Halogene: Elektronenkonfiguration, Trends und Elementeigenschaften
Elektronenkonfiguration, Gruppentrends, Molekülbau, Aggregatzustände und Isotope von Fluor, Chlor, Brom und Iod.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Halogene Fluor, Chlor, Brom und Iod bilden die Gruppe 17, haben sieben Valenzelektronen (\(ns^2np^5\)) und sind Nichtmetalle.
- Durch Elektronenaufnahme oder Atombindung erreichen sie Edelgaskonfiguration: \(\ce{Cl-}\) ist isoelektronisch zu Argon, \(\ce{I-}\) zu Xenon.
- Von F zu I sinken Elektronegativität, erste Ionisierungsenergie und Nichtmetallcharakter, Radien und Polarisierbarkeit steigen. Fluor ist das elektronegativste Element, Chlor hat aber betragsmäßig die größte Elektronenaffinität.
- Die Bindungsenergie der \(\ce{X2}\)-Moleküle ist bei \(\ce{Cl2}\) maximal, \(\ce{F2}\) ist wegen der Abstoßung freier Elektronenpaare schwächer gebunden.
- Fluor (blassgelb) und Chlor (gelbgrün) sind Gase, Brom ist eine braune Flüssigkeit mit Dampf schwerer als Luft, Iod ist schwarzviolett und fest. Siedepunkte steigen durch zunehmende Van-der-Waals-Kräfte.
- Halogene kommen nicht elementar vor. Chlor ist ein Isotopengemisch, \(\ce{^{123}I}\) zerfällt durch Elektroneneinfang zu Tellur-123 unter Röntgenemission.
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Steckbrief Gruppe 17
Die Halogene Fluor, Chlor, Brom und Iod bilden die 17. Gruppe des Periodensystems und sind die reaktivsten Nichtmetalle. Ihre Gruppentrends erklären, warum sich Fluorid, Chlorid und Iodid in Arzneistoffen und in der Analytik so unterschiedlich verhalten.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | Gruppe 17 (p-Block), Perioden 2 bis 5: F, Cl, Br, I, dazu das radioaktive At |
| Elektronenkonfiguration | \(ns^2np^5\), z. B. Chlor: \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5\) |
| Wichtige Oxidationsstufen | −1 in Halogeniden, bei Cl, Br und I zusätzlich +1, +3, +5, +7, Fluor nur −1 |
| Vorkommen und Gewinnung | nur gebunden, v. a. als Halogenide (\(\ce{NaCl}\), \(\ce{CaF2}\), Bromid im Meerwasser), Gewinnung durch Oxidation der Halogenide |
| Eigenschaften des Elements | zweiatomige, unpolare Moleküle \(\ce{X2}\), farbig, von F zu I gasförmig bis fest |
| Wichtige Verbindungen | Halogenide, Halogenwasserstoffe \(\ce{HX}\), Sauerstoffsäuren wie \(\ce{HClO4}\), Interhalogene |
Stellung und Elektronenkonfiguration
Alle Halogenatome haben in der äußeren Schale sieben Valenzelektronen (\(ns^2np^5\)). Zum Oktett fehlt also genau ein Elektron. Diese Lücke prägt die ganze Chemie der Gruppe.
Zur Edelgaskonfiguration führen zwei Wege. Das Atom nimmt ein Elektron auf und wird zum Halogenid-Ion \(\ce{X-}\). Oder es teilt in einer Atombindung ein Elektronenpaar mit einem Partner, wie in \(\ce{Cl2}\) oder \(\ce{HCl}\). Im Molekül zählt jedes Chloratom das bindende Paar mit und kommt so auf acht Elektronen.
Alle Halogenid-Ionen sind edelgaskonfiguriert. \(\ce{F-}\) entspricht Neon, \(\ce{Cl-}\) hat mit 18 Elektronen die Konfiguration von Argon (\(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\)). \(\ce{Br-}\) entspricht Krypton, \(\ce{I-}\) mit 54 Elektronen Xenon. Teilchen mit gleicher Elektronenzahl und -anordnung heißen isoelektronisch. Das gilt auch für Moleküle: \(\ce{SF6}\) und \(\ce{PF6-}\) sind isoelektronisch, denn das Elektron, das dem Phosphor gegenüber Schwefel fehlt, liefert die negative Ladung.
