Halogene

Halogene ⓘ
Name nach Element	Fluorgruppe
Trivialer Name	Halogene
CAS-Gruppennummer; (US, Muster A-B-A)	VIIA
alte IUPAC-Nummer; (Europa, Muster A-B)	VIIB
↓ Zeitraum
2	Fluor (F); 9 Halogen
3	Chlor (Cl); 17 Halogen
4	Brom (Br); 35 Halogen
5	Jod (I); 53 Halogen
6	Astat (At); 85 Halogen
7	Tennessin (Ts); 117 Halogene
	Urelement
	Element aus Zerfall
	Synthetisch
	Farbe der Ordnungszahl:
	schwarz=fest, grün=flüssig, rot=gas
	v; t; e;

Die Halogene (/ˈhælədʒən, ˈheɪ-, -loʊ-, -ˌdʒɛn/) sind eine Gruppe im Periodensystem, die aus fünf oder sechs chemisch verwandten Elementen besteht: Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Jod (I) und Astatin (At). Das künstlich erzeugte Element 117, Tennessin (Ts), kann ebenfalls ein Halogen sein. In der modernen IUPAC-Nomenklatur wird diese Gruppe als Gruppe 17 bezeichnet. ⓘ

Das Wort "Halogen" bedeutet "Salzbildner". Wenn Halogene mit Metallen reagieren, bilden sie eine breite Palette von Salzen, darunter Kalziumfluorid, Natriumchlorid (Kochsalz), Silberbromid und Kaliumiodid. ⓘ

Die Gruppe der Halogene ist die einzige Gruppe des Periodensystems, die Elemente in drei der wichtigsten Aggregatzustände bei Standardtemperatur und -druck enthält. Alle Halogene bilden Säuren, wenn sie an Wasserstoff gebunden sind. Die meisten Halogene werden normalerweise aus Mineralien oder Salzen gewonnen. Die mittleren Halogene - Chlor, Brom und Jod - werden häufig als Desinfektionsmittel verwendet. Organobromide sind die wichtigste Klasse von Flammschutzmitteln, während elementare Halogene gefährlich sind und giftig sein können. ⓘ

Diese Nichtmetalle sind im elementaren Zustand sehr reaktionsfreudig (Fluor kann unter Feuererscheinung reagieren), farbig und reagieren mit Metallen zu Salzen (Namensherkunft) und mit Wasserstoff unter Normalbedingung zu Halogenwasserstoffen (gasförmige, einprotonige Säuren). ⓘ

Fluor, Chlor, Brom und Iod spielen wichtige Rollen in Chemie, Biologie und Medizin. Astat dient in organischen Verbindungen in der Nuklearmedizin zur Bestrahlung von bösartigen Tumoren. ⓘ

Vorkommen

Kochsalzkristalle ⓘ

Halogene kommen in der Natur vor allem als einfach negativ geladene Anionen in Salzen vor. Das zugehörige Kation ist meist ein Alkali- oder Erdalkalimetall, insbesondere die Natriumsalze der Halogene sind häufig anzutreffen. Aus diesen können dann die Halogene mittels Elektrolyse gewonnen werden. Ein nicht unbeträchtlicher Teil der Halogenide ist im Meerwasser gelöst. ⓘ

Wichtige Halogenid-Verbindungen:

Natriumfluorid, NaF
Calciumfluorid, CaF₂ (Flussspat)
Natriumhexafluoridoaluminat (ein Komplexsalz), Na₃[AlF₆] (Kryolith)
Natriumchlorid, NaCl (Kochsalz)
Kaliumchlorid, KCl
Natriumbromid, NaBr
Kaliumbromid, KBr
Natriumiodid, NaI ⓘ

Im Gegensatz zu den anderen Halogenen kommt Iod auch in der Natur als Iodat vor. Astat, das seltenste natürlich vorkommende Element, ist Zwischenprodukt der Uran- und Thoriumzerfallsreihen. Die Gesamtmenge in der Erdkruste beträgt lediglich 25 g. ⓘ

Gewinnung der Reinelemente

Fluorgas F₂ lässt sich nur durch elektrochemische Vorgänge gewinnen, da es kein Element und keine Verbindung gibt, die ein größeres Redox-Potential als Fluor hat und dieses oxidieren könnte (Oxidation, weil Elektronenabgabe von 2 F⁻ zu F₂, andere Halogene analog). ⓘ

Alle anderen Halogene lassen sich neben der elektrochemischen Darstellung (z. B. Chloralkalielektrolyse) auch mit Oxidationsmittel wie MnO₂ (Braunstein), KMnO₄ (Kaliumpermanganat) herstellen. ⓘ

Eine weitere Möglichkeit zur Gewinnung von Brom oder Iod ist das Einleiten von Chlorgas als Oxidationsmittel in konzentrierte Bromid- bzw. Iodidlösungen:

\mathrm {Cl_{2}+2\ Br^{-}\longrightarrow 2\ Cl^{-}+Br_{2}}

ⓘ

\mathrm {Cl_{2}+2\ I^{-}\longrightarrow 2\ Cl^{-}+I_{2}}

ⓘ

Hier sei zur Gewinnung von Chlor auch das Deacon-Verfahren erwähnt (Redoxreaktion von Salzsäuregas mit Luft als Oxidationsmittel zu Wasser und Chlorgas):

\mathrm {4\ HCl+O_{2}\ {\xrightarrow {450\,^{\circ }C,\ Kat}}\ 2\ Cl_{2}+2\ H_{2}O}

ⓘ

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Die vier stabilen Halogene: Ihre Farbigkeit nimmt von Fluor bis Iod zu ⓘ

Halogen	Molekül	d(X–X) / pm (Gasphase)	d(X–X) / pm (Feststoff)
Fluor	F₂	143	149
Chlor	Cl₂	199	198
Brom	Br₂	228	227
Iod	I₂	266	272

ⓘ

Elementare Halogene sind farbige, leicht flüchtige bis gasförmige Substanzen, die in Wasser löslich sind (Fluor reagiert). Ihre Farbintensität, Siedepunkte und Dichte nehmen mit der Ordnungszahl zu. Sie liegen in Form von zweiatomigen Molekülen der Form X₂ vor (z. B. F₂ und Cl₂) und sind daher Nichtleiter (Isolatoren). ⓘ

Die Farbintensität im gasförmigen Aggregatzustand steigt mit zunehmender Ordnungszahl.
Dichte, Schmelz- und Siedepunkt nehmen aufgrund der Zunahme der Molmasse von oben nach unten zu. Bei Standardbedingungen sind Fluor und Chlor Gase, Brom ist eine Flüssigkeit und Iod fest. ⓘ

Element	Fluor	Chlor	Brom	Iod ⓘ
Schmelzpunkt (1013 hPa)	53,53 K (−219,62 °C)	171,6 K (−101,5 °C)	265,8 K (−7,3 °C)	386,85 K (113,70 °C)
Siedepunkt (1013 hPa)	85,15 K (−188 °C)	238,5 K (−34,6 °C)	331,7 K (58,5 °C)	457,2 K (184 °C)
Kritischer Punkt	144,41 K (−128,74 °C) 5,1724 MPa	416,9 K (143,8 °C) 7,991 MPa	588 K (315 °C) 10,34 MPa	819 K (546 °C) 11,7 MPa
Tripelpunkt	53,48 K (−219,67 °C) 90 kPa		265,90 K (−7,25 °C) 5,8 kPa	386,65 K (113,5 °C) 12,1 kPa
Dichte (0 °C, 1013 hPa)	1,6965 kg/m³	3,215 kg/m³	3,12 g/cm³	4,94 g/cm³
Atommasse	18,998 u	35,45 u	79,904 u	126,904 u
Elektronegativität	4,0	3,16	2,96	2,66
Struktur
Kristallsystem	kubisch	orthorhombisch	orthorhombisch	orthorhombisch

Die stabilen Halogene bilden homonukleare zweiatomige Moleküle. Aufgrund der relativ schwachen zwischenmolekularen Kräfte gehören Chlor und Fluor zur Gruppe der so genannten "elementaren Gase". ⓘ

Mit steigender Ordnungszahl werden die Elemente weniger reaktiv und haben höhere Schmelzpunkte. Die höheren Schmelzpunkte sind auf die stärkeren Londoner Dispersionskräfte zurückzuführen, die sich aus der größeren Anzahl von Elektronen ergeben. ⓘ

Chemische Eigenschaften

Halogene sind sehr reaktionsfreudige Nichtmetalle, da ihnen nur noch ein einziges Valenzelektron zur Vollbesetzung der Valenzschale fehlt. Da die Halogen-Halogen-Bindung nicht sehr stabil ist, reagieren auch Halogenmoleküle heftig. Die Reaktivität nimmt, wie die Elektronegativität, von Fluor zu Iod ab. Gleichzeitig steigt die 1. Ionisierungsenergie nach oben hin an. Die Eigenschaften von Astat sind jedoch größtenteils unerforscht, wahrscheinlich ist es aber aus chemischer Sicht dem Iod sehr ähnlich. ⓘ

Halogene reagieren mit Metallen unter Bildung von Salzen, was ihnen ihren Namen einbrachte.

Beispiel: Bildung von Kochsalz (NaCl):

\mathrm {2\ Na+Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl}

ⓘ

Halogene reagieren exotherm mit Wasserstoff unter Bildung von Halogenwasserstoffen, die, in Wasser gelöst, mehr oder weniger starke Säuren sind. Die Heftigkeit der Reaktion nimmt von Fluor zu Iod ab.

Beispiel: Chlorknallgasreaktion:

\mathrm {H_{2}+Cl_{2}\longrightarrow 2\ HCl}

ⓘ

Die Wasserlöslichkeit der Halogene nimmt von Fluor zu Iod ab, wobei Fluor mit Wasser unter Bildung von Fluorwasserstoff und Sauerstoff reagiert. ⓘ

\mathrm {2\ F_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 4\ HF+O_{2}}

Chlor reagiert mit Wasser zu Chlorwasserstoff und Hypochloriger Säure.

\mathrm {Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow HCl+HClO}

Ebenso reagiert Brom mit Wasser zu Bromwasserstoff und Hypobromiger Säure.

\mathrm {Br_{2}+H_{2}O\longrightarrow HBr+HBrO}

Iod ist kaum löslich in Wasser und reagiert nicht. ⓘ

Die Halogene sind von Iod zu Fluor zunehmend giftig. ⓘ

Verwendung

In der organischen Chemie werden sie zur Synthese von Halogenverbindungen verwendet. Das Verfahren wird allgemein als Halogenierung bezeichnet. ⓘ

Durch Zugabe von Halogenen in Glühlampen wird durch den Wolfram-Halogen-Kreisprozess deren Lebensdauer und Lichtausbeute erhöht. Man spricht dann auch von Halogenlampen. ⓘ

Verbindungen

Halogenide

Kupfer(I)-iodid, ein aus Kupfersulfat-Lösung und Natriumiodid synthetisierbares Präparat (wasserunlöslich) ⓘ

Ionische Halogenverbindungen wie z. B. die Fluoride, Chloride, Bromide und Iodide sind salzartige Stoffe. Dementsprechend haben sie hohe Schmelzpunkte, sind spröde und elektrische Nichtleiter außer in Schmelze und Lösung. Die meisten Halogenide sind wasserlöslich (wie z. B. Kochsalz, Natriumchlorid. Wasserunlöslich sind Blei-, Quecksilber- und Silberhalogenide (siehe Salzsäuregruppe) sowie Kupfer(I)-halogenide. Viele Halogenide kommen in der Natur in Form von Mineralien vor. ⓘ

Halogenwasserstoffe

Fluorwasserstoff siedet trotz der geringen Molmasse durch die Bildung von starken Wasserstoffbrückenbindungen erst bei 19,5 °C. Die wässrige Lösung wird Flusssäure genannt.
Chlorwasserstoff siedet bei −85 °C. Er löst sich in Wasser und reagiert als sehr starke Säure. Die wässrige Lösung wird Salzsäure genannt.
Bromwasserstoff siedet bei −67 °C. Er löst sich in Wasser und reagiert als eine der stärksten Säuren. Die wässrige Lösung wird Bromwasserstoffsäure genannt.
Iodwasserstoff siedet bei −35 °C. Er löst sich in Wasser und reagiert als die stärkste bekannte sauerstofffreie Säure. Die wässrige Lösung wird Iodwasserstoffsäure genannt. ⓘ

Halogensauerstoffsäuren

Mit Ausnahme von Fluor, dessen einzige Sauerstoffsäure die instabile Hypofluorige Säure ist, bilden die Halogene vier Arten von Sauerstoffsäuren, die wie folgt benannt werden:

HXO: Hypohalogenige Säure (Beispiel: Hypochlorige Säure)
HXO₂: Halogenige Säure (Beispiel: Chlorige Säure)
HXO₃: Halogensäure (Beispiel: Chlorsäure)
HXO₄: Perhalogensäure (Beispiel: Perchlorsäure) ⓘ

Hypochlorige Säure
Chlorige Säure
Chlorsäure
Perchlorsäure ⓘ

Die Säurestärke wächst mit steigender Zahl der Sauerstoffatome, ebenso die oxidierende Wirkung. Die meisten Sauerstoffsäuren der Halogene sind sehr instabil und zersetzen sich exotherm. ⓘ

Interhalogenverbindungen

	F	Cl	Br
Cl	ClF, ClF₃, ClF_{5 ⓘ}
Br	BrF, BrF₃, BrF₅	BrCl
I	IF, IF₃, IF₅, IF₇	ICl, (ICl₃)₂	IBr, IBr₃

Interhalogenverbindungen sind Verbindungen der Halogene untereinander. Es gibt folgende Arten (Y ist das elektronegativere Element):

XY: alle möglichen Kombinationen existent
XY₃: Y ist Fluor, Chlor oder Brom
XY₅: Y ist immer Fluor
XY₇: nur IF₇ bekannt ⓘ

Interhalogenverbindungen sind bei Standardbedingungen instabil oder äußerst reaktiv. ⓘ

Es existieren auch Interhalogenidionen wie beispielsweise BrF₆⁻ und IF₆⁻. Auch Sauerstoffsäurehalogenide wie z. B. Perchlorylfluorid ClO₃F oder Iodoxipentafluorid IOF₅ sind bekannt. ⓘ

Geschichte

Das Fluormineral Fluorospar war bereits 1529 bekannt. Frühe Chemiker erkannten, dass Fluorverbindungen ein unentdecktes Element enthalten, konnten es aber nicht isolieren. Im Jahr 1860 ließ der englische Chemiker George Gore einen elektrischen Strom durch Flusssäure fließen und erzeugte wahrscheinlich Fluor, konnte seine Ergebnisse jedoch nicht beweisen. Im Jahr 1886 führte der Pariser Chemiker Henri Moissan eine Elektrolyse mit Kaliumbifluorid durch, das in wasserfreiem Fluorwasserstoff gelöst war, und isolierte erfolgreich Fluor. ⓘ

Salzsäure war bereits den Alchemisten und frühen Chemikern bekannt. Elementares Chlor wurde jedoch erst 1774 hergestellt, als Carl Wilhelm Scheele Salzsäure mit Mangandioxid erhitzte. Scheele nannte das Element "dephloginierte muriatische Säure", und so war Chlor 33 Jahre lang bekannt. Im Jahr 1807 untersuchte Humphry Davy Chlor und entdeckte, dass es sich um ein echtes Element handelt. In Verbindung mit Salzsäure und in bestimmten Fällen auch mit Schwefelsäure entstand Chlorgas, das im Ersten Weltkrieg ein giftiges Gas war. Es verdrängte in kontaminierten Gebieten den Sauerstoff und ersetzte die übliche sauerstoffhaltige Luft durch das giftige Chlorgas. Das Gas verätzte das menschliche Gewebe von außen und von innen, insbesondere die Lungen, und machte das Atmen je nach Verschmutzungsgrad schwierig oder unmöglich. ⓘ

Brom wurde in den 1820er Jahren von Antoine Jérôme Balard entdeckt. Balard entdeckte Brom, indem er Chlorgas durch eine Probe von Salzsole leitete. Ursprünglich schlug er den Namen Murid für das neue Element vor, aber die französische Akademie änderte den Namen des Elements in Brom. ⓘ

Jod wurde von Bernard Courtois entdeckt, der Algenasche als Teil eines Verfahrens zur Herstellung von Salpeter verwendete. Courtois kochte die Algenasche normalerweise mit Wasser, um Kaliumchlorid zu erzeugen. Im Jahr 1811 fügte Courtois jedoch Schwefelsäure zu seinem Verfahren hinzu und stellte fest, dass sein Verfahren violette Dämpfe erzeugte, die sich zu schwarzen Kristallen verdichteten. Courtois vermutete, dass es sich bei diesen Kristallen um ein neues Element handelte, und schickte Proben an andere Chemiker zur Untersuchung. Jod wurde von Joseph Gay-Lussac als neues Element nachgewiesen. ⓘ

