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In dem folgenden Text soll ein Überblick über die Gruppe der Halogene vermittelt werden. Da in den Protokollen zu den entsprechenden Versuchen auf die benötigte Theorie genauer eingegangen wird, ist dieser Artikel relativ kurz gehalten (gemessen an den Informationen, die es zu den Halogenen zu erzählen gäbe). Die Informationen sind auch in Form einer pdf-Datei auf der DVD enthalten.

Direktlinks: Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat, Literatur

 

Die Halogene bilden im Periodensystem der Elemente die 17. Gruppe. Zu ihnen gehören Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I) und Astat (At). Der Name Halogene = Salzbildner, zusammengesetzt aus hals (griech.) = Salz und gennan (griech.) = erzeugen, leitet sich von ihrer Eigenschaft ab, mit Metallen Verbindungen einzugehen, welche den Charakter von Salzen besitzen (z.B. Natriumchlorid (NaCl) oder Aluminiumbromid (AlBr3)).

 

Fluor (F)

Geschichtliches: 1896 entdeckte der französische Chemiker Henri Moissan das Fluor als Produkt der Elektrolyse von Kaliumfluorid (KF) in flüssigem Fluorwasserstoff. Da das meistbekannte Fluormineral, der „Flussspat“ (Calciumfluorid, CaF2), den Erzen als Flussmittel zugesetzt wurde, um deren Schmelzpunkt zu senken, wurde der Name des Elements von fluor (lat.) = Fluss abgeleitet.

Physiologische Wirkung: Fluor ist stark toxisch. Sein MAK-Wert (maximale Arbeitsplatzkonzentration) beträgt 0,16 mg/m3, was etwa 0,1 ppm entspricht. Auf der Haut entfaltet es eine stark ätzende, verbrennende Wirkung. Anhand seines Geruchs, wie eine Mischung aus Ozon (O3) und Fluorwasserstoff (HF), kann es noch in einer Konzentration von etwa 0,001 % erkannt werden. Fluorid (F-) hingegen ist für den Menschen essentiell; er enthält ca. 10 mg Fluorid je kg Körpergewicht. Besonders fluoridreich sind Zähne und Knochen, sie enthalten etwa 0,1-0,7 g/kg bzw. 0,9-2,7 g/kg. Mit einer täglichen Zufuhr von ca. 1 mg Fluorid pro kg Gewebe kann prophylaktisch gegen Karies und Knochenschwund vorgegangen werden, weswegen in fast allen Zahnpasten Fluorid enthalten ist. in den meisten Zahnpasten ist dies Natriumfluorid (NaF). Zu beachten ist, dass auch Natriumfluorid als toxisch eingestuft wurde. Daher liegt sein MAK-Wert bei MAK: 1 mg/m3. Bei einer Aufnahme von mehr als 2 mg Fluorid pro kg Gewebe drohen Gelenkversteifungen. Bei einer oralen Aufnahme von 0,1 g Fluorid und mehr zeigen sich Übelkeit, Erbrechen, Durchfall und Schmerzen im Unterleib, wogegen dann eine Injektion mit Calcium-Ionen (Ca2+) gegeben werden muss.

Vorkommen: Wegen seiner hohen Reaktionsfreudigkeit kommt Fluor in der Natur nur in gebundener Form als Fluorid vor. Zu diesen Verbindungen gehören z.B. der „Flussspat“ (CaF2), der Kryolith (Na3AlF6 bzw. „AlF3·3NaF“) und der Fluorapatit (Ca5(PO4)3F bzw. „3 Ca3(PO4)2·CaF2“). In den Auswürfen eines Vulkans befinden sich zudem Fluoroborate und Fluorosilicate.

