierungen narkotisch.
Flammschutzmittel: Kunststoffen werden oft Brom-organische Additive (Hexarombenzen, Hexabromzyklododekan, etc.) zugesetzt, damit diese
schwer entflammbar bis selbstlöschend werden.
Es existieren auch Verbindungen wie Bromide, Bromate, Bromite, Bromoxide, Interhalogenide des Broms, Bromphenolblau und weitere Verbindungen.
4.8 Geschichte
? Brom wurde1826 vom Chemiker Antoine-Jerome Balard aus Meeresalgen isoliert und erhielt den Namen Murid (= Sole).
? Joseph Louis Gay-Lussac gab dem Element den Namen Brom.
? Erstmals wurde Brom von Justus von Liebig hergestellt, jedoch nicht als Element erkannt.
5. Iod
Iod steht an 53. Stelle im Periodensystem und ist ein essenzielles Spurenelement. Der Tagesbedarf liegt bei 0,2mg/Tag und dient dem Körper zur Herstellung eines Schilddrüsenhormons. Seit 1819 ist bekannt, dass
Iodmangel zur Kropfbildung führt. Im alltäglichen Sprachgebrauch wird es auch "Jod" geschrieben; beide Schreibweisen sind korrekt. Der Name ist abgeleitet vom griechischen iodeis = veilchenfarbig", da elementares Iod
violett-schwarze, schuppige, metallisch glänzende Kristallen bildet. Wird Iod verflüssigt, färbt es sich braun.
5.1 Eigenschaften
Iod sublimiert bei Raumtemperatur unter Ausbildung violetter Dämpfe. Iod schmilzt bei 113,7°C und siedet bei 184,2°C.
Flüssiges Iod leitet den elektrischen Strom. Iod kann mit einem Iodidanion sogenannte Polyiodide bilden, die sich in die Helixstruktur von Stärke einlagert, was schon in
geringen Konzentrationen zu einer Blaufärbung führt.
Iod ist weniger reaktiv als Chlor oder Brom und daher ein mildes Oxidationsmittel. Wird Iod in Alkohol, Ether oder Aceton gelöst, färbt die Lösung sich gelb-braun, löst man Iod in Benzol, Trichlormethan oder Schwefelkohlenstoff färbt sich
das Iod violett-rot. Wässrige Iodlösungen sind schon mit 0,35% Iodanteil gesättigt. Organische Lösungsmittel und KI-Lösungen lösen Iod besser. Will man Iod in Wasser lösen, hängt die Löslichkeit vom pH-Wert ab. Im leicht saurem Medium löst sich Iod fast vollständig, im leicht basischem nur zu 12%.
Iod reagiert mit allen Elementen mit Ausnahme von Schwefel, Selen und der Edelgase. Mit Phosphor, Aluminium, Eisen und Quecksilber reagiert Iod weniger heftig als Chlor oder Brom, und meist erst nach Erwärmen.
Löslichkeit von Iod in:
Ethen 33,70%
Ethanol 27,20%
Carbonsulfid 19,70%
Benzol 16,40%
5.2 Nachweis
Iod färbt Stärke blau, dadurch lässt sich Iod quantitativ auch colorimetrisch bestimmen. Gibt man zu einer Iodidhaltigen Lösung Silbernitrat, fällt ein in konzentriertem Ammoniak unlöslicher, gelb-grüner Niederschlag aus. Gibt man zu einer Iodidlösung Chlorwasser und extrahiert mit Hexan, färbt sich
die organische Phase rosa-violett.
5.3 Vorkommen
Der Massenanteil von Iod in der Erdrinde beträgt 0,000061%.
Somit steht Iod an 70. Stelle von 90 der Elementhäufigkeit.
Iod kommt, wie alle Halogene, nur in Form von Ionen vor.
Meereslebewesen reichern Iod aus Meerwasser im Organismus an, der Mensch speichert es in Form von
organischen Iodiden in der Schilddrüse. Mineralische Iodvorkommen sind meist Lautarit (Kalziumdiiodat) und Dietzeit (7 Ca(IO3)2x8 CaCrO4). Dietzeit ist zu 0,3% Bestandteil des Chilesalpeters. Die Weltvorräte
betragen etwa 3'000'000 t, davon 1?00'000 t im Chilesalpeter.
Vulkangase enthalten einen geringen Teil an Iodwasserstoff.
Der Woodhall Spa Mineralquelle in den USA entspringt durch Iod braun gefärbtes Wasser. Meerwasser enthält etwa 50mg Iod/m3. In Süddeutschland enthalten 100g
trockenes Erdreich bis zu 34mg Iod.
5.4 Gewinnung
Die Weltproduktion an Iod beträgt 14'000 t/Jahr. Iod wird hauptsächlich in Form von Iodaten aus Chilesalpeter gewonnen (Chile ist der Haupterzeuger). Iod wird auch aus Solen oder Erdgas- und Erdöl-Lagerstätten gewonnen, indem die heiße Lake mit HCl angesäuert wird und das Iod durch Chlor ausgetrieben wird. Noch heute werden 2% des Iods aus der Extraktion von Algenasche gewonnen, da diese in der Trockenmasse bis zu 1,9% Iod enthalten.
5.5 Verwendung
Iod und seine Verbindungen werden in der Medizin als Desinfektionsmittel, Kontrastmittel beim Röntgen (aromatische Iodide) und zur Behandlung von Schilddrüsenerkrankungen eingesetzt. In der Industrie wird es für Farben
und Tinten und als Stabilisator in der Kunststoffproduktion.
Zudem wird Iod in Halogenlampen benutzt und dient, gelöst in Kaliumiodidlösungen als Indikator für Stärke.
In der Nähe von Atomkraftwerken bewahrt der Staat
insgesamt 137'000'000 KI-Tabletten, um bei einem Unfall die Aufnahme von radioaktiven Iod zu vermeiden.
5.6 Wichtige Verbindungen
Kaliumiodid: Kaliumiodid gilt als wichtigste Iodverbindung und bildet kubische, farblose Kristalle. KI löst sich sowohl in Wasser als auch in Alkohol. Kaliumiodid wird aus Iod, Wasser, Eisenspänen und Kaliumcarbonat hergestellt.
Iodoform / Triiodmethan: CHI3 ist ein gelber Feststoff mit einem starken, süßlichen Geruch. Wegen der Gefahr von Vergiftungen wird Iodoform nicht mehr als Desinfektionsmittel eingesetzt. Es ist löslich in Alkohol, jedoch nicht in Wasser. Es wird durch Elektrolyse von wässrig-alkoholischen KI/KCO3-Lösungen.