1931 behauptete Fred Allison, das Element 85 mit einer magneto-optischen Maschine entdeckt zu haben, und nannte das Element Alabamin, irrte sich jedoch. Im Jahr 1937 behauptete Rajendralal De, das Element 85 in Mineralien entdeckt zu haben, und nannte es Dakin, doch auch er irrte sich. Ein Versuch von Horia Hulubei und Yvette Cauchois, das Element 85 im Jahr 1939 durch Spektroskopie zu entdecken, war ebenfalls erfolglos, ebenso wie ein Versuch von Walter Minder im selben Jahr, der ein jodähnliches Element entdeckte, das aus dem Betazerfall von Polonium resultierte. Das Element 85, das heute Astat genannt wird, wurde 1940 erfolgreich von Dale R. Corson, K.R. Mackenzie und Emilio G. Segrè hergestellt, die Wismut mit Alphateilchen beschossen. ⓘ

Im Jahr 2010 beschoss ein Team unter der Leitung des Kernphysikers Yuri Oganessian, an dem Wissenschaftler des JINR, des Oak Ridge National Laboratory, des Lawrence Livermore National Laboratory und der Vanderbilt University beteiligt waren, erfolgreich Berkelium-249-Atome mit Kalzium-48-Atomen, um Tennessin-294 herzustellen. Ab 2022 ist es das jüngste Element, das entdeckt wurde. ⓘ

Etymologie

1811 schlug der deutsche Chemiker Johann Schweigger vor, den vom englischen Chemiker Humphry Davy vorgeschlagenen Namen "Chlor" durch den Namen "Halogen" zu ersetzen, was so viel wie "Salzproduzent" bedeutet (von αλς [als] "Salz" und γενειν [genein] "zeugen"). Davys Name für das Element setzte sich durch. 1826 schlug der schwedische Chemiker Baron Jöns Jacob Berzelius jedoch den Begriff "Halogen" für die Elemente Fluor, Chlor und Jod vor, die in Verbindung mit einem Alkalimetall eine meersalzartige Substanz bilden. ⓘ

Die Namen der Elemente haben alle die Endung -in. Der Name Fluor stammt von dem lateinischen Wort fluere, was so viel wie "fließen" bedeutet, da es von dem Mineral Fluorit abgeleitet wurde, das als Flussmittel in der Metallverarbeitung verwendet wurde. Der Name des Chlors leitet sich vom griechischen Wort chloros ab, das "grünlich-gelb" bedeutet. Der Name Brom leitet sich vom griechischen Wort bromos ab, das "Gestank" bedeutet. Der Name des Jods stammt vom griechischen Wort iodes ab, was "violett" bedeutet. Der Name Astat leitet sich vom griechischen Wort astatos ab, das "unbeständig" bedeutet. Tennessine ist nach dem US-Bundesstaat Tennessee benannt. ⓘ

Merkmale

Chemisch

Die Halogene Fluor, Chlor, Brom und Jod sind Nichtmetalle; die chemischen Eigenschaften der beiden schwersten Mitglieder der Gruppe 17 sind noch nicht abschließend untersucht worden. Bei den Halogenen zeigt sich eine Tendenz der chemischen Bindungsenergie von oben nach unten in der Spalte des Periodensystems, wobei Fluor leicht abweicht. Es folgt dem Trend, die höchste Bindungsenergie in Verbindungen mit anderen Atomen zu haben, hat aber sehr schwache Bindungen innerhalb des zweiatomigen F₂-Moleküls. Das bedeutet, dass weiter unten in der Gruppe 17 des Periodensystems die Reaktivität der Elemente aufgrund der zunehmenden Größe der Atome abnimmt. ⓘ

Halogene Bindungsenergien (kJ/mol) ⓘ
X	X₂	HX	BX₃	AlX₃	CX₄
F	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Halogene sind hochreaktiv und können daher in ausreichenden Mengen für biologische Organismen schädlich oder tödlich sein. Diese hohe Reaktivität ist auf die hohe Elektronegativität der Atome aufgrund ihrer hohen effektiven Kernladung zurückzuführen. Da die Halogene in ihrem äußersten Energieniveau sieben Valenzelektronen haben, können sie durch Reaktion mit Atomen anderer Elemente ein Elektron gewinnen, um die Oktettregel zu erfüllen. Fluor ist das reaktionsfreudigste aller Elemente; es ist das einzige Element, das elektronegativer ist als Sauerstoff, es greift ansonsten inerte Materialien wie Glas an und bildet Verbindungen mit den normalerweise inerten Edelgasen. Es ist ein ätzendes und hochgiftiges Gas. Fluor ist so reaktionsfreudig, dass es bei der Verwendung oder Lagerung von Laborglas in Gegenwart von geringen Mengen Wasser mit Glas reagieren und Siliziumtetrafluorid (SiF₄) bilden kann. Daher muss Fluor mit Stoffen wie Teflon (das selbst eine fluororganische Verbindung ist), extrem trockenem Glas oder Metallen wie Kupfer oder Stahl, die auf ihrer Oberfläche eine Schutzschicht aus Fluorid bilden, gehandhabt werden. ⓘ

Die hohe Reaktivität von Fluor ermöglicht einige der stärksten möglichen Bindungen, insbesondere zu Kohlenstoff. Teflon beispielsweise besteht aus Fluor in Verbindung mit Kohlenstoff und ist extrem widerstandsfähig gegen thermische und chemische Angriffe und hat einen hohen Schmelzpunkt. ⓘ

Verbindungen

Metallhalogenide

Es ist bekannt, dass alle Halogene mit Natrium unter Bildung von Natriumfluorid, Natriumchlorid, Natriumbromid, Natriumjodid und Natriumastatid reagieren können. Bei der Reaktion von erhitztem Natrium mit Halogenen entstehen hell-orangefarbene Flammen. Die Reaktion von Natrium mit Chlor erfolgt in Form von:

2Na + Cl 2 \to 2NaCl ⓘ

Eisen reagiert mit Fluor, Chlor und Brom unter Bildung von Eisen(III)-halogeniden. Diese Reaktionen verlaufen in der Form von:

2Fe + 3X 2 \to 2FeX 3 ⓘ

Wenn Eisen jedoch mit Jod reagiert, bildet es nur Eisen(II)-Jodid. ⓘ

Fe+I 2 \toFeI 2 ⓘ

Eisenwolle kann auch bei kalten Temperaturen schnell mit Fluor reagieren und die weiße Verbindung Eisen(III)-fluorid bilden. Wenn Chlor mit erhitztem Eisen in Berührung kommt, reagieren sie zu schwarzem Eisen(III)-chlorid. Sind die Reaktionsbedingungen jedoch feucht, führt diese Reaktion stattdessen zu einem rötlich-braunen Produkt. Eisen kann auch mit Brom unter Bildung von Eisen(III)-bromid reagieren. Diese Verbindung ist unter trockenen Bedingungen rötlich-braun. Die Reaktion von Eisen mit Brom ist weniger reaktiv als die Reaktion mit Fluor oder Chlor. Heißes Eisen kann auch mit Jod reagieren, aber es bildet Eisen(II)-Jodid. Diese Verbindung kann grau sein, aber die Reaktion ist immer mit überschüssigem Jod verunreinigt, so dass dies nicht mit Sicherheit bekannt ist. Die Reaktion von Eisen mit Iod ist weniger heftig als die Reaktion mit den leichteren Halogenen. ⓘ

Interhalogenverbindungen

Interhalogenverbindungen liegen in Form von XYn vor, wobei X und Y Halogene sind und n für eins, drei, fünf oder sieben steht. Interhalogenverbindungen enthalten höchstens zwei verschiedene Halogene. Große Interhalogene wie $ClF3$ können durch Reaktion eines reinen Halogens mit einem kleineren Interhalogen wie $ClF$ hergestellt werden. Alle Interhalogene außer $IF 7$ können durch direkte Kombination reiner Halogene unter verschiedenen Bedingungen hergestellt werden. ⓘ

Interhalogene sind in der Regel reaktiver als alle zweiatomigen Halogenmoleküle außer F₂, da die Interhalogenbindungen schwächer sind. Die chemischen Eigenschaften von Interhalogenen sind jedoch in etwa die gleichen wie die der zweiatomigen Halogene. Viele Interhalogene bestehen aus einem oder mehreren Fluoratomen, die an ein schwereres Halogen gebunden sind. Chlor kann sich mit bis zu drei Fluoratomen verbinden, Brom mit bis zu fünf Fluoratomen und Jod mit bis zu sieben Fluoratomen. Die meisten Interhalogenverbindungen sind kovalente Gase. Einige Interhalogene sind jedoch flüssig, wie z. B. BrF3, und viele jodhaltige Interhalogene sind fest. ⓘ

Halogenorganische Verbindungen

Viele synthetische organische Verbindungen, wie z. B. Kunststoffpolymere, und einige natürliche Verbindungen enthalten Halogenatome; diese werden als halogenierte Verbindungen oder organische Halogenide bezeichnet. Chlor ist das bei weitem häufigste der Halogene im Meerwasser und das einzige, das der Mensch in relativ großen Mengen (als Chloridionen) benötigt. Chloridionen spielen zum Beispiel eine Schlüsselrolle bei der Gehirnfunktion, indem sie die Wirkung des hemmenden Transmitters GABA vermitteln, und werden vom Körper auch zur Produktion von Magensäure verwendet. Jod wird in Spuren für die Produktion von Schilddrüsenhormonen wie Thyroxin benötigt. Organohalogene werden auch durch die nukleophile Abstraktionsreaktion synthetisiert. ⓘ

Polyhalogenierte Verbindungen

Polyhalogenierte Verbindungen sind industriell hergestellte Verbindungen, die mit mehreren Halogenen substituiert sind. Viele von ihnen sind sehr giftig, akkumulieren sich im Menschen und haben ein sehr breites Anwendungsspektrum. Dazu gehören PCB, PBDE und perfluorierte Verbindungen (PFC) sowie zahlreiche andere Verbindungen. ⓘ

Physikalische und atomare Eigenschaften

Die folgende Tabelle enthält eine Zusammenfassung der wichtigsten physikalischen und atomaren Eigenschaften der Halogene. Die mit Fragezeichen gekennzeichneten Daten sind entweder unsicher oder sind Schätzungen, die teilweise auf periodischen Trends und nicht auf Beobachtungen beruhen. ⓘ

Halogene	Standard-Atomgewicht (u)	Schmelzpunkt (K)	Schmelzpunkt (°C)	Siedepunkt (K)	Siedepunkt (°C)	Dichte (g/cm³bei 25 °C)	Elektronegativität (Pauling)	Erste Ionisierungsenergie (kJ-mol-1)	Kovalenter Radius (pm) ⓘ
Fluor	18.9984032(5)	53.53	−219.62	85.03	−188.12	0.0017	3.98	1681.0	71
Chlor	[35.446; 35.457]	171.6	−101.5	239.11	−34.04	0.0032	3.16	1251.2	99
Brom	79.904(1)	265.8	−7.3	332.0	58.8	3.1028	2.96	1139.9	114
Jod	126.90447(3)	386.85	113.7	457.4	184.3	4.933	2.66	1008.4	133
Astat	[210]	575	302	? 610	? 337	? 6.2–6.5	2.2	? 887.7	? 145
Tennessine	[294]	? 623-823	? 350-550	? 883	? 610	? 7.1-7.3	-	? 743	? 157

Z	Element	Anzahl der Elektronen/Schale ⓘ
9	Fluor	2, 7
17	Chlor	2, 8, 7
35	Brom	2, 8, 18, 7
53	Jod	2, 8, 18, 18, 7
85	Astat	2, 8, 18, 32, 18, 7
117	Tennessin	2, 8, 18, 32, 32, 18, 7 (vorhergesagt)

Abhängigkeit der Siede- oder Sublimationstemperatur für Halogene bei verschiedenen Drücken. Der vertikale Balken zeigt den Schmelzpunkt an. ⓘ

Sublimations- oder Siedepunkt (oC) von Halogenen bei verschiedenen Drücken
log(P[Pa])	mmHg	Cl₂	Br₂	I₂
Tmelt (^оС)		-100.7	-7.3	112.9 ⓘ
2.12490302	1	-118	-48.7	38.7
2.82387302	5	-106.7	-32.8	62.2
3.12490302	10	-101.6	-25	73.2
3.42593302	20	-93.3	-16.8	84.7
3.72696301	40	-84.5	-8	97.5
3.90305427	60	-79	-0.6	105.4
4.12490302	100	-71.7	9.3	116.5
4.42593302	200	-60.2	24.3	137.3
4.72696301	400	-47.3	41	159.8
5.00571661	760	-33.8	58.2	183
log(P[Pa])	atm	Cl₂	Br₂	I₂
5.00571661	1	-33.8	58.2	183
5.30674661	2	-16.9	78.8
5.70468662	5	10.3	110.3
6.00571661	10	35.6	139.8
6.30674661	20	65	174
6.48283787	30	84.8	197
6.6077766	40	101.6	215
6.70468662	50	115.2	230
6.78386786	60	127.1	243.5

Isotope

Fluor hat ein stabiles und natürlich vorkommendes Isotop, Fluor-19. Allerdings gibt es in der Natur Spuren des radioaktiven Isotops Fluor-23, das durch Clusterzerfall von Protactinium-231 entsteht. Insgesamt wurden achtzehn Isotope des Fluors mit Atommassen zwischen 14 und 31 entdeckt. ⓘ

Chlor hat zwei stabile und natürlich vorkommende Isotope, Chlor-35 und Chlor-37. Allerdings gibt es in der Natur auch Spuren des Isotops Chlor-36, das durch Spallation von Argon-36 entsteht. Insgesamt sind 24 Chlorisotope mit Atommassen zwischen 28 und 51 entdeckt worden. ⓘ

Es gibt zwei stabile und natürlich vorkommende Isotope des Broms, Brom-79 und Brom-81. Insgesamt wurden 33 Isotope von Brom entdeckt, deren Atommassen zwischen 66 und 98 liegen. ⓘ

Es gibt ein stabiles und natürlich vorkommendes Isotop des Jods, Jod-127. Das radioaktive Isotop Jod-129, das durch Spallation und den radioaktiven Zerfall von Uran in Erzen entsteht, kommt jedoch in der Natur in Spuren vor. Mehrere andere radioaktive Isotope des Jods sind ebenfalls auf natürliche Weise durch den Zerfall von Uran entstanden. Insgesamt wurden 38 Isotope des Jods mit Atommassen zwischen 108 und 145 entdeckt. ⓘ

Es gibt keine stabilen Isotope von Astatin. Es gibt jedoch vier natürlich vorkommende radioaktive Isotope von Astat, die durch radioaktiven Zerfall von Uran, Neptunium und Plutonium entstehen. Diese Isotope sind Astatin-215, Astatin-217, Astatin-218 und Astatin-219. Insgesamt wurden 31 Isotope von Astat entdeckt, deren Atommassen von 191 bis 227 reichen. ⓘ

Von Tennessin sind nur zwei synthetische Radioisotope bekannt, Tennessin-293 und Tennessin-294. ⓘ

Herstellung

Von links nach rechts: Chlor, Brom und Jod bei Raumtemperatur. Chlor ist gasförmig, Brom ist flüssig und Jod ist fest. Fluor konnte wegen seiner hohen Reaktivität, Astatin und Tennessin wegen ihrer Radioaktivität nicht in das Bild aufgenommen werden. ⓘ

Jährlich werden etwa sechs Millionen Tonnen des Fluorminerals Fluorit produziert. Jährlich werden vierhunderttausend Tonnen Flusssäure hergestellt. Fluorgas wird aus Flusssäure hergestellt, die als Nebenprodukt bei der Herstellung von Phosphorsäure anfällt. Jährlich werden etwa 15.000 Tonnen Fluorgas hergestellt. ⓘ

Das Mineral Halit ist das am häufigsten abgebaute Chlormineral, aber auch die Mineralien Carnallit und Sylvit werden zur Chlorgewinnung genutzt. Vierzig Millionen Tonnen Chlor werden jedes Jahr durch die Elektrolyse von Sole hergestellt. ⓘ

Jährlich werden etwa 450.000 Tonnen Brom hergestellt. Fünfzig Prozent der gesamten Bromproduktion wird in den Vereinigten Staaten hergestellt, 35 % in Israel und der Rest in China. In der Vergangenheit wurde Brom durch die Zugabe von Schwefelsäure und Bleichpulver zu natürlicher Sole hergestellt. In der heutigen Zeit wird Brom jedoch durch Elektrolyse hergestellt, ein Verfahren, das von Herbert Dow erfunden wurde. Es ist auch möglich, Brom zu erzeugen, indem man Chlor durch Meerwasser leitet und dann Luft durch das Meerwasser leitet. ⓘ

Im Jahr 2003 wurden 22.000 Tonnen Jod produziert. Chile produziert 40 % des gesamten produzierten Jods, Japan 30 %, und kleinere Mengen werden in Russland und den Vereinigten Staaten hergestellt. Bis in die 1950er Jahre wurde Jod aus Seetang gewonnen. In der heutigen Zeit wird Jod jedoch auf andere Weise gewonnen. Eine Möglichkeit der Jodgewinnung ist die Mischung von Schwefeldioxid mit Nitrat-Erzen, die einige Jodate enthalten. Jod wird auch aus Erdgasfeldern extrahiert. ⓘ

Obwohl Astatin in der Natur vorkommt, wird es normalerweise durch Beschuss von Wismut mit Alphateilchen hergestellt. ⓘ