Die Zuordnung Halogenid zu Edelgas solltest du sicher können: Eine Stelle weiter rechts im Periodensystem steht das Edelgas mit gleicher Elektronenzahl, also Argon für Chlorid und Xenon für Iodid.
Fluor, Chlor, Brom und Iod sind Nichtmetalle. Sie bilden Anionen und mit Metallen Salze, die Halogenide. Daher stammt der Name: Halogen bedeutet „Salzbildner“.
Periodische Trends
Von Periode zu Periode kommt eine Elektronenschale hinzu. Die Valenzelektronen sitzen weiter außen und werden von den inneren Schalen abgeschirmt. Der Kern hält sie deshalb schwächer fest. Daraus folgen die Trends von Fluor zu Iod.
| Größe | F | Cl | Br | I |
|---|---|---|---|---|
| Elektronegativität (Pauling) | 4,0 | 3,2 | 3,0 | 2,7 |
| 1. Ionisierungsenergie (kJ/mol) | 1681 | 1251 | 1140 | 1008 |
| Elektronenaffinität (kJ/mol) | −328 | −349 | −325 | −295 |
| Kovalenzradius (pm) | 71 | 99 | 114 | 133 |
| Ionenradius \(\ce{X-}\) (pm) | 133 | 181 | 196 | 220 |
Die Elektronegativität sinkt in der Reihe F > Cl > Br > I, und die Unterschiede sind deutlich. Fluor ist das elektronegativste Element des Periodensystems. Auch die erste Ionisierungsenergie fällt von Fluor zu Iod. Fluor hat also unter den Halogenen die höchste.
Die Atom-, Kovalenz- und Ionenradien wachsen mit jeder Schale: \(\ce{F-} < \ce{Cl-} < \ce{Br-} < \ce{I-}\). Mit dem Radius steigt die Polarisierbarkeit, also die Verformbarkeit der Elektronenhülle durch ein elektrisches Feld. Das kleine Fluorid ist hart und kaum verformbar. Iodid gleicht eher einem weichen Ballon, dessen Hülle sich leicht eindellen lässt.
Mit sinkender Elektronegativität nimmt der Nichtmetallcharakter ab und der Metallcharakter zu. Iod bildet bereits grauschwarze, metallisch glänzende Kristalle.
Die Elektronenaffinität folgt dem Trend nicht ganz. Chlor setzt beim Einfangen eines Elektrons dem Betrag nach mehr Energie frei als Fluor. In der engen 2p-Schale des Fluors stößt sich das neue Elektron stark mit den vorhandenen ab.
Was mit der Größe wächst, steigt von F zu I: Radien, Polarisierbarkeit, Metallcharakter. Was davon abhängt, wie fest der Kern die Elektronen hält, sinkt: Elektronegativität, Ionisierungsenergie, Nichtmetallcharakter.
Halogenmoleküle und Aggregatzustände
Alle Halogene bilden zweiatomige Moleküle \(\ce{X2}\) mit einer Einfachbindung. Beide Atome sind gleich, die Bindung ist unpolar. \(\ce{Cl2}\) besitzt daher kein permanentes Dipolmoment. Licht oder Wärme spalten die Bindung homolytisch: Jedes Atom behält ein Elektron, es entstehen zwei Radikale.
\[\ce{Cl2 ->[Licht] 2 Cl^.}\]
Mit dem Atomradius wächst die X–X-Bindungslänge, von 142 pm in \(\ce{F2}\) bis 267 pm in \(\ce{I2}\). Von Chlor zu Iod sinkt die Bindungsenergie, weil die Orbitale großer Atome schlechter überlappen. \(\ce{F2}\) fällt aus der Reihe: Seine Bindung ist mit 158 kJ/mol schwächer als die von \(\ce{Cl2}\) mit 243 kJ/mol. Bei der kurzen Bindung kommen sich die freien Elektronenpaare der kleinen Fluoratome sehr nahe und stoßen sich ab. Diese schwache Bindung macht Fluor so reaktiv.
