Halogene

1 Einleitung

Zu Beginn des 19. Jahrhunderts herrschte noch die Theorie von Lavoisier vor, dass alle S√§uren Sauerstoff enthielten. Die damals schon bekannte Salzs√§ure wurde daher als Verbindung des Oxides eines noch unbekannten Elementes mit Wasser angesehen. 1810 konnte der englische Chemiker Davy die gesuchte Substanz aus der Salzs√§ure gewinnen und nachweisen, dass es sich nicht um ein Oxid, sondern um ein Element handelte. Gleichzeitig stellte sich heraus, dass Scheele schon vierzig Jahre fr√ľher auf Chlor gesto√üen war, es jedoch nicht als Element erkannt hatte.
1813 berichtete Nicolas Clement - Desormes √ľber eine Entdeckung, die sein Freund Bernard Courtois (1777 - 1838) gemacht hatte. Dieser war Seifen - und Salpeterfabrikant in Paris und verwendete zur Sodaherstellung die Asche mancher Meerespflanzen. Beim Eindampfen dieser L√∂sungen bemerkte er 1811 violette D√§mpfe, die sich an kalten Gegenst√§nden als gl√§nzende Kristalle niederschlugen.
Ebenfalls aus der Asche von Algen konnte der Franzose Antoine Balard (1802 - 1876) im Jahre 1826 ein neues Element gewinnen, das wegen seines beißenden Geruchs den Namen Brom (bromos (griech.) = Gestank) erhielt. Am schwierigsten war die Herstellung von Fluor (fluere (lat.) = fließen). Zwar entdeckte bereits Scheele 1771 die Flußsäure, doch erst 1886 gelang dem französischen Chemiker Henri Moissan (1852 - 1907) die Gewinnung elementaren Fluors. Zu den Halogenen zählt auch noch das radioaktive und in der Natur nicht vorkommende Element Astat (astatin (griech.) = das Unbeständige).

2 Allgemeines √ľber Halogene

Die Halogene bilden die 17.Gruppe des Periodensystems. Bei Zimmertemperatur sind Fluor und Chlor Gase, Brom ist eine dunkelbraune Fl√ľssigkeit mit rotbraunen D√§mpfen und Iod ein blauschwarzer, metallisch gl√§nzender Festsstoff, der beim Erw√§rmen in violette D√§mpfe √ľbergeht. Die Halogene bestehen aus zweiatomigen Molek√ľlen: F2, Cl2, Br2 und I2. Sie sind ein gutes Beispiel f√ľr die gleichm√§√üige √Ąnderung der chemischen Eigenschaften innerhalb einer Gruppe des Periodensystems. Die Elektronegativit√§t der Elemente und damit ihre Reaktionsfreudigkeit nimmt vom Fluor zum Iod hin ab.
Wegen ihrer großen Reaktionsfähigkeit kommen die Halogene in der Natur nur chemisch gebunden vor.
Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Halogene:

Fluor
Chlor
Brom
Iod
Astat
Symbol
F
Cl
Br
I
At
Ordnungszahl
9
17
35
53
85
Atommasse
18,9984 u
35,453 u
79,909 u
126,9044 u
210 u
Schmelztemp.
- 217,96 ¬įC
- 101,0 ¬įC
- 8,25 ¬įC
+113,6 ¬įC
-
Siedepunkt
- 187,92 ¬įC
- 34,06 ¬įC
+58,78 ¬įC
+184,35 ¬įC
-
Dichte
1,695 g/dm3
3,214 g/dm3
3,119 kg/dm3
4,932 kg/dm3
-
Elektroneg.
4,0
3,0
2,8
2,5
2,2

3 Fluor

3.1 Vorkommen und Herstellung von Fluor

Fluor kommt wegen seiner hohen Reaktivit√§t nicht im elementaren, sondern in Form von Salzen vor, in der es als Fluorid vorliegt und √ľber eine mit 8 Valenzelektronen gef√ľllte √§u√üere Elektronenh√ľlle verf√ľgt (isoelektrisch mit dem Edelgas Neon). Wichtige Salze sind Flu√üspat, CaF2, Kryolith, Na3AlF6, sowie Fluorapatit, ein Doppelsalz von Calciumphosphat und - fluorid der ungef√§hren Zusammensetzung Ca5(PO4)3F.
Fluor ist das stärkste chemische Oxidationsmittel. Deshalb gibt es keinen anderen Stoff, der dazu in der Lage wäre, Fluorid zu Fluor zu oxidieren. Die Herstellung des Elementes kann nur elektrochemisch durch anodische Oxidation erfolgen. Zunächst wird aus Fluorspat und Schwefelsäure Fluorwasserstoff erzeugt:

CaF2 + H2SO4 à CaSO4 + 2 HF

Dieser verl√§sst die Reaktionsmischung als Gas, so dass das Gleichgewicht der Reaktion nach rechts verschoben wird. HF wird entweder komprimiert und in verfl√ľssigter Form direkt in den Handel gebracht oder in Wasser gel√∂st als Flu√üs√§ure verkauft.
HF ist ein kleines Molek√ľl mit starken Diplomoment, das √§hnlich wie Wasser √ľber Wasserstoffbr√ľckenbindung assoziiert:
d+d- d+d- d+d-
H - F .... H - F .... H - F etc.

Es hat demzufolge einen im Vergleich zu den anderen Halogenwasserstoffen recht hohen Siedepunkt von 19 ¬įC. In Wasser gel√∂st ist HF eine schwache S√§ure (etwas st√§rker als Essigs√§ure), die nur zu einem geringen Anteil in Protonen und Fluoridionen dissoziiert:

HF à H++ F- ; Ks = (CH+ * CF - ) / CHF = 6.8 * 10- 4mol/l

Flußsäure muss besonders vorsichtig gehandhabt werden. Ein Hautkontakt ist sehr gefährlich, weil HF sehr schnell durch das Körpergewebe diffundiert und die Knochensubstanz unter Ausbildung von CaF2 zerstört.
Aus HF wird Fluor gewonnen. Das Gas wird in eine Kaliumfluorid - Schmelze eingeleitet, in der es sich unter Ausbildung komplexer Anionen löst.
In der Salzschmelze liegen bewegliche Ionen vor, so dass ein Stromfluß möglich ist. An der Anode entsteht Fluor, an der Kathode Wasserstoff:

Anode (Pluspol): 2 F- à F2 + 2 e- ... Oxidation
Katode (Minuspol): 2H++ 2 e- à H2 ... Reduktion
2 HF à F2 + H2

3.2 Reaktionen von Fluor

Fluor kann viele Elemente in ihren h√∂chstm√∂glichen Oxidationszustand √ľberf√ľhren, z.B.:

S + 3 F2 à SF6
2 P + 5 F2 à 2 PF5
C + 2 F2 à CF4

Viele Reaktionen verlaufen explosionsartig, z.B.:

H2 + F2 à 2 HF
2 Na + F2 à 2 NaF
Ca + F2 à CaF2

Die Reaktionen mit Nichtmetallen liefern Fluoride, in denen das Fluor √ľber eine kovalente Einfachbindung an das jeweilige Nichtmetall gebunden ist. Die Bindung hat je nach Elektropositivit√§t des Nichtmetalls einen mehr oder weniger stark ausgepr√§gten Dipolcharakter:

d+d-
E - F

Mit Metallen entstehen salzartige Fluoride, in denen das Fluorid die Funktion des Anions in einem Ionengitter √ľbernimmt. Elementares Fluor kann zum Beispiel in Kupfer - oder Nickelgef√§√üen aufbewahrt werden. Die Metalle reagieren an ihren Oberfl√§chen mit Fluor unter Ausbildung einer CuF2 - bzw. NiF2 - Schicht, die verhindert, dass weiteres Fluor an das tieferliegende Metall gelangt. Die Salzschicht sch√ľtzt das Metall also vor einer Durchoxidation. Dieses Ph√§nomen bezeichnet man als Passivierung.
Fluororganische Verbindungen zeichnen sich durch eine besondere Stabilität der kovalenten Kohlenstoff - Fluor - Bindung aus und haben daher interessante Materialeigenschaften, z.B. Perfluorpolyethen (IUPAC: Tetrafluorethen = Teflon), [CF2 - CF2]n, das als hochtemperaturbeständiger Werkstoff, insbesondere als Beschichtungsmaterial, zum Einsatz kommt.

4 Chlor

4.1 Gewinnung von NaCl

Der Rohstoff f√ľr die Chlor - und Natriumchemie gleicherma√üen ist NaCl. Das Salz kann in Steinsalzst√∂cken bergm√§nnisch abgebaut oder mit Wasser aus den Lagerst√§tten herausgel√∂st werden. Im letzteren Fall wird die resultierende Salzsole durch Eind√§mpfen vom Wasser getrennt. Auch das im Meerwasser mit einem Massenanteil von etwa 3 % vorhandene NaCl wird in gro√üen Mengen gewonnen. Dazu wird das Meerwasser in flachen Becken, sogenannten "Salzg√§rten", durch Sonneneinstrahlung eingedampft.



4.2 Technische Gewinnung von Chlor

Bei der Schmelzflu√üelektrolyse von NaCl wird in einer Downs - Zelle NaCl, dem CaCl2 zur Erniedrigung des Schmelzpunktes (808 ¬įC ) zugesetzt ist, bei einer Temperatur um 600 ¬įC aufgeschmolzen. An einer Kohle - Anode wird Chlor gebildet, abgepumpt, durch Kompression verfl√ľssigt und in Druckflaschen abgef√ľllt. An einer in die Zelle ringf√∂rmig eingelegten Eisen - Katode wird elementares, fl√ľssiges Natrium (Smp. = 97.5 ¬įC) abgeschieden, abgepumpt, zum Erstarren und in Stangenform in den Handel gebracht.

Anode (Pluspol): 2 Cl- à Cl2 + 2 e- ... Oxidation
Katode (Minuspol): 2 Na++ 2 e- à 2 Na ... Reduktion
2 NaCl à Cl2 + 2 Na

Da das Verfahren insbesondere wegen der hohen Betriebstemperatur sehr energieaufwendig ist, wird es nicht prim√§r zur Chlor -, sondern zur Natrium - Herstellung durchgef√ľhrt.
Die Gewinnung gro√üer Mengen Chlor erfolgt g√ľnstiger durch Elektrolyse einer w√§√ürigen NaCl - L√∂sung. Diese sog. Chloralkalielektrolyse liefert mit Chlor, Natronlauge und Wasserstoff gleichzeitig drei wichtige Grundprodukte der Chemie:

2 NaCl + 2 H2O à Cl2 + H2 + 2 NaOH

Verfahrenstechnisch unterscheidet man dabei das Diaphragma -, das Membran - und das Amalgamverfahren:

- + +




NaCl in Wasser
NaCl in Wasser


Diaphragma bzw. Membran Quecksilber ( - )
Beim Diaphragma - bzw. Membranverfahren sind Anoden - und Katodenraum durch ein Diaphragma bzw. eine Membran voneinander getrennt. Die Ionen in der Lösung sind kleiner als die Poren im Diaphragma, so dass sie sich durch diese hindurch bewegen und somit einen Stromfluß ermöglichen können. Die im Katoden - und Anodenraum entstehenden Gasblasen sind jedoch zu groß, um das Diaphragma zu passieren. Deshalb wird eine (gefährliche) Durchmischung der Gase, die an ihrem jeweiligen Entstehungsort abgepumpt werden, verhindert.
Eine Oxidation von OH- zu O2 erfolgt nur in sehr geringem Maße, denn O2 wird als stärkeres Oxidationsmittel als Cl2 nicht so leicht anodisch gebildet wie Chlor. Elementares Natrium (wie bei der Schmelzflußelektrolyse von NaCl) entsteht auch nicht, denn Natrium wird als viel unedleres Element und stärkeres Reduktionsmittel als H2 nicht so leicht katodisch abgeschieden wie Wasserstoff.

Anode (Pluspol): 2 Cl- à Cl2 + 2 e- ... Oxidation
(4 OH- à O2 + 4 e- + 2 H2O)
Katode (Minuspol: 2 H++ 2 e- à H2 ... Reduktion
(Na++ e- à Na)

Diesen Sachverhalt kann man folgendermaßen verallgemeinern: Bei einer Elektrolyse wird von konkurrierenden Anionen das leichter oxidierbare bevorzugt anodisch oxidiert (d.h., es entsteht das schwächere Oxidationsmittel) und entsprechend von konkurrierenden Kationen das leichter reduzierbare bevorzugt katodisch reduziert (d.h., es entsteht das schwächere Reduktionsmittel).
Dadurch, dass der Salzsole, die zun√§chst die Ionen Na+und Cl- (aus NaCl) sowie H+und OH - (aus dem Wasser) enth√§lt, die Chloridionen durch Chlor - und die Protonen durch Wasserstoffbildung entzogen werden, bleibt in der Zelle Natronlauge, NaOH, zur√ľck, so dass die oben angegebene Bruttoreaktionsgleichung der Chloralkalielektrolyse verst√§ndlich wird.
Zwei verfahrenstechnische Besonderheiten des Diaphragma - bzw. Membranverfahrens seien noch erwähnt. Einmal ist es wichtig, das entstandene Chlor möglichst rasch abzupumpen, da es sonst mit der in der Zelle gleichzeitig gebildeten Natronlauge zu Chlorid und Hypochlorid disproportioniert:
Cl2 + 2 NaOH à NaCl + NaOCl + H2O
Diese hier unerw√ľnschte Reaktion kann nat√ľrlich auch gezielt genutzt werden, um NaOCl, "Chlorbleichlauge", herzustellen, indem das anodisch erzeugte Chlor bewu√üt in Natronlauge eingebracht wird.
Weiterhin ist zu bedenken, dass die Elektrolyse nicht bis zum vollst√§ndigen Umsatz von Cl- zu Cl2 betrieben werden kann, da sonst bereits signifikante Mengen OH- zu O2 oxidiert und das Chlor verunreinigen w√ľrden. Die Konsequenz ist, dass die entstandene Natronlauge noch NaCl enth√§lt und durch fraktionierte Kristallisation nachgereinigt werden muss, bevor sie verkauft werden kann.
Beim Amalgamverfahren wird Quecksilber in die Elektrolysezelle gegeben und kann aufgrund seiner guten elektrischen Leitf√§higkeit als Katode geschaltet werden. An diesem speziellen Elektrodenmaterial werden Protonen nur bei einer viel h√∂heren Spannung als an anderen Elektroden abgeschieden (√úberspannung), so dass eher Natriumionen zu elementarem Natrium reduziert werden, das mit dem Quecksilber eine fl√ľssige Na - Hg - Legierung (Amalgam) bildet. Diese wird abgepumpt und in einem zweiten Reaktor stromlos mit Wasser ausgewaschen, wobei Natronlauge und Wasserstoff entstehen. Das natriumfreie Quecksilber wird dann in die Elektrolysezelle zur√ľckgef√ľhrt.

1.Stufe:
Anode (Pluspol) : 2 Cl- à Cl2 + 2 e- ... Oxidation
Hg - Katode (Minuspol) : 2 Na++ 2 e- à 2 Na ... Reduktion

2.Stufe:
2 Na (Amalgam) + 2 H2O à 2 NaOH + H2 ( + Hg)

Anders als beim Membranverfahren entstehen die beiden Produktgase Cl2 und H2 in getrennten Reaktoren. Au√üerdem ist die entstandene Natronlauge frei von NaCl, so dass eine Nachreinigung nicht erforderlich ist. Nachteilig beim Amalgamverfahren ist, dass es aufgrund der h√∂heren Betriebsspannung energieintensiver als das Membranverfahren ist und dass beim Arbeiten mit dem sehr giftigen Quecksilber h√∂here Arbeits - und Umweltschutzverfahren zu erf√ľllen sind.

4.3 Chemische Methoden zur Chlorerzeugung

St√§rkere Oxidationsmittel als Chlor k√∂nnen dieses aus Chloriden bzw. Salzs√§ure freisetzen. Z.B. werden violettes Permanganat oder Braunstein von Salzs√§ure zu farblosem Manganchlorid, orangefarbenes Dichromat zu gr√ľnem Chromchlorid oder schwarzes Bleioxid zu schwerl√∂slichem, wei√üen Bleichlorid reduziert.
Hypochlorid aus Chlorbleichlauge synproportioniert mit Chlorid aus Salzsäure zu elementaren Chlor:
NaOCl + 2 HCl à NaCl + Cl2 + H20

4.4 Reaktionen von Chlor

Chlor reagiert zwar grundsätzlich ähnlich wie Fluor mit vielen Elementen, aber weniger heftig als dieses, weil es ein schwächeres Oxidationsmittel ist. Auch werden einige Elemente bei Einwirkung von Chlor nicht vollständig durchoxidiert, wie das bei Fluor der Fall ist. Z.B. entsteht aus Schwefel und Chlor lediglich S2Cl2 oder SCl2:
Cl2
2 S + Cl2 à S2Cl2 - - - - - - - - - - - - - - à 2 SCl2

Phosphor verbrennt mit Chlor primär zu PCl3 und erst bei höherer Temperatur zu PCl5:
Cl2
2 P + 3 Cl2 à 2 PCl3 - - - - - - - - - - - - - à 2 PCl5

Diese Reaktionen belegen auch, dass Chlor ein etwas schw√§cheres Oxidationsmittel ist als Sauerstoff. Dieser verbrennt Schwefel n√§mlich zu SO4 und Phosphor zu P4O10. Auch die Reaktion von Chlor mit Wasserstoff ist weniger exotherm als die von Sauerstoff und Wasserstoff. Sie verl√§uft √ľber einen radikalischen Kettenmechanismus, wobei nach initialer Erzeugung einiger Chlorradikale, z.B. durch W√§rmezufuhr oder Belichtung, diese mit Wasserstoff zu HCl und Wasserstoffradikalen abreagieren. Letztere wiederum greifen intakte Cl2 - Molek√ľle an, wobei weiteres HCl und neue Chlorradikale entstehen. Die Reaktion l√§uft so lange, bis die im Unterschu√ü vorliegende Komponente (Cl2 oder H2) vollst√§ndig verbraucht ist. Restliche Radikale desaktivieren sich selbst durch Rekombination:
ΔE
Cl2 - - - - - - - à 2 Cl·
Cl· + H - H à Cl - H + ·H
H· + Cl - Cl à H - Cl + ·Cl etc.
Die Chlorknallgasreaktion ist eine wichtige Methode zur Herstellung von hochreinem Chlorwasserstoff oder von Salzsäure.
Die angef√ľhrten Verbindungen des Chlors mit Schwefel, Phosphor und Wasserstoff sind Vertreter kovalenter Stoffe mit Einfachbindung zwischen dem Nichtmetall und dem Chlor, E - Cl. Mit Metallen wie Natrium oder Calcium reagiert Chlor exotherm zu salzartig aufgebauten Verbindungen mit Ionengittern:

2 Na + Cl2 à 2 NaCl
Ca + Cl2 à CaCl2

Mit anderen Metallen wie Silizium oder Titan bildet es konvalente Halogenide, die fl√ľssig und destillierbar sind:

Si + 2 Cl2 à SiCl4
Ti + 2 Cl2 à TiCl4

Mit organischen Verbindungen kann Chlor radikalische Substitutions - oder Additionsreaktionen eingehen. Ein Beispiel f√ľr den ersten Fall ist die Bildung von Chlormethan und Chlorwasserstoff aus Methan und Chlor. √Ąhnlich wie bei der Chlorknallgasreaktion ist eine beispielsweise lichtinduzierte Erzeugung von Chlorstartradikalen aus Cl2 erforderlich. Diese abstrahieren von Methanmolek√ľlen jeweils ein Wasserstoffatom, so dass HCl entsteht und Methylradikale √ľbrigbleiben. Diese greifen intakte Dichlormolek√ľle an, wobei Chlormethan und Chloratome resultieren. Letzere f√ľhren die Kettenreaktion fort:

ΔE
Cl2 - - - - - - - - - à 2 Cl·
Cl· + H - CH3 à Cl - H + ·CH3
H3C· + Cl - Cl à H3C - Cl + ·Cl etc.
CH4 + Cl2 à H3CCl + HCl





Ein Beispiel f√ľr eine Additionsreaktion ist die trans - Chlorierung von organischen Verbindungen mit Doppelbindungen:

R R Cl R R
C=C + Cl2 à C - C
R R R R Cl

Auch an anorganische Verbindungen kann sich Cl2 addieren:

C O C O
+ √°√Ę S √† S ... Sulfurylchlorid
C O C O

C C
+ √°√Ę C- =O+√† C=O ... Phosgen
C C

Das freie Elektronenpaar des Schwefels im SO2 bzw. des Kohlenstoffs im CO kann sich in die Einfachbindung des Dichlormolek√ľls einschieben, so dass Sulfurylchlorid bzw. Phosgen resultieren.
Neben seiner Funktion als Chlorierungsmittel in der Chemie wird Chlor vor allem auch in der Trinkwasseraufbereitung als Desinfektionsmittel (Vergiften von Mikroorganismen) und in der Papier - und Textilindustrie als Bleichmittel (oxidative Zerstörung von Farbstoffen) eingesetzt.

5 Brom

Brom wird aus Bromiden durch das stärkere Oxidationsmittel Chlor verdrängt:

2 KBr + Cl2 à 2 KCl + Br2

Es ist eine Braune, schwere Fl√ľssigkeit, die destillativ gereinigt werden kann. Besondere Bedeutung hat Brom in der Fotoindustrie. Hier wird aus Silbernitrat mittels Ammoniumbromid schwerl√∂sliches, lichtempfindliches Silberbromid gef√§llt und als feine Suspension in Gelatine auf eine Polymertr√§gerfolie aufgebracht. Beim Fotografieren zerf√§llt der Stoff in die Elemente, was zu einer Schwarzf√§rbung der belichteten Stellen f√ľhrt:

AgNO3 + NH4Br à NH4NO3 + AgBr
Ag + 0.5 Br2
In der organischen Farbstoffchemie wird Brom eingesetzt, um an die Chromophore der Farbstoffe Brom - Substituenten anzubringen. Die resultierenden Farbstoffe zeichnen sich durch eine besondere Brillanz aus.
Gro√üe Bedeutung in der organischen Synthesechemie hat die trans - Bromierung von Molek√ľlen mit Doppelbindungen:

R R Br R R
C=C + Br2 à C - C
R R R R Br

6 Iod

6.1 Gewinnung von Iod

Iod wird √§hnlich wie Brom aus nat√ľrlichen Ionen durch Oxidation mit Chlor gewonnen:

2 KI + Cl2 à 2 KCl + I2

Da es in der Natur außerdem als Iodat, z.B. Ca(IO3)2, einem Bestandteil des Chilesalpeters, vorkommt, kann es alternativ auch daraus durch Reduktion mittels SO2 im sauren Medium synthetisiert werden:

H2SO4; - CaSO4
(Ca(IO3)2 - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - à) 2 HIO3 + 5 SO2 + 4 H20 à I2 + 5 H2SO4

6.2 Eigenschaften von Iod

Iod ist ein schwarzvioletter Feststoff, der beim Erw√§rmen ohne zu schmelzen in den Gaszustand √ľbergeht. Dieses Ph√§nomen bezeichnet man als Sublimation. Wenn man die violetten Iodd√§mpfe an einem K√ľhler abscheidet, erh√§lt man kristallines, hochreines Iod. Der Glanz des Iods und seine schon merkliche elektrische Leitf√§higkeit sind Hinweise darauf, dass das Element u.a. auch Eigenschaften besitzt, die mehr f√ľr Metalle typisch sind.
In Wasser ist Iod kaum, in einer w√§√ürigen Kaliumiodidl√∂sung aber gut l√∂slich, was auf die Bildung einer ionischen, in Wasser dissoziierten Komplexverbindung K[I3] zur√ľckzuf√ľhren ist.
Im Triiodidanion sind die drei Iodatome linear angeordnet. Das mittlere Iodatom realisiert seine Zweibindigkeit durch eine sp3d - Hybridisierung.