Iodwasserstoff: HI ist ein farbloses, an feuchter Luft rauchendes Gas mit stechendem Geruch. Iodwasserstoff gefriert bei -50,9°C und kondensiert bei -35,4°C. In wässriger Lösung färbt es sich braun und wird als 43%ige Säure verkauft. Iodwasserstoffsäure gehört mit Perchlorsäure zu den stärksten Säuren (je pH~0).
5.7 Geschichte
? Bernhard Courtois fand 1811 Iod in der Asche von Meeralgen, die er für das Salpetersieden benötigte, da violette Dämpfe aufstiegen.
? Joseph Louis Gay-Lussac benannte das Element Iod, nach gr.: iodeis (=Veilchenfarbig).
? Schon im im 16. Jahrhundert gab man Menschen mit Kropf die Iodhaltigen Schilddrüsen von Schafen oder die Asche von Seetang.
6. Astat
Astat steht an 85. Stelle im PSE und ist somit das schwerste Halogen. Astat ist radioaktiver Feststoff. Aufgrund seiner Seltenheit ist Astat nur wenig erforscht.
Der Name Astat leitet sich vom altgriechischen "astatos"
(=unbeständig sein) ab.
6.1 Eigenschaften
Astat ähnelt in seinen Eigenschaften dem Iod, besitzt gegenüber den anderen Halogenen aber einen metallischeren Charakter. Sein langlebigstes Isotop (210At) besitzt eine Halbwertszeit von 8,3 Sunden, die kürzeste Halbwertszeit
besitzt 215At (0,1 ms).
Es besitzt eine geringe Leitfähigkeit und löst sich
schlecht in Wasser, aber gut in Benzol. Astat sublimiert schon bei Raumtemperatur. Die chemischen Eigenschaften des Astat konnten nur durch Tracerexperimente nachgewiesen werden. Silberastatid fällt wegen der
elektropositiven Eigenschaft des Astats nur unvollständig aus.
6.2 Vorkommen
Astat ist das seltenste natürlich vorkommende Element und steht mit Platz 94 an letzter Stelle der Elementhäufigkeit.
Das weltweite Vorkommen in der Erdkruste beträgt zwischen 25 und 30g.
Bisher konnten auch verschiedene Astatverbindungen nachgewiesen werden, auch die Anionen der Sauerstoffsäuren und sein Hydrid, Astatwasserstoff.
6.3Verwendung
Organische Astatverbindungen werden in der Nuklearmedizin zur Bestrahlung von bösartigen Tumoren genutzt und, wegen der kurzen Halbwertszeit, zum Markieren der Schilddrüse benutzt. Das Element wird
in der Schilddrüse angelagert und in der Leber gespeichert.
6.4 Herstellung
Astat tritt als natürliches Zerfallsprodukt beim radioaktiven Zerfall von Uran auf. Synthetisch wird Astat durch Beschuss von Bismut (oder Bismutoxid) mit a-Teilchen (Helium-Kernen)
Die benötigten a-Teilchen besitzen eine Energie von etwa 28MeV. Die so hergestellten, relativ langlebigen Isotope
209At, 210At und 211At werden im Stickstoffstrom bei 450-600°C sublimiert und an einer gekühlten Platinscheibe abgetrennt.
6.5 Geschichte
? Astat [211At] wurde erstmals 1940 an der University of California von Dale Corson, Kenneth R. MacKenzie und Emilio Gino Segre erzeugt und nachgewiesen.
? 1943 entdeckten Berta Karlik und Traude Bernert natürlich vorkommendes Astat.
? Mendeljew bezeichnete es 1871 als Eka-Iodum. Man erwartete die Reaktivität der Halogene und die Eigenschaften eines Metalls.
? 1931 behauptete Fred Allison Astat in Monazidsand gefunden zu haben und nannte es Alabamium [85Ab].
Die Entdeckung wurde nie offiziell bestätigt.
? In den 30er Jahren gaben rumänische Wissenschaftler an, das neue Element 85, Dacnium, entdeckt zu haben.
? 1942 benannten der Engländer Ligh-Smith und der Schweizer Minder das abermals entdeckte Element 85 als Anglo-Helvetium.
Quellen:
dtv-Atlas Chemie, Band 1
Duden Paetec (CD-Rom)
wikipedia
Das große Tafelwerk (CD-Rom)
Juhuu!^^ Da hat's sich doch jemand komplett durchgelesen. Hoffe ihr fandet den Text interessant und habt dadurch etwas Interessantes erfahren!
Falls jemand dazu FRagen hat (so viele es auch sein mögen), werde ich sie beantworten. =)
Und natürlich darf man sich auch nur-so dazu äußern XD
Nun, da gibt's aber noch vieles mehr.... alles kann zwar kein Mensch zusammenfassen - das wäre 'ne Lebensaufgabe, aber eine kurzfassung wäre drin!
Ich hab da mal was vorbereitet...
Ich will hier keinen Spam-Blog hinsetzen, sondern einfach nur das zweite und mein letztes Referat des letzten Schuljahres veröffentlichen.
Also, nun geht es um die Elemente des Periodensystems. Na ja, eigentlich eine kurze Umschreibung der Elemente Flour, Chlor, Brom und Iod (Astat ist nur angeschnitten).
Wer möchte kann das ganze auch als PDF-Datei mit dazu passender Powerpoint-Präsentation bekommen.
Natürlich gibt's auch beim Wasser-Referat PDF und Powerpoint für interessierte, sogar ein kurzes HandOut.
Da von meiner Seite her alles geklärt wäre, beginnt hier das Referat:
1. Halogene
Als Halogene werden die Elemente der 17. Gruppe des Periodensystems der Elemente Fluor, Chlor, Brom, Iod und Astat bezeichnet.
Der Begriff "Halogene" leitet sich von hals (= Salz) und gennao (= erzeugen) ab. Die Halogene spielen, abgesehen vom radioaktiven Astat, in der Chemie und der Biologie eine bedeutende Rolle. Elementare Halogene liegen als zweiatomige Moleküle vor.
1.1 Die siebte Hauptgruppe
Aus ihrer Stellung im PSE geht hervor, dass die Elektronenkonfiguration 7 Valenzelektronen aufweist und den Halogenen zur Vollbesetzung ihrer Valenzschale nur ein Elektron fehlt.
Die Elemente der 6. Hauptgruppe sind die Chalkogene, und der 8. Hauptgruppe die Edelgase. In manchen Darstellungen wird Astat aus der Gruppe der Halogene ausgeschlossen, weil Astat nur ein Zwischenprodukt der radioaktiven
Zerfallsreihen ist.
1.2 Reaktivität
Im atomaren Zustand sind alle Halogene sehr reaktiv. Da Halogen-Halogen-Bindungen nicht sehr stabil sind, reagieren auch Halogenmoleküle heftig. Die Reaktivität nimmt zusammen mit der Elektronegativität von Fluor nach Iod ab. Gleichzeitig steigt die erste Ionisierungsenergie von Fluor nach Iod.Zusätzlich steigt auch die Farbintensität im gasförmigen Aggregatzustand, die Dichte, der Schmelzpunkt und der Siedepunkt mit steigender Molmasse. Bei den Sauerstoffsäuren der Halogene steigen die Säurestärke sowie die oxidierende Wirkung mit der steigenden Anzahl an Sauerstoffatomen im Molekül. Es gib vier Arten von Sauerstoffsäuren: Hypohalogenige Säure (HXO), Halogenige Säure (HXO2), Halogensäure (HXO3), Perhalogensäure
(HXO4), wobei "X" für das jeweilige Halogen steht.Die meisten Sauerstoffsäuren der Halogene sind sehr stabil und zersetzen sich exotherm. Halogene können auch untereinander zu Interhalogenverbindungen reagieren.
Es gibt alle Kombinationsmöglichkeiten bei der Verbindung XY, bei den Verbindungen XY3, XY5 steht das "Y" für Fluor.
Es gibt jedoch die Ausnahmen ICl3 und IF7.
Interhalogenide sind extrem reaktiv und instabil und können dissoziieren (z.B. BrF2-). Die Affinität zum Sauerstoff nimmt bis Iod zu, daher verdrängt das schwerere Halogen das leichtere aus der Sauerstoffverbindung. Alle Halogenidionen reagieren mit Silbernitrat zu einem unlöslichem Niederschlag.
1.3 Eigenschaften
Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Halogene sind innerhalb der Gruppe sehr ähnlich, wenn auch mit steigender molaren Masse, je nach Eigenschaft, auf- oder abgestuft.Zwischen Fluor und Chlor sind
die Abstufungen ausgeprägter als unter den restlichen Halogenen.
Fluor, Chlor, Brom und Iod sind Nichtmetalle, Astat ist ein Halbmetall. Nach unten hin zeigen die Halogene einen metallischeren Charakter, ist Iod ein metallisch glänzender Feststoff und leitet den elektrischen Strom.
Die häufigste Oxidationszahl ist ?1, es existieren aber auch die Koordinationszahlen +1, +3, +5 und +7, welche die höchste ist.Die Stabilität der Bindungen zwischen gleichen Halogenen sinkt von Cl2 nach I2, Iod liegt in der Wärme atomar vor.Wasserstoffhalogenide reagieren in Wasser, Alkoholen, Ethern und Säuren sauer.Die Säurestärke nimmt von HF nach HI zu.
1.4 Vorkommen
Aufgrund ihrer Reaktivität kommen die Halogene meist nur in Form von Alkalihalogeniden vor. Meerwasser enthält eine riesige Menge an Halogenidionen, Chlor und Brom kommen teilweise auch elementar vor.
Halogene liegen im mittleren Bereich der Häufigkeit in der Erdkruste: Die Halogene besitzen einen Anteil von 0,26% in der Erdrinde.73% der Halogene sind Chlor und 26,6% Fluor.
Der Rest sind 0,3% Brom und 0,1% Iod. Astat ist mit unter 30g in der Erdrinde das seltenste Halogen. Fluor, Chlor und Iod sind für Pflanzen, Tiere und den Menschen wichtige
Spurenelemente.
1.5 Toxikologie
Im Allgemeinen sind alle Halogene giftig, vor allem durch ihre ätzende Wirkung auf Haut, Atmungsorgane und Schleimhäute. Zum Teil sind ihre Verbindungen starke Blutgifte (z.B. Fluoride, Chlorate, Bromate). Die
Giftigkeit der Halogene sinkt mit steigender Ordnungszahl.
1.6 Gewinnung
Fluor und Chlor werden durch Elektrolyse Gewonnen, Brom durch Oxidation von Bromiden und Iod durch Reduktion von Iodaten. Astat konnte bisher nur künstlich aus Bismut dargestellt werden.
1.7 Verwendung
Von den Halogenen wird nur Chlor elementar zur Desinfektion von Trinkwasser genutzt. Chlorverbindungen finden in der Technik vielfache Anwendung, Verbindungen des Fluors nur in der Kerntechnik. Brom und Iod werden vor Allem in der pharmazeutischen und organischen Chemie zur Halogenierung verwendet.
1.8 Pseudohalogene
Der Begriff wurde erstmals 1925 für CN-, OCN-, CNO- und SCN- verwendet.
Pseudohalogene bilden wie Halogene schwer lösliche Silber-, Quecksilber- und Blei(II)-Salze. Sie bilden auch Poly- und Interhalogenide.
2. Fluor
Fluor ist in der zweiten Periode mit der Ordnungszahl 9 das erste Element der 7. Hautgruppe des PSE und ein Nichtmetall.
Der Begriff Fluor leitet sich vom griechischen "fluor" ab, was "fließen" bedeutet, da es als Flussmittel Erzen zugesetzt wurde. Fluor ist ein grün-gelbes, giftiges,
stechend riechendes (Geruchsgrenze im ppb-Bereich) und ätzendes Gas.
2.1 Eigenschaften
Fluor ist ein blassgelbes, ätzendes Gas mit durchdringendem Geruch. Seine Dichte ist größer als die von Luft. Fluor ist das Element mit der höchsten Elektronegativität, daher reagiert es selbst mit den Edelgasen zu stabilen Verbindungen. Fluor reagiert mit Wasserstoff sogar als Feststoff ohne Aktivierungsenergie, d.h. sogar im Dunkeln. Zudem reagiert Fluor auch stark exotherm mit nahezu allen Stoffen, mit Feststoffen jedoch kontrollierter. Bei hohem Druck führen Reaktionen mit Fluor bei Metallen zum Schmelzen, wodurch weiteres Material freigelegt wird. Letztendlich kann dies zu "Fluorfeuern" führen, welche nur durch Unterbrechen der Fluorzufuhr gelöscht werden können. HF-freies Fluor reagiert nicht mit Glas, nur bei Erwärmung, da die Bindungsenergie des Fluormoleküls nur 159,06kJ/mol beträgt.
2.2 Toxikologie
Fluor und viele Fluoride besitzen bereits in Konzentrationen von 0,01% eine Reizwirkung. Die maximale Arbeitsplatzkonzentration beträgt 0,2mg/m3.