Darstellung: Als einzige Quelle zur technischen Darstellung von Fluor dient Fluorwasserstoff (HF). Dieser wird z.B. durch die Versetzung von Calciumfluorid (CaF2) mit konzentrierter Schwefelsäure (H2SO4) gewonnen:

CaF2 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + 2 HF(g)

Da Fluor selbst das stärkste chemische Oxidationsmittel innerhalb der Elemente ist, kann es nicht mehr auf chemischem, sondern nur elektrochemischem Wege aus Fluorwasserstoff gewonnen werden. Dazu wird es als wasserfreier Elektrolyt (Sdp.: 19,54 °C) ein- und zu Fluor (F2 (g)) und Wasserstoff (H2 (g)) umgesetzt („HF-Elektrolyse“). In der technischen Industrie wird die Elektrolyse heute nach dem Mitteltemperatur-Verfahren (bei 70-130 °C, mit einem Elektrolyten aus 1 mol Kaliumfluorid und 1,8-2,5 mol Fluorwasserstoff) durchgeführt. Dabei dient das zugesetzte Kaliumfluorid zur Erhöhung der elektrischen Leitfähigkeit.

Physikalische Eigenschaften: Fluor ist ein Gas mit blass-gelber Färbung und durchdringendem Geruch. Sein Siedepunkt liegt bei -188,13 °C, ab welchem es zu einer hellgelben Flüssigkeit mit einer Dichte von 1,5127 g/cm3 kondensiert. Diese erstarrt bei einer Temperatur von -219,62 °C zu einem farblosen Feststoff, wobei es in einem Molekülgitter auskristallisiert. Transportiert wird Fluor in mit flüssigem Stickstoff (N2) gekühlten Tanklastwagen.

Chemische Eigenschaften: Fluor ist das reaktionsfähigste Element des Periodensystems und das stärkste Oxidationsmittel überhaupt (E0 = 2,87 V). Die sehr hohe Affinität zu anderen Elementen und seine sehr niedrige Dissoziationsenergie von 158 kJ/mol sind die Gründe für diese hohe Reaktionsfähigkeit. Bei einer Temperatur von 2700 °C und 1 bar Druck spaltet sich F2 vollständig in 2 F. So verbindet es sich z.B. mit Wasserstoffgas (H2) bereits im Dunkeln in einer Radikalkettenreaktion unter Entzündung oder in einer heftigen Explosion. Ebenso reagieren die Alkali- und Erdalkalimetalle im Fluorgasstrom unter Flammenerscheinung bereits bei Raumtemperatur und bilden die entsprechenden Fluoride der allgemeinen Formen MF (z.B. Natriumfluorid, NaF) und MF2 (z.B. Magnesiumfluorid, MgF2). Auch mit allen anderen Elementen (außer Helium, Neon und Argon) reagiert Fluor bereits in der Kälte, aber noch lebhafter in der Wärme oder bei energetischer Anregung.

Verwendung: Fluor wird weltweit im 10 Kilotonnenmaßstab produziert und hauptsächlich zur Herstellung von Fluorverbindungen wie ClF, BrF3, IF5 oder höherwertigen Metallfluoriden verwendet, welche nicht auf andere Weise als durch Fluorierung hergestellt werden können. Dies geschieht mithilfe der Elektrofluorierung, wobei die zu fluorierenden Verbindungen in Fluorwasserstoff gelöst und anschließend an großen Anoden fluoriert werden. Am meisten Fluor wird zur Produktion von UF6 zur Uranisotopentrennung benötigt, an zweiter Stelle liegt die Gewinnung von SF6 als Dielektrikum. Kunststoffoberflächen werden ebenfalls fluoriert, um so die Durchlässigkeit von Kraftstoffbehältern für Benzin oder das Haftvermögen für Lacke, Farben und Kleber zu erhöhen. Fluorgraphit eignet sich aufgrund seiner guten Leitfähigkeit besonders als Elektrodenmaterial und wird durch die Fluorierung von Graphit gewonnen.

 

Chlor (Cl)

Geschichtliches: Der schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele entdeckte 1774 das Chlor (Cl), als er Salzsäure (HCl) mit Mangandioxid (MnO2,“Braunstein“) reagieren ließ. Er nannte das Produkt jedoch dephlogistierte Salzsäure, da zu diesem Zeitpunkt noch von vielen Chemiekern die Phlogistontheorie vertreten wurde (1697 vom deutschen Chemiker Georg Ernst Stahl erdacht: er nahm an, das ein Stoff beim Verbrennen ein Gas freisetzt, das Phlogiston, weswegen er umso heftiger reagiert, je mehr von dem Gas enthalten sei). Erst Sir Humphrey Davy erkannte 1810 die Elementnatur des entstandenen Gases und benannte es nach seiner Färbung Chlor, von chloros (griech.) = gelbgrün.

Physiologische Wirkung: Chlorgas (Cl2) besitzt eine sehr hohe Toxizität, da es mit tierischem und pflanzlichem Gewebe reagiert. Auf Mikroorganismen, Säugetiere und den Menschen wirkt es rasch tödlich, weswegen sein MAK-Wert nur 1,5 mg/m3 (0,5 ppm) betragen darf. Die Wirkung zeigt sich durch Atembeschwerden bis zum Tod durch Ersticken, aufgrund von verätzten Luftwegen und Lungenbläschen. Mit unserem Geruchssinn können noch Konzentrationen von 0,0001 Vol-% Chlor in der Luft wahrgenommen werden. Chlor ist in gebundener Form essentiell für den Menschen (1,4 g pro kg Gewebe). Das Chlorid-Ion (Cl-) besitzt Bedeutung für die Aufrechterhaltung des Säure-Base-Gleichgewichts im Körper und bei der Nieren und Magen-Sekretion der Organismen.

Vorkommen: Wie Fluor ist Chlor ein sehr reaktionsfreudiges Element, welches in der Natur nur in gebundener Form als Chlorid vorliegt. Zu den wichtigsten chlorhaltigen Verbindungen gehören das Steinsalz (NaCl, stellt die Hälfte der in den Ozeanen gelösten Salze dar, 18,1 g Chlorid pro Liter), der Sylvin (KCl) und der Carnallit (KMgCl3·6H2O; „KCl·MgCl2·6H2O“). Chlorwasserstoffgas (HCl) ist außerdem in Vulkanexhalationen sowie im Magensaft des Menschen (0,3-0,4 % ≈ 0,1 molare Salzsäurelösung) enthalten.

Darstellung: Für etwa 70 % der weltweiten Produktion nutzt man das reichlich vorhandene Natriumchlorid aus Lagerstätten als Edukt zur Chlordarstellung. Dieses wird durch Elektrolyse seiner wässrigen Lösung (Chloralkali-Elektrolyse, 97 % der weltweit produzierten 50 Mio. Jahrestonnen) zu Chlorgas, Wasserstoff und Natronlauge umgesetzt:

44,61 kJ + 2 H2O(l) + 2 NaCl(aq) H2 (g) + 2 NaOH(aq) + Cl2 (g)

In deutlich geringerem Maßstab wird das, bei einigen organischen Synthesen als Nebenprodukt anfallende Chlorwasserstoff mit Sauerstoff oxidiert oder durch Elektrolyse zersetzt. Zur Luftoxidation hat der englische Chemiker Henry Deacon 1886 ein Verfahren (das Deacon-Verfahren) entwickelt, welches zunächst große technische Bedeutung erlangte. Dabei wurden in Kupferchlorid-Lösung (CuCl) getränkte Tonkugeln als Katalysatoren verwendet, über die dann ein Gemisch von etwa 70 % Luft und 30 % Chlorwasserstoffgas bei 430 °C geleitet wurde. Hierbei wurde eine Ausbeute von 66 % erreicht.

4 HCl(g) + O2 (g) 2 H2O(g) + 2 Cl2 (g) + 114,48 kJ

Die Elektrolyse von HCl wird mithilfe von Graphitelektroden, welche in konzentrierte Salzsäure (w = 33 %) tauchen durchgeführt. Dabei entstehen Chlor- und Wasserstoffgas, sowie eine 17-20 %ige Salzsäure. Die Säure wird durch Zuleitung von Chlorwasserstoffgas wieder aufkonzentiert und erneut in die Elektrolysezellen eingeleitet.

Physikalische Eigenschaften: Chlor ist ein gelbgrünes Gas mit einem charakteristischen Geruch (allg. wie im Schwimmbad) und greift die Schleimhäute stark an. Es ist ca. 2 ½ mal so schwer wie Luft und kann durch Druck leicht verflüssigt werden, weswegen es auch als Flüssigkeit im Handel vertrieben wird. Sein Siedepunkt liegt bei -34,06 °C, der Erstarrungspunkt bei -101,00 °C. Beim Erstarren kristallisiert es wie Brom und Iod in einem orthorhombischen Molekülgitter aus. In Wasser ist Chlorgas relativ gut löslich (0,0921 mol Cl2 in 1 L H2O bei 25 °C und 1 bar) und bildet Chlorwasser (ca. 0,1 molar).

Chemische Eigenschaften: Chlor ist ähnlich reaktiv wie Fluor und verbindet sich schon bei Raumtemperatur, heftiger natürlich bei erhöhter Temperatur, mit beinahe allen anderen Elementen, während es zu einer starken Wärmeentwicklung kommt. Einzig mit den Edelgasen sowie Sauerstoff und Stickstoff zeigt es keine Reaktion. Am heftigsten sind die Reaktionen mit den Alkalimetallen. Dabei sind grelle Lichterscheinungen und Flammenbildungen zu beobachten. Mit elementarem Natrium bildet es auf diese Weise Natriumchlorid, unser Kochsalz:

2 Na(l) + Cl2 (g) 2 NaCL(s) + 822,56 kJ

Des Weiteren bildet Chlorgas mit Wasserstoffgas ein Knallgasgemisch. Diese Chlorknallgasreaktion läuft explosionsartig ab, wozu bereits die Bestrahlung mit blauem oder kurzwelligerem Licht bzw. eine sanfte Erwärmung ausreicht, um die Kettenreaktion zu starten:

Cl2 (g) 2 Cl(g)

Cl(g) + H2 (g) HCl(g) + H(g)

H(g) + Cl2 (g) HCl(g) + Cl(g)

Auch Wasser kann von Chlor zu Chlorwasserstoff und Sauerstoff (O2) zersetzt werden:

2 H2O(l) + 2 Cl2 (aq) 4 HCl(aq) + O2 (g)

Allerdings ist diese Reaktion kinetisch gehemmt und kann nur unter Einstrahlung von Sonnenlicht mit ausreichender Geschwindigkeit ablaufen. Daher wird Chlorwasser in braunen bzw. mit Aluminiumfolie umwickelten Glasflaschen aufbewahrt.

Organische Moleküle werden mit Chlor substituiert, d.h. es wird ein Wasserstoffatom abgespalten und durch ein Chloratom ersetzt. Auf diese Weise erhält man z.B. Chlormethan (CH3Cl) aus Methan (CH4) und Chlorgas:

Mechanismus zur Chlormethansynthese

Verwendung: Chlor wird weltweit im großen Megatonnenmaßstab produziert und dient vor allem als Oxidationsmittel zur Gewinnung anderer Chemikalien, als Bleich- und Desinfektionsmittel (z.B. in Schwimmbädern) und zur Darstellung zahlreicher anorganischer und organischer Chlorverbindungen, z.B. Chlorwasserstoff & Salzsäure, sowie Metall- und Nichtmetallchloride wie FeCl3 und SO2Cl2, chlorierte Kohlenwasserstoffe wie Chlormethan oder Polyvinylchlorid (PVC, [C2H2Cl]n). Die Chlorverbindungen sind aber oftmals nur Zwischenverbindungen auf dem Wege zu fertigen chlorfreien Produkten wie Silicone, Glycol oder Glycerin.

 

Brom (Br)

Geschichtliches: Entdeckt wurde das Brom im Jahr 1826. Der französische Chemiker Antoine Jerôme Belard fand es als Bestandteil des Meerwassers und gab ihm, aufgrund seines Geruchs seinen Namen: bromos (griech.) = Gestank.

Physiologische Wirkung: Als Gas führt Brom aufgrund seiner stark ätzenden Wirkung zu Verätzungen der Atemwege und Lungenbläschen, während es in flüssiger Form tiefe, schmerzhafte Wunden in der Haut verursacht. Sein MAK-Wert liegt bei 0,66 mg/m3, was einer Konzentration von 0,1 ppm entspricht. Sind in der Luft 0,0001 Vol-% Brom enthalten, so können diese noch von der menschlichen Nase wahrgenommen werden. Im Gegensatz zu Chlorid ist Bromid (Br-) für den Menschen nicht essentiell. Allerdings lagert es sich nach der Aufnahme im Körper an (z.B. in Form von Kaliumbromid, KBr) und verdrängt das Chlorid. Es wird zur Bekämpfung der Epilepsie und als Sedativum (Beruhigungsmittel) eingesetzt, wobei es die Erregbarkeit des Zentralnervensystems (ZNS) senkt, aber keine einschläfernde Wirkung zeigt.

Vorkommen: So wie Fluor und Chlor ist auch Brom in der Natur nur in Verbindungen, den Bromiden (Br-) zu finden. Dazu gehört z.B. Bromargyrit (Silberbromid, AgBr). Meist findet man es zusammen mit Chlor, bzw. den Chloriden in analogen Verbindungen. Allerdings ist das Brom dort von deutlich geringerer Quantität vorhanden. Des Weiteren ist es im Meerwasser (68 g Br- pro m3) gelöst, aber vor allem in Solequellen (wie in Arkansas und Michigan) und Salzseen (wie dem Toten Meer: 4-5 kg Br- pro m3) vorhanden.

Darstellung: Chlor kann Brom aus seinen Verbindungen verdrängen, was man sich bei der Darstellung von Brom zunutze macht. Aus einer schwach angesäuerten (pH-Wert: 3,5), wässrigen Kaliumbromid-Lösung wird so durch die Einwirkung von Chlor Brom freigesetzt:

2 KBr(s) + Cl2 (g) 2 KCl(aq) + Br2 (g)

Bei der technischen Herstellung werden dazu Carnallit-Endlaugen, diese enthalten KMg(Cl, Br)3·6H2O, verwendet, welche als Endlaugen der Kaliumchloridgewinnung anfallen. Das dabei eingesetzte Verfahren wird als „Heißentbromung“ bezeichnet.

Physikalische Eigenschaften: Neben Quecksilber (Hg) ist Brom das einzige Element, welches bei Raumtemperatur einen flüssigen Aggregatzustand aufweist. Es besitzt eine tief rotbraune Farbe und bildet bei Raumtemperatur rotbraune Dämpfe. Seine Dichte liegt bei 3,14 g/cm3. Mit sinkender Temperatur hellt es sich auf und weist bei -253 °C eine orange Färbung auf. Sein Siedepunkt liegt bei 58,78 °C, sein Gefrierpunkt bei -7,25 °C. Es ist in Wasser besser als Chlor löslich, nämlich 0,2141 mol in 1 L Wasser bei 25 °C. Die gebildete Lösung wird Bromwasser genannt. Mit einigen unpolaren Lösungsmitteln (z.B. Tetrachlormethan, CCl4) ist es hingegen unbegrenzt mischbar.

Chemische Eigenschaften: Die chemischen Eigenschaften des Broms sind zu denen des Chlors analog, wobei es jedoch weniger energisch, bzw. erst bei höherer Energiezufuhr (z.B. bei der Vereinigung mit Wasserstoff) reagiert. Im flüssigen Zustand ist es aber dennoch relativ reaktiv. So reagiert es z.B. bei Zugabe von Arsenpulver oder Aluminiumfolie unter Flammenerscheinung und Funkenflug, sowie heftiger Dampfentwicklung. Von den Metallen sind lediglich Platin und Tantal gegen flüssiges Brom beständig. Trockenes Brom reagiert hingegen mit mehreren Metallen nicht, unter anderem Silber und Blei. Wie Chlor ist auch Brom in der Lage, organischen Kohlenwasserstoffen (z.B. Toluol) die Wasserstoffatome zu entziehen, wobei diese bromiert werden und Bromwasserstoff entsteht:

C6H5CH3 (l) + Br2 (l) C6H5CH2Br(l) + HBr(g)

Verwendung: Wie Chlor wird Brom als Oxidations-, Bleich- und Desinfektionsmittel eingesetzt. Außerdem werden mit ihm zahlreiche anorganische und organische Bromverbindungen hergestellt, wie z.B. Bromwasserstoff, Alkalimetallbromide für Pharmazeutika, Silberbromid für photographische Filme oder Kaliumbromid für Titrationen. Die organischen Verbindungen werden in vielen Gebieten eingesetzt, z.B. als Herbizide, Fungizide, Insektizide, Flammschutzmittel, Tränengas (Bromaceton) oder Inhalationsnarkotika (CF3CHBrCl).

 

Iod (I)

Geschichtliches: Der Pariser Salpetersieder Bernard Coutois entdeckte 1811 das Iod in Meeresalgenasche, aber erst Gay-Lussac erkannte 1813 seine Elementnatur und benannte es nach seiner Farbe: ioeides (griech.) = veilchenfarbig.

Physiologische Wirkung: Iod ist für den Menschen essentiell. Der menschliche Körper enthält etwa 60-80 mg in gebundener Form in den Schilddrüsenhormonen Di- und Triiodthyronin und Thyroxin. Täglich sollten etwa 0,15-0,20 mg Iod aufgenommen werden. Ein Iodmangel führt zu Schilddrüsenunterfunktion („Hypothyreose“ à Kropfbildung, Kinder-Kretinismus), eine Iodüberdosierung bedingt Schilddrüsenüberfunktion („Hyperthyreose“ à Iod-Allergie, -Schnupfen, -Basedow). Die Aufnahme einer großen Menge (30 g Iodtinktur) freien Iods (I2) kann tödlich enden. Als Gegenmittel dient eine verdünnte Natriumthiosulfat-Lösung (Na2S2O3 (aq)), wodurch das Iod zu Iodid reduziert wird.

Vorkommen: Iod ist in der Natur, ähnlich wie das Brom, vor allem in Gebirgen, Seen, Mineralwässern und im Meer zu finden. Im Gegensatz zu den bisher genannten Halogenen tritt es nicht nur als Iodid (I-) sondern auch als Iodat (IO3-) auf. So ist z.B. im Chilesalpeter (NaNO3) viel Iod in Form des beigemischten Lautarits (Ca(IO3)2) enthalten. In Solegewässern sind bis zu 100 ppm Iodid gelöst und die Meeresalgenasche enthält ebenfalls Iodide, welche von den Algen aus dem Meerwasser aufgenommen und in ihnen angereichert werden.

Darstellung: Die technische Darstellung nutzt als Hauptquelle die iodathaltigen Mutterlaugen des Chilesalpeters. Dabei wird die enthaltene Iodsäure (HIO3) mit schwefliger Säure zu Wasser und Iod umgesetzt:

2 HIO3 + 5 H2SO3 5 H2SO4 + H2O + I2

Im Labor kann Iod durch Versetzen von Kaliumiodid mit Schwefelsäure (H2SO4) und Mangandioxid (MnO2) gewonnen werden.

Physikalische Eigenschaften: Iod ist bei Raumtemperatur ein Feststoff und bildet schwarz-violette, glänzende Schuppen. Sein Schmelzpunkt liegt bei 113,60 °C, ab welchem es eine braune, den elektrischen Strom leitende Flüssigkeit bildet. Sein Siedepunkt liegt bei 185,24 °C, wobei sich violette Dämpfe entwickeln. Aber bereits bei Raumtemperatur ist die Bildung von violetten Dämpfen zu beobachten. Falls es nicht zu schnell und zu hoch erhitzt wird, so sublimiert das Iod bei Temperaturerhöhung, bevor es schmilzt. Aufgrund seiner schuppigen Gestalt bildet festes Iod eine Schichtstruktur aus. In Wasser ist Iod schwer löslich und erzeugt eine schwache, gelb-braune Farbe. Besser kann es in einer wässrigen Kalium-Iodid-Lösung gelöst werden, wobei sich Polyiodid-Ionen (wie I3-, I5- und I7-) bilden. Hierbei entsteht eine dunkelbraune Färbung. Iod-Lösungen von aromatischen Kohlenwasserstoffen (z.B. Toluol oder Benzol) zeigen eine rote, andere organische Lösemittel (wie Schwefelkohlenstoff, CS2 oder Chloroform, CHCl3) weisen eine violette Farbe auf. Ein Iodnachweis kann mithilfe der Iodstärkereaktion (Iod + Kaliumiodid-Stärkelösung ergibt eine violette Färbung) erfolgen.

Chemische Eigenschaften: Das Redox-Verhalten des Iods ist dem von Chlor und Brom sehr ähnlich, aber es reagiert deutlich weniger heftig. Bei einer erhöhten Temperatur reagiert es z.B. lebhaft mit Aluminium oder Eisen, aber Iodwasserstoff (HI) zerfällt beim Erwärmen in Iod und Wasserstoff, bis zum Erreichen eines Gleichgewichts.

Verwendung: Iod wird jährlich im 10 Kilotonnenmaßstab produziert und dient z.B. als Desinfektionsmittel (Iodtinktur), Katalysator und Schmiermittel (zusammen mit aromatischen Kohlenwasserstoffen). Außerdem wird es zur Produktion von iodhaltigen Verbindungen, wie z.B. Natriumiodid (NaI, Zusatz in Speisesalz, Induktion der Regenbildung) benötigt. In der Radiotherapeutik wird es zur Behandlung der Schilddrüsenüberfunktion oder eines Schilddrüsenkarzinoms verwendet.

 

Astat (At)

Geschichtliches: Zuerst gelang den amerikanischen Forschern D. R. Corson, K. R. McKenzie und E. Segrè die künstliche Darstellung des Astats 1940, durch die Bestrahlung von Bismut (Bi) mit beschleunigten α-Teilchen. Erst 1943 wurde es von den Österreicherinnen B. Karlik und T. Bernert in der Natur gefunden.

Vorkommen: Astat ist das am seltensten natürlich vorkommende Element. Die gesamte Erdkruste enthält vermutlich nur ca. 45 mg.

Darstellung: Zur Darstellung ist man auf die erwähnte Bestrahlung von Bismut mit Cyclotron-beschleunigten α-Teilchen angewiesen:

20983Bi + 42He 2 10n + 21185At

Von Astat sind bis jetzt 24 Isotope bekannt. Ihre Massenzahlen variieren von 196 bis 219 und ihre Halbwertszeiten von 10-7 Sekunden bis 8,3 Stunden. Sie gehen beim radioaktiven Zerfall in Bismut (83Bi, unter Emission von α-Strahlung) oder Polonium (84Po, unter K-Einfang - Elektroneneinfang der K-Schale) über.

Physikalische & chemische Eigenschaften: Aufgrund seiner Unbeständigkeit können die Eigenschaften nur von Experimenten mit geringen Spuren des Astats abgeleitet werden. Das Astat ist fest, sein Schmelzpunkt liegt bei ~ 300 °C, sein Siedepunkt bei ~ 335 °C. Wie Iod ist es sublimierbar, dabei aber weniger flüchtig als Iod. Es löst sich etwas in Wasser, kann daraus aber (ebenfalls wie Iod) mithilfe organischer Lösemittel wie Benzol (C6H6) oder Tetrachlorkohlenstoff (CCl4) extrahiert werden.

 

 

Literatur

Alle im Text genannten Daten (z.B. Schmelz- und Siedetemperaturen, Dichten, Jahreszahlen etc.) wurden Quelle [1] entnommen.

[1] Hollemann, A. F., Wiberg, E., Wiberg, N. (2007). Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Seiten 430-497. 102., stark umgearbeitete und verbesserte Auflage. Berlin, New York: de Gruyter.

[2] Mortimer, C. E. (2001). Chemie – Das Basiswissen der Chemie. 7., korrigierte Auflage. Stuttgart, New York: Georg Thieme Verlag.

[3] Unfallkasse Hessen, Hessisches Kultusministerium. Hessisches Gefahrstoffinformationssystem Schule - HessGISS. Version 11. 2006/2007.