E √°√Ę √°√Ę √°√Ę sp3d - Hybridisierung √† √°√Ę √°√Ę √°√Ę √° √°

√°√Ę

Die 8 Valenzelektronen werden gem√§√ü Pauli - Prinzip und Hundscher regel auf die Hybridorbitale verteilt. Zwei davon bleiben halb, drei sind mit jeweils zwei spingepaarten Elektronen voll besetzt. Die f√ľnf Hybridorbitale haben die Form von Keulen und zeigen vom Atommittelpunkt aus in die Ecken einer trigonalen Bipyramide. Die besetzten Hybridorbitale nehmen dabei die √§quatorialen Positionen ein und sind r√§umlich etwas enger zusammengedr√§ngt als die halbbesetzten Hybridorbitale, die auf den axialen Positionen mit den halbbesetzten sp3- Hybridorbitalen zweier Iodatome zum I3- √ľberlappen. Das zentrale Iodatom verf√ľgt √ľber insgesamt 10 Valenzelektronen. Durch die Umhybridisierung unter Einbeziehung eines d - Orbitals kann das Iod eine Oktettaufweitung verwirklichen.
Die Verbindung [I3]- wird auch als Charge - Transfer - Komplex bezeichnet, denn die negative Ladung vom Iodidanion ist auf ein I2 - Molek√ľl √ľbertragen worden. Ein CT - Komplex ist nach Lewis als ein Addukt einer sog. Lewisbase und einer sog. Lewiss√§ure zu interpretieren. Unter einer Lewisbase versteht man einen Stoff, der √ľber mindestens ein freies Elektronenpaar verf√ľgt und dieses bei einer chemischen Reaktion dem Reaktionspartner zur Verf√ľgung stellen kann (Elektronenpaar - Donor oder Donator). Eine Lewiss√§ure ist umgekehrt ein Stoff, der eine Elektronenl√ľcke und damit einen Elektronenmangel aufweist, anders ausgedr√ľckt, der √ľber mindestens ein unbesetztes Orbital verf√ľgt, in das er zwei Elektronen aufnehmen kann (Elektronenpaar - Akzeptor). Bei der I3- - Bindung hat das Iodid die Funktion der Lewisbase, das I2 - Molek√ľl unter Zurhilfenahme eines ungesetzten d - Orbitals, die Funktion der Lewiss√§ure.

Das I2 - Molek√ľl hat, wie bereits erw√§hnt, eine violette Farbe, der I3- - Komplex ist hingegen r√∂tlich - braun. Um diese Farben zu verstehen, ist zun√§chst zu diskutieren, wie die Farbe einer Verbindung √ľberhaupt zustande kommt. Trifft wei√ües Licht, eine Mischung verschiedener Spektralfarben, auf Materie, so k√∂nnen in den dort vorliegenden Verbindungen Elektronen durch Aufnahme von Energie in Form von Licht aus energie√§rmeren in energiereichere Molek√ľl√∂rbitale angehoben werden.
Da die Energieabst√§nde zwischen den Molek√ľlorbitalen genau definiert sind, ist f√ľr den Elektronensprung die Asorption einer genau passenden Lichtfrequenz n√∂tig. Diese fehlt dem Licht, das von der Verbindung reflektiert wird (reflektiertes Licht = wei√ües Licht - absorbiertes Licht), so dass die Verbindung die Komplement√§rfarbe der absorbierten Farbe aufweist.
Elementares Iod, I2, absorbiert gelbes Licht und erscheint daher violett. Wenn es durch eine Lewisbase wie Iodid komplexiert wird, wird es elektronenreicher, so dass es mit einfallendem weißen Licht anders wechselwirkt als im unkomplexierten Zustand. Eine Farbänderung, hier nach rot - braun, ist also grundsätzlich zu erwarten.
L√∂sungen von Iod in Alkoholen, Ethern oder Aromaten sind √§hnlich rot - braun gef√§rbt wie die L√∂sung von Iod in KI - haltigem Wasser, denn die Alkohole und Ether verf√ľgen an ihren Sauerstoffatomen √ľber freie Elektonenpaare (R - O - H, R - O - R’) bzw. die Aromaten √ľber π - Elektronenwolken, die mit den I2 - Molek√ľlen Elektronen - Donor/Akzeptor - Wechselwirkungen eingehen k√∂nnen. In chlorierten Kohlewasserstoffen wie CCl4, CHCl3 oder CH2Cl2 l√∂st sich Iod hingegen mit seiner violetten Eigenfarbe, denn diese Solventien gehen keine Lewisbase/ - s√§ure - Wechselwirkung mit I2 ein.
Besonders eindrucksvoll ist der Iod - Nachweis mit Stärke. Dabei lagert sich das Halogen als I5 - in die helical aufgebaute Amylose des Polysaccharids ein, wobei eine tiefblaue, fast schwarze Farbe resultiert.

3579 Worte in "deutsch"  als "hilfreich"  bewertet