Elemente und Moleküle, Schulbuch

22 1 AtoMBAU UND PeRIoDeNSYSteM Die 17. Gruppe – die Halogene Elektronenanordnung in der äußersten Schale: s 2 p 5 Die Elemente Fluor , Chlor , Brom umd Iod bilden die 17. Gruppe – früher 7. Haupt- gruppe – des Periodensystems und werden Halogene genannt. Das Element Astat (lat.= unbeständig) kommt nur in Form kurzlebiger Radionuklide vor und spielt in der chemischen Praxis keine Rolle. Entsprechend ihrer Stellung im Periodensystem sind alle Halogene typische Nichtmetalle, die mit Metallen heftig zu Salzen reagie- ren (Halogene = Salzbildner ). In Form dieser Salze – der Halogenide – kommen die Halogene hauptsächlich in der Natur vor (Salzgehalt des Meerwassers, Salzlager- stätten). Im elementaren Zustand bestehen die Halogene aus zweiatomigen Molekülen und sind sehr starke Atemgifte . Schon kleine Konzentrationen (1 ppm; ppm = parts per million) der gasförmigen Halogene riechen stechend und verursachen Hustenreiz. 10 ppm wirken bereits lungenschädlich und höhere Konzentrationen erzeugen rasch schwere Lungenschäden. Das flüssige Brom verdampft bei Zimmertemperatur so stark, dass fast immer gefährliche Konzentrationen auftreten. Iod hat einen gerin - geren Dampfdruck. Wird es aber erwärmt, sublimiert es und so ist auch hier bald eine gesundheitsschädliche Konzentration erreicht. Daher dürfen Experimente mit elementaren Halogenen nur unter einem gut wirksamen Abzug durchgeführt werden. Fluor – F 2 – ist ein schwach gelbliches Gas und sehr reaktionsfreudig. Auch mit Wasser reagiert es unter Bildung von HF und Sauerstoff. Elementares Fluor wird nur in geringem Umfang benötigt (spezielle Raketentreibsätze, Erzeugung von UF 6 zur Isotopentrennung und von sonst nicht zugänglichen anorganischen und organischen Fluorverbindungen). Die wichtigsten natürlich vorkommenden Fluorverbindungen sind Flussspat CaF 2 , Kryolith Na 3 [AlF 6 ] und Fluorapatit, ein fluoridhältiges Calciumphosphat Ca 5 (PO 4 ) 3 F. Fluoride finden bei Schmelzflusselektrolysen als Flussmittel zum Herabsetzen des Schmelzpunktes Verwendung, daher stammt auch der Name des Elements (lat. flu- ere = fließen). Wasserlösliche Fluoride kommen in geringer Konzentration auch im Trinkwasser vor. Der Organismus benötigt sie zum Aufbau von Knochen und Zähnen. Fluoridtabletten dienen zur Kariesprophylaxe. In größeren Konzentrationen wirken lösliche Fluoride durch Blockierung von Enzymen und Störungen im Knochen- und Gelenksapparat giftig. Hydrogenfluorid ist ein Gas (bzw. eine Flüssigkeit, Kp 20 °C) und wird als wässrige Lösung Flusssäure genannt. Sie greift Glas unter Bildung von Siliciumtetrafluorid an und wird daher zum Glasätzen verwendet. SiO 2 + 4 HF → SiF 4 + 2 H 2 O Chlor – Cl 2 – ist ein gelbgrünes Gas (griech.: chloros = grün). Es ist das für die che- mische Industrie wichtigste Halogen. Chlor reagiert heftig mit Metallen und wirkt bleichend. Eine Mischung von gleichen Teilen Wasserstoff und sauerstofffreiem Chlor nennt man Chlorknallgas. Sie explo- diert bereits beim Belichten mit UV-Licht. H 2 + Cl 2 → 2 HCl Das gebildete Hydrogenchlorid ist ein ausgezeichnet wasserlösliches Gas, dessen wässrige Lösung als Salzsäure bekannt ist. Etwa 500 Liter Hydrogenchlorid lösen sich in einem Liter Wasser. Die gesättigte Lösung enthält bis zu 40 % HCl und wird als rauchende Salzsäure bezeichnet. In der Technik entsteht Hydrogenchlorid in großen Mengen bei der Herstellung chlorierter organischer Verbindungen als Nebenprodukt. Es ist stark ätzend (Salz- säurebildung in Schleimhäuten und Lunge), durch seinen stechenden Geruch aber schon in großer Verdünnung zu erkennen. Physiologisch kommt Salzsäure im Ma- gensaft in einer Konzentration von etwa 0,1 mol/L vor und dient zum Entkeimen der Nahrung und zum Einleiten der Verdauung. Das natürliche Vorkommen von Chlor ist vor allem das Natriumchlorid des Meerwas- sers und der Steinsalzlagerstätten, die auch in Österreich zu finden sind (Hallein, Hallstatt). Abb. 22.1: Die Halogene Abb. 22.2: Eigenschaften des Fluors Abb. 22.3: Flussspat (Fluorit) Abb. 22.4: Eigenschaften des Chlors Abb. 22.5: Kochsalzkristalle F Cl Br I At Fluor Chlor Brom Iod Astat 17. Gruppe 1886 1774 1826 1811 1940 entdeckt Farbe blassgelbgrün gelblichgrün rotbraun grauglänzend metallisch Festpunkt: –223,0 °C Kochpunkt: –187,9 °C Molekül: F 2 Fluor 19,0 9 EN 4,1 F Festpunkt: –102,4 °C Kochpunkt: –34,0 °C Molekül: Cl 2 Chlor 35,5 17 EN 2,8 Cl Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv