Quelltext der Seite Halogenide

{{Dieser Artikel|behandelt chemische Verbindungen; für die türkischen Vornamen ''Halid'' und ''Halide'' siehe unter [[Halit (Name)]].}}

'''Halogenide''', auch '''Halide''' genannt, sind [[chemische Verbindung]]en zwischen [[Chemisches Element|Elementen]] der siebten [[Hauptgruppe]] (genauer der 17. Gruppe) des [[Periodensystem]]s, den so genannten [[Halogene]]n, und Elementen anderer Gruppen. Die veraltete Bezeichnung ist '''Haloide'''. Darüber hinaus werden die einfach negativ geladenen [[Ion]]en der Halogene ([[Fluoride|F]]<sup>−</sup>, [[Chloride|Cl]]<sup>−</sup>, [[Bromide|Br]]<sup>−</sup>, [[Iodide|I]]<sup>−</sup>, [[Astatide|At]]<sup>−</sup>) als '''Halogenid-Ionen''' (kurz ebenfalls Halogenide) bezeichnet. Da chemische Eigenschaften des 2010 erstmals künstlich erzeugten Elements der siebten Hauptgruppe mit dem deutschen Namen [[Tenness]] noch unbekannt sind, sind auch von diesem Element abgeleitete Verbindungen (Tennesside) noch unbekannt.

Bei den Verbindungen unterscheidet man (abhängig von der Art der [[Chemische Bindung|chemischen Bindung]]):

* salzartige Halogenide: Ionische Verbindungen ([[Salze]]), die aufgrund der großen [[Elektronegativitätsdifferenz]] zwischen den beteiligten Elementen aus [[Anion]]en und [[Kation]]en bestehen und durch [[Elektrostatik|elektrostatische]] Wechselwirkungen zusammengehalten werden. Beispiele sind [[Natriumchlorid]] (NaCl) und [[Kaliumbromid]] (KBr).

* kovalente Halogenide: Kovalent gebundene Verbindungen, bei denen die Elektronegativitätsunterschiede nicht so groß sind wie bei den  ionischen Verbindungen. Die kovalenten Bindungen weisen jedoch eine [[Polarität (Chemie)|Ladungspolarität]] auf. Beispiele sind [[Halogenwasserstoffe]] wie z.&nbsp;B [[Chlorwasserstoff]] (HCl) und die große Gruppe der [[Interhalogenverbindungen]]. Auch [[Halogenkohlenwasserstoffe]] wie z.&nbsp;B [[Dichlormethan|Methylenchlorid]] (Dichlormethan, CH<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub>) und andere [[Organische Chemie|organische]] Verbindungen, die Halogene enthalten, werden oft als Halogenide bezeichnet. Das aber entspricht meist nicht der aktuellen [[International Union of Pure and Applied Chemistry|IUPAC]]-Nomenklatur.

* Komplexe Halogenide: Komplexe mit Halogenid-Ionen als [[Ligand]]en, wie z.&nbsp;B [[Tetrachloridoplatinate|Tetrachloridoplatinat]]-Ion [PtCl<sub>4</sub>]<sup>2−</sup>.

== Oxidation von Halogeniden ==
Salzartige Halogenide können, gestaffelt nach der [[Elektrochemische Spannungsreihe|elektrochemischen Spannungsreihe]], zum jeweiligen elementaren Halogen oxidiert werden.
:<math> \mathrm{ F_2 + 2\ Cl^- \longrightarrow Cl_2 + 2\ F^-}</math>
:<small>Fluor oxidiert Chlorid zu Chlor.</small>
:<math> \mathrm{ Cl_2 + 2\ Br^- \longrightarrow Br_2 + 2\ Cl^- }</math>
:<small>Chlor oxidiert Bromid zu Brom.</small>
:<math> \mathrm{ Br_2 + 2\ I^- \longrightarrow I_2 + 2\ Br^- }</math>
:<small>Brom oxidiert Iodid zu Iod.</small>

== Problematik ==
Salzartige Halogenide und halogenhaltige organische Verbindungen sind in der chemischen Industrie oft anzutreffen. So sind z.&nbsp;B. [[Chloroform]] und [[Dichlormethan]] gute organische Lösungsmittel. Durch ihren niedrigen Siedepunkt gelangen jedoch auch Anteile der Verbindungen in die Umwelt und die Atmosphäre. Bei Einwirkung von Sonnenlicht auf halogenhaltige organische Verbindungen können Halogenradikale gebildet werden, 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 [[Fluorchlorkohlenwasserstoffe|FCKW]]-haltige Substanzen für Spraydosen und Kühlschränke in den 1980er- und 1990er-Jahren verboten.