2.3 Nachweis
Qualitativ lässt sich Fluor über die Wassertropfenmethode bestimmen, indem man etwas Probe mit der dreifachen Menge Siliziumdioxid im geschlossenen Bleitiegel vermischt und Schwefelsäure darüber gießt. Beim Erhitzen
entweicht SiF4 aus einem Loch im Tiegel. Hält man nun über dieses Loch einen schwarzen Glasstab, an dem ein Wassertropfen hängt, bildet sich am Glasstab weißer Schleim, welcher aus SiO2 und HF besteht.
Quantitativ:
kann man das Fluorid durch Ausfällen als CaF2. Quantitativ lässt sich Fluor durch Silbernitrat bestimmen, da es als einziges Silberhalogenid gut löslich ist und die Lösung orange färbt.
2.4 Vorkommen
Fluor kommt aufgrund seiner hohen Reaktivität nur in Form von Fluoriden vor. Meerwasser enthält etwa 1,2mg/L an Fluoriden und Süßwasser 0,2mg/L.
Als Spurenelement enthalten Knochen und Zähne etwa 0,001% Fluorid. Zudem kann es auch in Form von Fluorkomplexsalzen und in einigen wenigen Organismen als fluororganische Verbindungen vorkommen.
Der Massenanteil von Fluor in der Erdrinde beträgt ~ 0,3%.
2.5 Verwendung
In einigen Orten wird Fluor zur fluoridierung des Trinkwassers eingesetzt, da der Mensch in der Wachstumsphase der Zähne 1,8mg pro Tag benötigt, und Fluor der Kariesbildung vorbeugt.
Fluor dient vor allem zur Herstellung von Uranhexafluorid für die Uran-Anreicherung und zur Herstellung von
Fluorwasserstoff.Zusammen mit Hydrazin (N2H4) wird es für Raketentreibstoff eingesetzt. Zudem dient Fluor zur Herstellung anorganischer und organischer Fluorverbindungen, die sich nicht auf andere Weise herstellen lassen.
2.6 Gewinnung
Fluor wird meist durch Elektrolyse einerKaliumhydrogenfluorid-Schmelze (KF.3HF / KF.2HF) bei Temperaturen von 70-130°C gewonnen. Da Fluor das stärkste Oxidationsmittel ist, kann es nur elektrolytisch gewonnen werden. Allerdings sind wässrige Lösungen zur Fluorgewinnung unbrauchbar, da das Fluor dem Wasser den Wasserstoff entziehen würde, und man Sauerstoff erhielte. Daneben ist Fluor ein Nebenprodukt bei der Herstellung von Phosphorsäure.
Gelagert wird das Fluor in Tanks aus Monelmetall (Nickel/Kupfer-Legierung mit 2% Fe), da das Metallfluorid nicht mit dem Fluor reagiert. Aufgrund der problematischen Handhabung kommt Fluor als inertes Gasgemisch ? der Fluorgehalt beträgt 20% - in den Handel.
2.7 Wichtige Verbindungen
? Fluorwasserstoff: chemisch sehr stabile, hygroskopische und farblose Flüssigkeit; die wässrige Lösung (Flusssäure) ist eine schwache Säure, die Salze heißen Fluoride. Flusssäure ist giftig und löst Zellulose vollständig auf. "Die Weltproduktion beträgt 1,5 Mio. t/a." Sie wird zur Glasätzerei, zum Herstellen von organischen Fluoriden, Oberflächenbehandlung von Fe und Al und zur Holzverzuckerung eingesetzt.
? Flussspat / Calciumfluorid: farblose, würfelförmige Kristalle, welche oft durch Verunreinigungen gefärbt sind.Flussspat wird seit dem Altertum Erzen als Flussmittel zugesetzt.
Reines CaF2 (optischer Spat) wird in der optischen Industrie für Prismen und Linsen verwendet.
? Uranhexafluorid: Dient zur Anreicherung von Uran und Trennung der Verschiedenen Uranisotope.
2.8 Geschichte
Fluor wurde 1529 von Gregor Agricola in Form von CaF2 zum Schmelzen von Erzen eingesetzt. Andre Marie Ampere versuchte 1810 elementares Fluor herzustellen, jedoch reagierte dieses sofort mit dem Lösungsmittel und den Glasgeräten. Erst 1886 wurde Fluor von Ferdinand Moissan
elektrolytisch aus Fluorwasserstoff in einem Platingefäß hergestellt.
[color=green ]3. Chlor
Der Name Chlor leitet sich vom griechischen "chloros" ab, was soviel wie gelb-grün bedeutet. Chlor ist ein giftiges, gelbgrünes Gas, es riecht stechend und steht an 17. Stelle im Periodensystem.
3.1 Eigenschaften
Chlor besitzt eine 2,5mal höhere Dichte als Luft (?Cl = 0,0032 g/mL) und liegt in fester Form als blassgelbe, rhombische Kristalle vor. Chlor ist sehr
gut löslich in Wasser (0,092 mol/L bei 25°C), die Lösung muss aber in braunen Flaschen aufbewahrt werden, um dem Zerfall vorzubeugen. Unterhalb von 10°C erstarrt hydratisiertes Chlor zu grüngelbem Chloreis.Chlor
reagiert mit allen Elementen außer Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und den Edelgasen. Chlor verdampft bei -34,06°C und schmilzt bei -101°C. Chlor lässt sich leicht verflüssigen, da der kritische Punkt sehr hoch liegt (143,9°C, 77,1bar). Die Dichte des flüssigen Chlors liegt unter 6,7bar Druck und 20°C bei 1,565 g/mL. Alkalimetalle reagieren mit Chor am heftigsten.
Erwärmt man z.B. im Chlorstrom ein Stückchen Natrium auf etwa 100°C, so vereinigen sich die beiden Elemente unter intensiver, gelber Lichterscheinung lebhaft zu Natriumchlorid".
2 Toxikologie
Chlor reizt die Schleimhäute ist relativ gut wasserlöslich, weshalb beim Einatmen die oberen Atemwege angegriffen werden. Ab einer Konzentration von 0,2mg/L ist Chlorgeruch wahrnehmbar. Der Arbeitsplatzgrenzwert liegt bei 1,5mg/m3. Dadurch, dass Chlor im Körper zu Cl-Ionen zerfällt, haben geringe Chorkonzentrationen keine Giftwirkung. Chlor-organische Verbindungen zerfallen nicht in Ionen und wirken gesundheitsschädlich bis giftig, und werden daher als Insektizide eingesetzt.
3.3 Nachweis
Qualitativ wird Chlor durch die Blaufärbung eines Iodkalium-Stärkepapiers nachgewiesen. Versetzt man eine Chloridhaltige Lösung im sauren Medium mit Silbernitrat, fällt ein weißer Niederschlag aus Silberchlorid aus, welcher sich unter Zugabe von Ammoniak auflöst.
Quantitativ kann man Chlor durch Ausschütteln mit einer KI-Lösung und anschließendem Titrieren des elementaren Iods bestimmen. Man kann Chloride koduktometrisch durch Titrieren mit Silbernitrat bestimmen.
3.4 Vorkommen
Chlor kommt in der Natur, wie alle anderen Halogene auch, nur in Form von Salzen (Chloriden) vor. Der Massenanteil des Chlors beträgt auf der Erde 0,19%. Somit gehört Chlor zu den 20 häufigsten Elementen. Meerwasser enthält 2,9% Alkalichloride und 0,2% MgCl2. Die menschliche
Magensäure besteht aus einer ca. 0,4%-igen, also einer etwa 0,1 molaren Salzsäure. Der Anteil an Chloriden in der Erdkruste beträgt etwa 0,05%. Elementar tritt Chlorgas nur sporadisch in Vulkangasen auf. Produziert wird Chlor in großem Maße bei der Chlor-Alkali-Elektrolyse, Die
Weltproduktion liegt bei 45 Mio. t/a, die deutsche bei 4 Mio. t/a.
3.5 Verwendung
Chlor zählt in der Industrie zu den wichtigsten chemischen Grundstoffen. Aufgrund seiner Bleichwirkung wurde Chlor zu 7% in der Papierindustrie eingesetzt, jedoch durch umweltfreundliches Wasserstoffperoxid ersetzt. Rund 15% des Produzierten Chlors wird zu Salzsäure, Bleichlaugen, und anorganischen Verbindungen verarbeitet. Die restlichen 70 ? 80% dienen der Herstellung von organischen Produkten, Insektiziden, Kunststoffen, Lösungsmitteln, etc.
Chlor wird auch zum Desinfizieren von Trink- und
Schwimmbadwasser verwendet und besitzt eine gewisse Depotwirkung.
3.6 Gewinnung
Chlor wird seit 1892 überwiegend per Chloralkali-Elektrolyse gewonnen, wobei neben Chlor auch Wasserstoff und Natronlauge entstehen.Drei
Verfahren zur Darstellung von Chlor über Chloralkali-Elektrolyse sind das Membran-, das Amalgam- und das Diaphragmaverfahren. Das Amalgamverfahren wurde 1892 von H.J. Castner und C. Kellner entwickelt. Moderne Anlagen arbeiten mit elektrischen Strömen von 500kA, jedoch wird dieses Verfahren wegen der Umweltgefahren durch das Quecksilber eingestellt.
Das Diaphragmaverfahren wurde 1890 von der Griesheim AG entwickelt. Bei diesem Verfahren ist der Anodenraum durch ein Asbest- oder Polyramix- Diaphragma vom Kathodenraum getrennt. Moderne Diaphragma-Zellen produzieren bis zu 30t Chlorgas pro Tag. Das Membranverfahren ähnelt sehr stark dem Diaphragmaverfahren, Anoden- und Kathodenraum sind lediglich von einer Membran getrennt.
Das Amalgamverfahren und das Diaphragmaverfahren arbeiten gleich wirtschaftlich, jedoch findet das Diaphragmaverfahren in der Praxis aufgrund der besseren Energieausnutzung und der geringeren Umweltbelastung eine höhere Anwendung. Auch die Elektrolyse von Chlorgas findet immer mehr Anwendung, da HCl oft als Nebenprodukt auftritt und die Reaktion (2HCl => H2 + Cl2) nur +184,3kJ/mol benötigt, wobei bei der Chloralkali-Elektrolyse +446,6kJ/mol eingesetzt werden müssen. Im kleinen Maßstab kann man Chlor durch die Reaktion von Braunstein mit
konzentrierter Salzsäure herstellen.
Die USA produzieren mehr als 35% der gesamten Weltproduktion an Chlorgas, in Europa werden etwa 25% der Weltproduktion an Chlor. Deutschland ist in Europa noch vor Frankreich der größte Chlorgas-Produzent.
3.7 Wichtige Verbindungen
Chlorwasserstoff (HCl): Chlorwasserstoff ist ein farbloses, rauchendes Gas und im trockenem Zustand chemisch kaum reaktiv. HCl ist seit dem 15 Jahrhundert bekannt. Es besitzt einen stechenden Geruch und reagiert bei Feuchtigkeit stark sauer. Chlorwasserstoff hat unter Normalbedingungen eine Dichte von 1,6439g/L, verdampft bei -85,05°C und gefriert bei -114,22°C. HCl löst sich gut in Ether und Alkohol und mit 507L/L Wasser bei 0°C sehr gut in Wasser. Hochreines HCl wird beim Verbrennen von Chlor m Wasserstoff im Quarzbrenner hergestellt.
Salzsäure: Salzsäure ist die wässrige Lösung des Chlorwasserstoffs. Eine konzentrierte Salzsäure enthält ca. 38% Chlorwasserstoff und wird wegen des Austritts an Chlorwasserstoff auch "rauchende Salzsäure" genannt. Bei
15°C besitzt die gesättigte Salzsäure einen Massenanteil von 42% und eine Dichte von 1,21g/mL. Salzsäure tritt auch als Nebenprodukt bei der Chlorierung organischer Verbindungen auf. Die Produktion an Salzsäure beträgt in Deutschland pro Jahr 2'000'000 t. Salzsäure reagiert nicht mit Edelmetallen, sehr wohl jedoch mit deren Oxiden.
Chlordioxid: ClO2 ist ein hochgiftiges Gas mit durchdringendem Geruch. Die
Farbe des Gases ist gelbgrün bis orange. Die letale Dosis liegt bei 60mg/m3, der Arbeitsplatzgrenzwert bei 0,3mg/m3. Die Dichte beträgt unter Normalbedingungen 0,0024g/mL. Chlordioxid ist unter 9,7°C flüssig und gefriert bei -59°C. Aufgrund seiner Eigenschaft, explosiv in Chlorgas und
Sauerstoff zu zerfallen, wird es nur direkt am Verwendungsort durch Reduktion von Chloraten hergestellt. Es dient in wässriger Lösung als Bleichmittel und zur Trinkwasseraufbereitung.
3.8 Sauerstoffsäuren des Chlors
Hypochlorige Säure (HClO): Die hypochlorige Säure ist eine schwache, farblose Säure und zerfällt unter Lichteinwirkung zu Salzsäure und Sauerstoff. Sie existiert nur in wässriger Lösung. Die Salze und Ester heißen
Hypochlorite. Die Ester der hypochlorigen Säure sind explosiv, weshalb sie nicht zur Oxidation von Alkoholen eingesetzt werden darf. Mit Ammoniak reagiert HClO zu Hydrogenazid und Chlorwasserstoff.
Chlorige Säure (HClO2): Chlorige Säure ist eine farblose Flüssigkeit und besitzt nur eine geringe Bedeutung, da sie sich bei Verdünnung zu Chlor-
dioxid und Salzsäure zersetzt. Chlorite hingegen sind stabiler und gute Oxidationsmittel. Chlorige Säure entsteht bei der Reaktion von Bariumchlorit mit Schwefelsäure, wobei auch Bariumsulfat entsteht.
Chlorsäure (HClO3): Chlorsäure ist ein so effektives Oxidationsmittel, dass sich ein eingetauchter Holzspan ohne Zündquelle entzündet und darf deshalb nicht mit organischen Mineralien in Kontakt kommen.
Perchlorsäure (HClO4): Perchlorsäure ist neben Iodwasserstoff eine der stärksten Säuren. Perchlorsäure ist eine rauchende, ölige, hygroskopische, farblose Säure, und zersetzt sich unter Erwärmung explosionsartig.
3.9Geschichte des Chlors
? 1774 wurde Chlor das erste mal von Carl Wilhelm Scheele durch Umsetzung von Schwefelsäure und NaCl mit Braunstein hergestellt, jedoch nicht als Element erkannt.
? Nach vergeblichen Versuchen vieler Forscher, Sauerstoff aus dem Gas zu entfernen, wurde Chlor von Sir Humphry Davy um 1810 als Element bezeichnet.
4. Brom
Brom steht im Periodensystem an 35. Stelle und ist das einzige flüssige Nichtmetall. Der Begriff "Brom" leitet sich vom griechischen "bromos" ab, was "Gestank" bedeutet.
4.1 Eigenschaften
Brom ist eine tiefrote Flüssigkeit mit unangenehmen, stechendem Geruch.
Dichte 3,119 g/mL
Schmelzpunkt -7,3°C
Siedepunkt 59°C
molare Masse 79,916 g/mol
Brom ist in Wasser nur mäßig löslich (0,035 LBr/L), sehr gut jedoch in organischen Lösungsmitteln. Versucht man, Brom in Wasser zu lösen, entsteht hypobromige Säure, welche unter Sauerstoffabgabe Bromwasserstoff bildet.
Brom und Chlor mischen sich in jedem Verhältnis.
Gasförmiges Brom ist weniger reaktiv als Chlor und reagiert mit Wasserstoff erst unter hohen Temperaturen. Feuchtigkeit jedoch erhöht die Reaktivität enorm. Mit Metallen reagiert Brom stark exotherm. Gießt man auf Aluminiumspäne Brom, so fängt das Aluminium sogar an, zu brennen. Bei der Reaktion von Kalium mit Brom kann es sogar zu einer Explosion kommen. Feuchtes Brom reagiert mit allen Metallen außer Platin und Tantal. Brom reduziert Ammoniak zu Stickstoff und reagiert mit Kohlenwasserstoffen durch Addition an Mehrfachbindungen. In trockenem
Zustand ist Brom weniger Reaktiv als im feuchten Zustand.
Feuchtes Brom reagiert sogar mir Gold. Brom reagiert mit allen Nichtmetallen außer Sauerstoff, Kohlenstoff und den Edelgasen. Brom reagiert mit den meisten organischen Verbindungen und zersetzt Zellulose.
4.2 Toxikologie
Bromdämpfe wirken schon in geringen Konzentrationen reizend und sind in der Verdünnung 1:1000 sogar tödlich.
Elementares Brom verursacht auf der Haut schwere Verätzungen und tiefe Wunden. Diese Verätzungen heilen
meistens nur sehr langsam. Brom-Verbindungen sind giftiger als die entsprechenden des Chlors. So ist z.B. Methylbromid ein starkes Nervengift und wirkt schon in einer Konzentration von 0,035% lethal.
Beim Arbeiten mit Brom oder Bromwasserstoff stellt man meist eine 3%-ige Natriumthiosulfat-Lösung bereit, damit das Brom gebunden werden kann.
4.3 Nachweis
Gibt man zu einer bromidhaltigen, sauren Lösung Silbernitrat, fällt Silberbromid als gelblicher Niederschlag aus. Dieser Niederschlag löst sich nur in konzentriertem Ammoniak.
Gibt man zu einer bromidhaltigen
Lösung Chorwasser (die werden Bromide zu Brom oxidiert) und extrahiert mit Hexan, färbt sich die organische Phase orange-braun.
Quantitativ lassen sich Bromide gravimetrisch durch Massenbestimmung des Silberbromids oder konduktometrisch über Titration mit Silbernitrat bestimmen.
4.4 Vorkommen
Brom hat auf der Erde einen Massenanteil von 0,006%. Zum größten Teil kommen Bromide in Meerwasser aber auch zum Teil zusammen mit Chloriden im Gestein vor. Im Gestein kommt Brom selten und meistens nur als Silbererz, wie z.B. Bromargyrit (Silberbromid), Embolit (Ag[Cl, Br]) oder Iodembolit (Ag[Br, I]) vor. Zudem besteht der Farbstoff der Purpurschnecke aus einer Bromverbindung
(6,6-Dibromindigo).
Gestein 1 mg/L
Meerwasser 6,5 mg/L
Totes Meer 4-6 g/L
Steinsalz 5-40 g/L
Wasser aus Ölquellen 4 g/L
4.5 Verwendung
Die häufigste Verwendung findet Brom bei der Synthese von 1,2-Dibrom-ethan. Fast 80% des weltweit Hergestellten Broms dienen diesem Zweck. Dieses 1,2-Dibromethan vermindert die Ablagerung von Bleioxid an den Ventilen von Kraftstoffmotoren.
Brom wird auch als Desinfektionsmittel
für Schwimmbäder, als Flammschutzmittel ( Jahr2000: 38%) für Kunststoffe, in Insektiziden, in der Fotoindustrie, und zur Herstellung von Feuerlöschmitteln, in Arzneimittel (Beruhigungsmittel) und Farbstoffe (Eosin für u.a. Lippenstifte) verwendet. Bromwasser dient zur zum Nachweis von Mehrfachbindungen, da das Bromwasser seine rotbraune Färbung verliert. Elementares Brom kann auch als Bleichmittel eingesetzt werden. Monobromaceton wird zu militärischen Zwecken als Tränengas eingesetzt.
4.6 Gewinnung
Elementares Brom wird durch Oxidation von Bromid-Lösungen durch Chlor gewonnen. Als Bromidquelle wird (wegen des hohen Anteils an Bromiden) Meerwasser genutzt. 1961 wurden etwa 100'000 t Brom erzeugt heute sind es jährlich ca. 540'000 t Brom. Handelsübliches Brom enthält 0,07%
Wasser. Heute wird zur Brom-Gewinnung meist das 1906 von Kubierschki entwickelte Heißentbromungsverfahren eingesetzt, daneben gibt es aber auch das Kaltentbromungsverfahren.
