Halogenide

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Halogenide sind chemische Verbindungen zwischen Elementen der siebten Hauptgruppe (genauer der 17. Gruppe) des Periodensystems, den so genannten Halogenen, und Elementen anderer Gruppen. Darüber hinaus werden die einfach negativ geladenen Ionen der Halogene (F, Cl, Br, I, At) als Halogenid-Ionen (kurz ebenfalls Halogenide) bezeichnet.

Bei den Verbindungen unterscheidet man (abhängig von der Art der chemischen Bindung):

  • Komplexe Halogenide mit Halogenid-Ionen als Komplexliganden, beispielsweise das Tetrachloroplatinat-Ion [PtCl4]2−.

Oxidation von Halogeniden

Die Halogenide oxidieren sich gestaffelt nach der elektrochemischen Spannungsreihe zum elementaren Halogen.

$ \mathrm{ F_2 + 2\ Cl^- \longrightarrow Cl_2 + 2\ F^-} $
Fluor oxidiert Chlorid zu Chlor.
$ \mathrm{ Cl_2 + 2\ Br^- \longrightarrow Br_2 + 2\ Cl^- } $
Chlor oxidiert Bromid zu Brom.
$ \mathrm{ Br_2 + 2\ I^- \longrightarrow I_2 + 2\ Br^- } $
Brom oxidiert Iodid zu Iod.

Problematik

Halogenide und halogenhaltige Verbindungen sind in der chemischen Industrie oft anzutreffen. So sind z. B. Chloroform und Dichlormethan gute organische Lösungsmittel. Durch ihren niedrigen Siedepunkt gelangen jedoch auch Anteile davon in die Umwelt und Atmosphäre. Bei Einwirkung von Sonnenlicht auf Halogenide werden dann Halogenradikale gebildet, die ihrerseits die Ozonschicht angreifen (siehe hierzu: Ozonloch).

Man ist deshalb bestrebt, den Einsatz von halogenhaltigen Lösungsmittel so gering wie möglich zu halten. Daher wurden FCKW-haltige Substanzen für Spraydosen und Kühlschränke in den 80er und 90er-Jahren des 20. Jahrhunderts verboten.

Viele als giftig oder umweltgefährlich klassifizierte salzartige Halogenide werden in einigen Ländern in geringen Mengen Lebensmitteln, Kochsalz, Zahnpflegeprodukten oder dem Trinkwasser beigefügt. Hierzu gehören etwa Natriumfluorid und Natriumiodid.


Nachweisreaktionen

Nachweis mit Silbernitrat und Ammoniak

Niederschläge der Silberhalogenid vor (jeweils links) und nach Zugabe von Ammoniakwasser (jeweils rechts daneben), links AgI, Mitte AgBr, rechts AgCl)

Chlorid, Bromid und Iodid lassen sich in einer Nachweisreaktion aus wässriger Lösung nach dem Ansäuern mit Salpetersäure mit Silbernitrat fällen.

So beispielsweise bei einer Kochsalzlösung:

$ \mathrm{NaCl_{ \ (aq)} + AgNO_{3 \ (aq)} \longrightarrow Na^+ + NO_3^- + AgCl_{ \ (s)} \downarrow} $

Der Silberhalogenidniederschlag wird anschließend mit Ammoniakwasser näher untersucht:

$ \mathrm{Ag^+ + 2 \ NH_3 \longrightarrow [Ag(NH_3)_2]^+} $
  • Silberbromid (AgBr) fällt als hellgelber, nur in konzentriertem Ammoniak löslicher, Niederschlag aus.
  • Silberiodid (AgI) zeigt sich als ein gelb-grünlicher Niederschlag, der sich auch in konzentriertem Ammoniak nicht löst.

Alle Silberhalogenide zersetzen sich unter Lichteinwirkung und lösen sich in konzentrierter Natriumthiosulfatlösung (Fixiersalz).

Nachweis als elementares Brom und Iod

Halogenid-Nachweis mit Chlorwasser und Hexan

Eine weitere Unterscheidungsmöglichkeit für Brom und Iod ist die Zugabe von Chlorwasser oder Chloramin T mit Salzsäure wobei Bromid und Iodid durch Chlor zum Halogen oxidiert werden.

$ \mathrm{2 \ I^- + Cl_2 \longrightarrow I_2 + 2 \ Cl^-} $
Iodid und Chlor reagieren zu violettem Iod und Chlorid
$ \mathrm{2 \ Br^- + Cl_2 \longrightarrow Br_2 + 2 \ Cl^-} $
Bromid und Chlor reagieren zu braunem Brom und Chlorid

Durch Extraktion in einem organischen Lösungsmittel sind die Färbungen besonders gut sichtbar. In sauerstofffreien Lösungsmitteln wie Dichlormethan oder n-Hexan ist Iod rosaviolett, in sauerstoffhaltigen Lösungsmitteln wie Diethylether braun. Brom färbt die Lösung braun. Die Folgereaktion zu Bromchlorid färbt die Lösung weingelb.[1]

$ \mathrm{Br_2 + Cl_2 \longrightarrow 2 \ BrCl} $
Brom und Chlor reagieren zu weingelbem Bromchlorid

Titrationsverfahren

Zum quantitativen Nachweis von Halogenidionen werden drei Titrationsverfahren eingesetzt, die ebenfalls auf der Schwerlöslichkeit der Silberhalogenide beruhen:

Einzelnachweise

  1. Dirk Häfner: Arbeitsbuch qualitative anorganische Analyse, 2. überarbeitete Auflage, Govi-Verlag, Eschborn 2003, S. 124, ISBN 3-7741-0997-4.

Weblinks

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