Tennessin wird mit Hilfe eines Zyklotrons durch Verschmelzung von Berkelium-249 und Calcium-48 zu Tennessin-293 und Tennessin-294 hergestellt. ⓘ

Anwendungen

Desinfektionsmittel

Sowohl Chlor als auch Brom werden als Desinfektionsmittel für Trinkwasser, Schwimmbäder, frische Wunden, Bäder, Geschirr und Oberflächen verwendet. Sie töten Bakterien und andere potenziell schädliche Mikroorganismen durch einen Prozess ab, der als Sterilisation bezeichnet wird. Ihre Reaktivität wird auch beim Bleichen genutzt. Natriumhypochlorit, das aus Chlor hergestellt wird, ist der aktive Bestandteil der meisten Bleichmittel für Textilien, und Bleichmittel auf Chlorbasis werden bei der Herstellung einiger Papierprodukte verwendet. Chlor reagiert auch mit Natrium und bildet Natriumchlorid, das als Speisesalz verwendet wird. ⓘ

Beleuchtung

Halogenlampen sind eine Art Glühlampe mit einem Wolframfaden in einem Kolben, dem geringe Mengen eines Halogens wie Jod oder Brom zugesetzt sind. Dies ermöglicht die Herstellung von Lampen, die viel kleiner sind als Glühbirnen ohne Halogen bei gleicher Wattzahl. Das Gas verringert die Ausdünnung des Glühfadens und die Schwärzung der Innenseite der Glühbirne, so dass die Lebensdauer der Glühbirne wesentlich höher ist. Halogenlampen leuchten bei einer höheren Temperatur (2800 bis 3400 Kelvin) und haben eine weißere Farbe als andere Glühbirnen. Dies erfordert jedoch, dass die Glühbirnen aus Quarzglas und nicht aus Quarzglas hergestellt werden, damit sie nicht brechen. ⓘ

Bestandteile von Arzneimitteln

Bei der Entdeckung von Arzneimitteln führt der Einbau von Halogenatomen in einen führenden Arzneimittelkandidaten zu Analoga, die in der Regel lipophiler und weniger wasserlöslich sind. Infolgedessen werden Halogenatome verwendet, um die Penetration durch Lipidmembranen und Gewebe zu verbessern. Daraus folgt, dass einige halogenierte Arzneimittel dazu neigen, sich im Fettgewebe anzureichern. ⓘ

Die chemische Reaktivität von Halogenatomen hängt sowohl von der Stelle ab, an der sie mit dem Blei verbunden sind, als auch von der Art des Halogens. Aromatische Halogengruppen sind weit weniger reaktiv als aliphatische Halogengruppen, die eine erhebliche chemische Reaktivität aufweisen können. Bei aliphatischen Kohlenstoff-Halogen-Bindungen ist die C-F-Bindung die stärkste und in der Regel weniger chemisch reaktiv als aliphatische C-H-Bindungen. Die anderen aliphatischen Halogenbindungen sind schwächer und ihre Reaktivität nimmt im Periodensystem zu. Sie sind in der Regel chemisch reaktiver als aliphatische C-H-Bindungen. Infolgedessen sind die am häufigsten vorkommenden Halogensubstitutionen die weniger reaktiven aromatischen Fluor- und Chlorgruppen. ⓘ

Biologische Rolle

Fluoridanionen finden sich in Elfenbein, Knochen, Zähnen, Blut, Eiern, Urin und Haaren von Organismen. Fluoridanionen können in sehr geringen Mengen für den Menschen lebenswichtig sein. Im menschlichen Blut sind 0,5 Milligramm Fluor pro Liter enthalten. Menschliche Knochen enthalten 0,2 bis 1,2 % Fluor. Menschliches Gewebe enthält etwa 50 Teile pro Milliarde Fluor. Ein typischer 70-Kilogramm-Mensch enthält 3 bis 6 Gramm Fluor. ⓘ

Chloridanionen sind für eine Vielzahl von Lebewesen, auch für den Menschen, lebenswichtig. Die Chlorkonzentration im Trockengewicht von Getreide liegt bei 10 bis 20 Teilen pro Million, während die Chloridkonzentration in Kartoffeln bei 0,5 % liegt. Das Pflanzenwachstum wird beeinträchtigt, wenn der Chloridgehalt im Boden unter 2 Teile pro Million fällt. Menschliches Blut enthält durchschnittlich 0,3 % Chlor. Menschliche Knochen enthalten in der Regel 900 Teile pro Million Chlor. Menschliches Gewebe enthält etwa 0,2 bis 0,5 % Chlor. Ein typischer 70-Kilogramm-Mensch enthält insgesamt 95 Gramm Chlor. ⓘ

Ein gewisser Anteil an Brom in Form des Bromidanions ist in allen Organismen vorhanden. Eine biologische Bedeutung von Brom für den Menschen ist nicht erwiesen, aber einige Organismen enthalten Organobromverbindungen. Der Mensch nimmt in der Regel 1 bis 20 Milligramm Brom pro Tag zu sich. Der Bromgehalt im menschlichen Blut beträgt in der Regel 5 Teile pro Million, der Bromgehalt in den Knochen 7 Teile pro Million und der Bromgehalt im menschlichen Gewebe 7 Teile pro Million. Ein typischer 70-Kilogramm-Mensch enthält 260 Milligramm Brom. ⓘ

Der Mensch nimmt normalerweise weniger als 100 Mikrogramm Jod pro Tag zu sich. Jodmangel kann zu geistiger Behinderung führen. Organojodverbindungen kommen beim Menschen in einigen Drüsen vor, insbesondere in der Schilddrüse, aber auch im Magen, in der Epidermis und im Immunsystem. Zu den jodhaltigen Lebensmitteln gehören Kabeljau, Austern, Garnelen, Hering, Hummer, Sonnenblumenkerne, Seetang und Pilze. Es ist jedoch nicht bekannt, dass Jod in Pflanzen eine biologische Funktion hat. Im menschlichen Blut sind in der Regel 0,06 Milligramm pro Liter Jod enthalten, in den menschlichen Knochen 300 Teile pro Milliarde Jod und im menschlichen Gewebe 50 bis 700 Teile pro Milliarde Jod. Ein typischer 70-Kilogramm-Mensch enthält 10 bis 20 Milligramm Jod. ⓘ

Astat ist zwar sehr selten, wurde aber in Mikrogramm im Erdreich gefunden. Aufgrund seiner hohen Radioaktivität, seiner extremen Seltenheit und einer Halbwertszeit von nur etwa 8 Stunden für das stabilste Isotop hat es keine bekannte biologische Funktion. ⓘ

Tennessin wird ausschließlich vom Menschen hergestellt und spielt in der Natur keine andere Rolle. ⓘ

Toxizität

Die Toxizität der Halogene nimmt in der Regel zu den schwereren Halogenen hin ab. ⓘ

Fluorgas ist extrem giftig; das Einatmen von Fluor in einer Konzentration von 25 Teilen pro Million ist potenziell tödlich. Fluorwasserstoffsäure ist ebenfalls giftig, da sie die Haut durchdringen und sehr schmerzhafte Verbrennungen verursachen kann. Darüber hinaus sind Fluoridanionen giftig, aber nicht so giftig wie reines Fluor. Fluorid kann in Mengen von 5 bis 10 Gramm tödlich sein. Ein längerer Verzehr von Fluorid über einer Konzentration von 1,5 mg/l ist mit dem Risiko einer Zahnfluorose, einer ästhetischen Erkrankung der Zähne, verbunden. Bei Konzentrationen über 4 mg/L besteht ein erhöhtes Risiko für die Entwicklung von Skelettfluorose, einer Erkrankung, bei der es aufgrund der Verhärtung der Knochen häufiger zu Knochenbrüchen kommt. Die derzeit empfohlenen Werte für die Fluoridierung von Wasser zur Vorbeugung von Zahnkaries liegen zwischen 0,7 und 1,2 mg/l, um die schädlichen Auswirkungen von Fluorid zu vermeiden und gleichzeitig die Vorteile zu nutzen. Menschen mit Werten, die zwischen den normalen Werten und den für eine Skelettfluorose erforderlichen Werten liegen, neigen zu arthritisähnlichen Symptomen. ⓘ

Chlorgas ist hochgiftig. Das Einatmen von Chlor in einer Konzentration von 3 Teilen pro Million kann schnell eine toxische Reaktion hervorrufen. Das Einatmen von Chlor in einer Konzentration von 50 Teilen pro Million ist sehr gefährlich. Das Einatmen von Chlor in einer Konzentration von 500 Teilen pro Million für einige Minuten ist tödlich. Das Einatmen von Chlorgas ist sehr schmerzhaft. ⓘ

Reines Brom ist etwas giftig, aber weniger giftig als Fluor und Chlor. Einhundert Milligramm Brom sind tödlich. Bromidanionen sind ebenfalls giftig, aber weniger stark als Brom. Bromid hat eine tödliche Dosis von 30 Gramm. ⓘ

Jod ist in gewissem Maße giftig, da es die Lunge und die Augen reizen kann, wobei die Sicherheitsgrenze bei 1 Milligramm pro Kubikmeter liegt. Bei oraler Einnahme können 3 Gramm Jod tödlich sein. Jodidanionen sind meist ungiftig, können aber auch tödlich sein, wenn sie in großen Mengen aufgenommen werden. ⓘ

Astat ist hochradioaktiv und daher sehr gefährlich, wird aber nicht in makroskopischen Mengen hergestellt, so dass es sehr unwahrscheinlich ist, dass seine Toxizität für den Durchschnittsmenschen von großer Bedeutung ist. ⓘ

Tennessin kann aufgrund seiner kurzen Halbwertszeit nicht chemisch untersucht werden, obwohl es aufgrund seiner Radioaktivität sehr gefährlich wäre. ⓘ

Superhalogen

Bestimmte Aluminiumcluster haben superatomare Eigenschaften. Diese Aluminiumcluster entstehen als Anionen (Al-
n mit n = 1, 2, 3, ... ) in Heliumgas gebildet und mit einem jodhaltigen Gas zur Reaktion gebracht. Bei der massenspektrometrischen Analyse erweist sich ein Hauptreaktionsprodukt als Al
₁₃I-
. Diese Cluster aus 13 Aluminiumatomen, denen ein zusätzliches Elektron hinzugefügt wurde, scheinen nicht mit Sauerstoff zu reagieren, wenn dieser in denselben Gasstrom eingebracht wird. Wenn man davon ausgeht, dass jedes Atom seine 3 Valenzelektronen freisetzt, bedeutet dies, dass 40 Elektronen vorhanden sind, was eine der magischen Zahlen für Natrium ist und bedeutet, dass diese Zahlen ein Spiegelbild der Edelgase sind. ⓘ

Berechnungen zeigen, dass sich das zusätzliche Elektron im Aluminiumcluster an der Stelle befindet, die dem Jodatom direkt gegenüberliegt. Der Cluster muss daher eine höhere Elektronenaffinität für das Elektron haben als Jod, und daher wird der Aluminiumcluster als Superhalogen bezeichnet (d. h. die vertikalen Elektronenabspaltungsenergien der Teile, aus denen die negativen Ionen bestehen, sind größer als die aller Halogenatome). Die Clusterkomponente im Al
₁₃I-
Ion ist ähnlich wie ein Iodid- oder Bromid-Ion. Der verwandte Al
₁₃I-
₂-Cluster dürfte sich chemisch wie das Triiodid-Ion verhalten. ⓘ