Halogene: Eigenschaften, Trends und Reaktionen

Zur Gruppe 17 gehören Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat und das künstlich erzeugte Tenness. Der Schulvergleich betrachtet vor allem Fluor bis Iod, weil sich ihre Eigenschaften zuverlässig vergleichen lassen. „Halogene“ bedeutet Salzbildner: Sie reagieren mit vielen Metallen zu Salzen.

Ein Halogenatom hat sieben Außenelektronen. Im einfachen Schalenmodell fehlt ein Elektron zur voll besetzten Außenschale. Nimmt es eines auf, entsteht ein einfach negativ geladenes Halogenidion. Für ein Halogenatom X gilt:

\ce{X + e- -> X-}

Die elementaren Stoffe Fluor, Chlor, Brom und Iod bestehen aus zweiatomigen Molekülen: \ce{F2}, \ce{Cl2}, \ce{Br2} und \ce{I2}.

Die Tabelle vergleicht Fluor, Chlor, Brom und Iod im üblichen Schulvergleich bei Raumtemperatur. Von Fluor nach Iod nehmen Reaktivität und Elektronegativität ab. Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die Elektronen in einer chemischen Bindung anzieht. Farbintensität, Dichte sowie Schmelz- und Siedetemperaturen nehmen zu. Die Stoffe wechseln von Gasen über eine Flüssigkeit zum Feststoff.

Zwischen den Molekülen wirken Anziehungskräfte, die Van-der-Waals-Kräfte. Von Fluor nach Iod nimmt die Molekülmasse zu. Mit zunehmender Molekülmasse werden die Van-der-Waals-Kräfte stärker. Deshalb ist mehr Energie nötig, um die Moleküle zu trennen; ihre Schmelz- und Siedetemperaturen steigen. Alle vier Elemente haben sieben Außenelektronen und reagieren daher auf ähnliche Weise. Diese Zahl allein erklärt den abnehmenden Reaktivitätstrend aber nicht.

Astat ist radioaktiv, sehr selten und wenig untersucht. Für künstlich erzeugtes Tenness fehlen ebenfalls vergleichbare Stoffdaten. Beide gehören deshalb nicht in denselben einfachen Stoffvergleich wie Fluor bis Iod.

Halogene reagieren mit vielen Metallen zu Halogenidsalzen. Bei der Bildung von Natriumchlorid gilt:

\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}

Ein Chlormolekül enthält zwei Chloratome. Deshalb müssen links zwei Natriumatome stehen, damit auf beiden Seiten gleich viele Atome jeder Sorte vorkommen. Die Verbindung Natriumchlorid hat andere Eigenschaften als das reaktionsfreudige Natrium und das giftige elementare Chlor.

Halogene reagieren auch mit Wasserstoff zu Halogenwasserstoffen. Für Chlor gilt:

\ce{H2 + Cl2 -> 2 HCl}

Die Heftigkeit dieser Elementreaktionen nimmt von Fluor zu Iod ab. Fluor, Chlor und Brom sind beim Einatmen lebensgefährlich. Fluor und Brom verätzen Haut und Augen schwer; Chlor reizt Augen, Haut und Atemwege. Iod ist gesundheitsschädlich beim Verschlucken, beim Einatmen und bei Hautkontakt und kann bei längerer oder wiederholter Aufnahme die Schilddrüse schädigen. Reaktionen mit elementaren Halogenen gehören nur in ein dafür ausgestattetes Labor unter fachkundiger Aufsicht. Hier werden sie nur anhand von Stoffdaten und Gleichungen betrachtet; sie sind keine Versuchsanleitung.

Wegen ihrer hohen Reaktivität kommen Halogene in der Natur überwiegend gebunden vor. Fluorid steckt etwa in Calciumfluorid \ce{CaF2} in Mineralien, Chlorid in Natriumchlorid \ce{NaCl} in Meerwasser und Salzlagerstätten. Dort kommt auch Bromid vor; Iodid findet man in Meeresorganismen.

Um elementare Halogene zu gewinnen, müssen Halogenidionen Elektronen abgeben. Eine Elektronenabgabe heißt Oxidation, eine Elektronenaufnahme Reduktion. Für Fluor ist eine Elektrolyse nötig. Als Teilgleichung gilt:

\ce{2 F- -> F2 + 2 e-}

Bei den hier betrachteten Verdrängungen in wässriger Lösung gilt für Chlor, Brom und Iod: Ein höher stehendes Halogen kann Halogenidionen eines tiefer stehenden Halogens oxidieren. Chlor setzt etwa Brom aus Bromid frei:

\ce{Cl2 + 2 Br- -> 2 Cl- + Br2}

Dabei wird Bromid zu Brom oxidiert und Chlor zu Chlorid reduziert. Diese Vorhersage gilt für den betrachteten Verdrängungstyp, nicht für jede denkbare Reaktion.