Beim Heißentbromungsverfahren werden im Bromturm der heißen Sole bzw. Lauge Dampf und Chlor entgegengeführt. Wird das Bromid vom Chlor oxidiert, entweichen Bromdämpfe, die im Anschluss kondensiert,
gereinigt und destilliert werden. Zum Schluss wird das Brom in einer Entwässerungsanlage getrocknet. Beim Kaltentbromungsverfahren strömt mit Chlor und Schwefelsäure versetztes Meerwasser gegen Luft,
wobei Brom und Chlor ausgeblasen werden. Das Brom wird mit Natriumcarbonat-Lösung gewaschen und durch Schwefelsäure und Dampf aus der Lösung freigesetzt.
4.7 Wichtige Verbindungen
Bromwasserstoff (HBr): Bromwasserstoff ist ein farbloses Gas, welches an feuchter Luft raucht und die Schleimhäute reizt. HBr besitzt eine Dichte von 000364 g/cm3, besitzt einen Siedepunkt von -66,8°C und hat eine Schmelztemperatur von -86,9°C. HBr ist in Druckflaschen als 33%-ige Lösung in Eisessig im Handel. Bromwasserstoff dient zur Herstellung von Bromiden und als Katalysator.
Bromwasserstoffsäure: HBr(aq) ist eine der stärksten Säuren und wird an der Luft gelb. Die höchste Massenkonzentration der eigentlich farblosen
Lösung liegt bei 612 g/L. Ihre Salze heißen Bromide.
1,2-Dibromethan (CH2Br-CH2Br): Dient zusammen mit Bleitetramethyl oder Ethyl-Methyl-Bleiverbindungen als Antiklopfmittel für Kraftstoffe.Es besitzt eine Dichte von 1,539 g/ml, einen Schmelzpunkt von 9,9°C und siedet bei 131,7°C.
1,2-Dibromethan wirkt reizend auf die Schleimhäute und in
hohen Dosierungen narkotisch.
Flammschutzmittel: Kunststoffen werden oft Brom-organische Additive (Hexarombenzen, Hexabromzyklododekan, etc.) zugesetzt, damit diese
schwer entflammbar bis selbstlöschend werden.
Es existieren auch Verbindungen wie Bromide, Bromate, Bromite, Bromoxide, Interhalogenide des Broms, Bromphenolblau und weitere Verbindungen.
4.8 Geschichte
? Brom wurde1826 vom Chemiker Antoine-Jerome Balard aus Meeresalgen isoliert und erhielt den Namen Murid (= Sole).
? Joseph Louis Gay-Lussac gab dem Element den Namen Brom.
? Erstmals wurde Brom von Justus von Liebig hergestellt, jedoch nicht als Element erkannt.
5. Iod
Iod steht an 53. Stelle im Periodensystem und ist ein essenzielles Spurenelement. Der Tagesbedarf liegt bei 0,2mg/Tag und dient dem Körper zur Herstellung eines Schilddrüsenhormons. Seit 1819 ist bekannt, dass
Iodmangel zur Kropfbildung führt. Im alltäglichen Sprachgebrauch wird es auch "Jod" geschrieben; beide Schreibweisen sind korrekt. Der Name ist abgeleitet vom griechischen iodeis = veilchenfarbig", da elementares Iod
violett-schwarze, schuppige, metallisch glänzende Kristallen bildet. Wird Iod verflüssigt, färbt es sich braun.
5.1 Eigenschaften
Iod sublimiert bei Raumtemperatur unter Ausbildung violetter Dämpfe. Iod schmilzt bei 113,7°C und siedet bei 184,2°C.
Flüssiges Iod leitet den elektrischen Strom. Iod kann mit einem Iodidanion sogenannte Polyiodide bilden, die sich in die Helixstruktur von Stärke einlagert, was schon in
geringen Konzentrationen zu einer Blaufärbung führt.
Iod ist weniger reaktiv als Chlor oder Brom und daher ein mildes Oxidationsmittel. Wird Iod in Alkohol, Ether oder Aceton gelöst, färbt die Lösung sich gelb-braun, löst man Iod in Benzol, Trichlormethan oder Schwefelkohlenstoff färbt sich
das Iod violett-rot. Wässrige Iodlösungen sind schon mit 0,35% Iodanteil gesättigt. Organische Lösungsmittel und KI-Lösungen lösen Iod besser. Will man Iod in Wasser lösen, hängt die Löslichkeit vom pH-Wert ab. Im leicht saurem Medium löst sich Iod fast vollständig, im leicht basischem nur zu 12%.
Iod reagiert mit allen Elementen mit Ausnahme von Schwefel, Selen und der Edelgase. Mit Phosphor, Aluminium, Eisen und Quecksilber reagiert Iod weniger heftig als Chlor oder Brom, und meist erst nach Erwärmen.
Löslichkeit von Iod in:
Ethen 33,70%
Ethanol 27,20%
Carbonsulfid 19,70%
Benzol 16,40%
5.2 Nachweis
Iod färbt Stärke blau, dadurch lässt sich Iod quantitativ auch colorimetrisch bestimmen. Gibt man zu einer Iodidhaltigen Lösung Silbernitrat, fällt ein in konzentriertem Ammoniak unlöslicher, gelb-grüner Niederschlag aus. Gibt man zu einer Iodidlösung Chlorwasser und extrahiert mit Hexan, färbt sich
die organische Phase rosa-violett.
5.3 Vorkommen
Der Massenanteil von Iod in der Erdrinde beträgt 0,000061%.
Somit steht Iod an 70. Stelle von 90 der Elementhäufigkeit.
Iod kommt, wie alle Halogene, nur in Form von Ionen vor.
Meereslebewesen reichern Iod aus Meerwasser im Organismus an, der Mensch speichert es in Form von
organischen Iodiden in der Schilddrüse. Mineralische Iodvorkommen sind meist Lautarit (Kalziumdiiodat) und Dietzeit (7 Ca(IO3)2x8 CaCrO4). Dietzeit ist zu 0,3% Bestandteil des Chilesalpeters. Die Weltvorräte
betragen etwa 3'000'000 t, davon 1?00'000 t im Chilesalpeter.
Vulkangase enthalten einen geringen Teil an Iodwasserstoff.
Der Woodhall Spa Mineralquelle in den USA entspringt durch Iod braun gefärbtes Wasser. Meerwasser enthält etwa 50mg Iod/m3. In Süddeutschland enthalten 100g
trockenes Erdreich bis zu 34mg Iod.
5.4 Gewinnung
Die Weltproduktion an Iod beträgt 14'000 t/Jahr. Iod wird hauptsächlich in Form von Iodaten aus Chilesalpeter gewonnen (Chile ist der Haupterzeuger). Iod wird auch aus Solen oder Erdgas- und Erdöl-Lagerstätten gewonnen, indem die heiße Lake mit HCl angesäuert wird und das Iod durch Chlor ausgetrieben wird. Noch heute werden 2% des Iods aus der Extraktion von Algenasche gewonnen, da diese in der Trockenmasse bis zu 1,9% Iod enthalten.
5.5 Verwendung
Iod und seine Verbindungen werden in der Medizin als Desinfektionsmittel, Kontrastmittel beim Röntgen (aromatische Iodide) und zur Behandlung von Schilddrüsenerkrankungen eingesetzt. In der Industrie wird es für Farben
und Tinten und als Stabilisator in der Kunststoffproduktion.
Zudem wird Iod in Halogenlampen benutzt und dient, gelöst in Kaliumiodidlösungen als Indikator für Stärke.
In der Nähe von Atomkraftwerken bewahrt der Staat
insgesamt 137'000'000 KI-Tabletten, um bei einem Unfall die Aufnahme von radioaktiven Iod zu vermeiden.
5.6 Wichtige Verbindungen
Kaliumiodid: Kaliumiodid gilt als wichtigste Iodverbindung und bildet kubische, farblose Kristalle. KI löst sich sowohl in Wasser als auch in Alkohol. Kaliumiodid wird aus Iod, Wasser, Eisenspänen und Kaliumcarbonat hergestellt.
Iodoform / Triiodmethan: CHI3 ist ein gelber Feststoff mit einem starken, süßlichen Geruch. Wegen der Gefahr von Vergiftungen wird Iodoform nicht mehr als Desinfektionsmittel eingesetzt. Es ist löslich in Alkohol, jedoch nicht in Wasser. Es wird durch Elektrolyse von wässrig-alkoholischen KI/KCO3-Lösungen.
Iodwasserstoff: HI ist ein farbloses, an feuchter Luft rauchendes Gas mit stechendem Geruch. Iodwasserstoff gefriert bei -50,9°C und kondensiert bei -35,4°C. In wässriger Lösung färbt es sich braun und wird als 43%ige Säure verkauft. Iodwasserstoffsäure gehört mit Perchlorsäure zu den stärksten Säuren (je pH~0).
5.7 Geschichte
? Bernhard Courtois fand 1811 Iod in der Asche von Meeralgen, die er für das Salpetersieden benötigte, da violette Dämpfe aufstiegen.
? Joseph Louis Gay-Lussac benannte das Element Iod, nach gr.: iodeis (=Veilchenfarbig).
? Schon im im 16. Jahrhundert gab man Menschen mit Kropf die Iodhaltigen Schilddrüsen von Schafen oder die Asche von Seetang.
6. Astat
Astat steht an 85. Stelle im PSE und ist somit das schwerste Halogen. Astat ist radioaktiver Feststoff. Aufgrund seiner Seltenheit ist Astat nur wenig erforscht.
Der Name Astat leitet sich vom altgriechischen "astatos"
(=unbeständig sein) ab.
6.1 Eigenschaften
Astat ähnelt in seinen Eigenschaften dem Iod, besitzt gegenüber den anderen Halogenen aber einen metallischeren Charakter. Sein langlebigstes Isotop (210At) besitzt eine Halbwertszeit von 8,3 Sunden, die kürzeste Halbwertszeit
besitzt 215At (0,1 ms).
Es besitzt eine geringe Leitfähigkeit und löst sich
schlecht in Wasser, aber gut in Benzol. Astat sublimiert schon bei Raumtemperatur. Die chemischen Eigenschaften des Astat konnten nur durch Tracerexperimente nachgewiesen werden. Silberastatid fällt wegen der
elektropositiven Eigenschaft des Astats nur unvollständig aus.
6.2 Vorkommen
Astat ist das seltenste natürlich vorkommende Element und steht mit Platz 94 an letzter Stelle der Elementhäufigkeit.
Das weltweite Vorkommen in der Erdkruste beträgt zwischen 25 und 30g.
Bisher konnten auch verschiedene Astatverbindungen nachgewiesen werden, auch die Anionen der Sauerstoffsäuren und sein Hydrid, Astatwasserstoff.
6.3Verwendung
Organische Astatverbindungen werden in der Nuklearmedizin zur Bestrahlung von bösartigen Tumoren genutzt und, wegen der kurzen Halbwertszeit, zum Markieren der Schilddrüse benutzt. Das Element wird
in der Schilddrüse angelagert und in der Leber gespeichert.
6.4 Herstellung
Astat tritt als natürliches Zerfallsprodukt beim radioaktiven Zerfall von Uran auf. Synthetisch wird Astat durch Beschuss von Bismut (oder Bismutoxid) mit a-Teilchen (Helium-Kernen)
Die benötigten a-Teilchen besitzen eine Energie von etwa 28MeV. Die so hergestellten, relativ langlebigen Isotope
209At, 210At und 211At werden im Stickstoffstrom bei 450-600°C sublimiert und an einer gekühlten Platinscheibe abgetrennt.
6.5 Geschichte
? Astat [211At] wurde erstmals 1940 an der University of California von Dale Corson, Kenneth R. MacKenzie und Emilio Gino Segre erzeugt und nachgewiesen.
? 1943 entdeckten Berta Karlik und Traude Bernert natürlich vorkommendes Astat.
? Mendeljew bezeichnete es 1871 als Eka-Iodum. Man erwartete die Reaktivität der Halogene und die Eigenschaften eines Metalls.
? 1931 behauptete Fred Allison Astat in Monazidsand gefunden zu haben und nannte es Alabamium [85Ab].
Die Entdeckung wurde nie offiziell bestätigt.
? In den 30er Jahren gaben rumänische Wissenschaftler an, das neue Element 85, Dacnium, entdeckt zu haben.
? 1942 benannten der Engländer Ligh-Smith und der Schweizer Minder das abermals entdeckte Element 85 als Anglo-Helvetium.
Quellen:
dtv-Atlas Chemie, Band 1
Duden Paetec (CD-Rom)
wikipedia
Das große Tafelwerk (CD-Rom)
Juhuu!^^ Da hat's sich doch jemand komplett durchgelesen. Hoffe ihr fandet den Text interessant und habt dadurch etwas Interessantes erfahren!
Falls jemand dazu FRagen hat (so viele es auch sein mögen), werde ich sie beantworten. =)
Und natürlich darf man sich auch nur-so dazu äußern XD