Das normale Kochsalz, das Natriumchlorid, spielt in der Lebensmittelchemie eine große Rolle z.&nbsp;B bei der Herstellung von Wurstwaren und Fertiggerichten. In einigen Ländern werden salzartige Halogenide wie etwa [[Natriumfluorid]] und [[Natriumiodid]] in geringen Mengen Lebensmitteln, Kochsalz, Zahnpflegeprodukten oder dem Trinkwasser zum Zweck der Kariesprophylaxe beigefügt. Allerdings sind diese Stoffe oft [[Umweltgefährliche Stoffe|umweltgefährlich]] und ab bestimmten Konzentrationen gesundheitsschädlich.
{{Hauptartikel|Fluoridierung|Fluorose}}

== Nachweisreaktionen ==
=== Nachweis mit Silbernitrat und Ammoniak ===
[[Datei:Halogenidfällung mit Silbernitrat.jpg|mini|hochkant=1.2|Niederschläge der Silberhalogenide 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 (Chemie)|Lösung]] nach dem Ansäuern mit [[Salpetersäure]] mit [[Silbernitrat]] fällen.

So beispielsweise bei einer Kochsalzlösung:

:<math>\mathrm{NaCl_{ \ (aq)} + AgNO_{3 \ (aq)} \longrightarrow Na^+_{ \ (aq)} + NO_{ \ 3 (aq)}^- + AgCl_{ \ (s)} \downarrow}</math>

Der Silberhalogenidniederschlag wird anschließend mit Ammoniakwasser näher untersucht:
* [[Silber(I)-fluorid]] (AgF) ist als einziges [[Silber#Halogenide|Silberhalogenid]] gut wasserlöslich.
* [[Silberchlorid]] (AgCl) bildet einen weißen, käsigen Niederschlag, der sich bei Zugabe von [[Ammoniak]] unter Bildung des farblosen Diamminsilber(I) in einer [[Komplexbildungsreaktion]] wieder auflöst:

:<math>\mathrm{Ag^+ + 2 \ NH_3 \longrightarrow [Ag(NH_3)_2]^+}</math>

* [[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 [[Licht]]einwirkung und lösen sich in konzentrierter [[Natriumthiosulfat]]lösung (Fixiersalz).

=== Nachweis als elementares Brom und Iod ===
[[Datei:Halogenidnachweis.jpg|mini|hochkant=1.2|Halogenid-Nachweis mit Chlorwasser und Hexan]]

Eine Unterscheidungsmöglichkeit für Bromide und Iodide ist die Zugabe von [[Chlorwasser]] oder [[Chloramin T]] mit [[Salzsäure]]: durch das Chlor wird Bromid zum Brom und Iodid zum Iod [[Oxidation|oxidiert]].
:<math>\mathrm{2 \ I^- + Cl_2 \longrightarrow I_2 + 2 \ Cl^-}</math>
:<small>Iodid und Chlor reagieren zu violettem Iod und Chlorid</small>
:<math>\mathrm{2 \ Br^- + Cl_2 \longrightarrow Br_2 + 2 \ Cl^-}</math>
:<small>Bromid und Chlor reagieren zu braunem Brom und Chlorid</small>

Durch [[Extraktion (Verfahrenstechnik)|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.<ref>Dirk Häfner: ''Arbeitsbuch qualitative anorganische Analyse'', 2. überarbeitete Auflage, Govi-Verlag, Eschborn 2003, S.&nbsp;124, ISBN 3-7741-0997-4.</ref>
:<math>\mathrm{Br_2 + Cl_2 \longrightarrow 2 \ BrCl}</math>
:<small>Brom und Chlor reagieren zu weingelbem Bromchlorid</small>

=== Titrationsverfahren ===
Zum quantitativen Nachweis von Halogenidionen werden drei [[Titration]]sverfahren eingesetzt, die ebenfalls auf der Schwerlöslichkeit der Silberhalogenide beruhen:
* [[Titration nach Mohr]]
* [[Titration nach Volhard]]
* [[Titration nach Fajans]]

== Einzelnachweise ==
<references />

== Weblinks ==
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Halogenide}}

[[Kategorie:Stoffgruppe]]
[[Kategorie:Halogenverbindung| ]]