Chlor bildet anders als Phosphor keine Allotrope und auch keine metallische Modifikation.
Aggregatzustände und Farben
Zwischen den unpolaren Molekülen wirken nur Van-der-Waals-Kräfte. Sie entstehen durch kurzzeitige Dipole in der Elektronenhülle. Je größer und polarisierbarer das Molekül, desto stärker zieht es seine Nachbarn an. Deshalb steigen Schmelz- und Siedepunkte von \(\ce{F2}\) zu \(\ce{I2}\), und Fluor siedet niedriger als Chlor.
| Element | Zustand bei 20 °C | Farbe | Smp. (°C) | Sdp. (°C) |
|---|---|---|---|---|
| \(\ce{F2}\) | gasförmig | blassgelb | −220 | −188 |
| \(\ce{Cl2}\) | gasförmig | gelbgrün | −101 | −34 |
| \(\ce{Br2}\) | flüssig | braun | −7 | 59 |
| \(\ce{I2}\) | fest | schwarzviolett | 114 | 184 |
Brom verdampft leicht. Mit \(M = 159{,}8\) g/mol ist sein Dampf rund fünfmal so schwer wie Luft (etwa 29 g/mol) und sammelt sich am Boden. Iod ist unter Normalbedingungen ein Feststoff und sublimiert beim Erwärmen zu violettem Dampf.
Besonders prüfungsrelevant: Nur Brom ist bei Raumtemperatur flüssig, eine braune Flüssigkeit mit schwerem Dampf, Iod dagegen ein schwarzvioletter Feststoff. Den Anstieg der Siedepunkte begründest du mit Van-der-Waals-Kräften, nicht mit Wasserstoffbrücken.
Vorkommen und Isotope
Halogene sind so reaktiv, dass sie in der Natur nicht elementar vorkommen. Chlorid findet man im Steinsalz \(\ce{NaCl}\) und im Meerwasser, dort auch Bromid. Fluor steckt in Flussspat \(\ce{CaF2}\) und Kryolith \(\ce{Na3AlF6}\), also in sauerstofffreien Mineralen. Heilquellen enthalten Fluorid oder Iodid, nie das freie Element. Die Darstellung der Halogene gelingt durch Oxidation der Halogenide.
Isotope
Natürliches Chlor ist ein Isotopengemisch aus \(\ce{^{35}Cl}\) (etwa 75,8 %) und \(\ce{^{37}Cl}\) (etwa 24,2 %). Daraus folgt die mittlere Atommasse:
\[\bar{m} = 0{,}758 \cdot 34{,}97\,\mathrm{u} + 0{,}242 \cdot 36{,}97\,\mathrm{u} \approx 35{,}45\,\mathrm{u}\]
Brom besteht zu etwa gleichen Teilen aus \(\ce{^{79}Br}\) und \(\ce{^{81}Br}\). Nicht jedes Halogen ist aber ein Gemisch: Fluor (\(\ce{^{19}F}\)) und Iod (\(\ce{^{127}I}\)) haben jeweils nur ein stabiles Isotop.
Die Nuklearmedizin nutzt radioaktives \(\ce{^{123}I}\) zur Schilddrüsendiagnostik. Es zerfällt durch Elektroneneinfang: Der Kern fängt ein Elektron der K-Schale ein, ein Proton wird zum Neutron. Die Massenzahl bleibt gleich, die Ordnungszahl sinkt um eins. Aus Iod wird Tellur.
\[\ce{^{123}_{53}I + ^{0}_{-1}e -> ^{123}_{52}Te + \nu_e}\]
Ein äußeres Elektron füllt die Lücke in der K-Schale und gibt die Energiedifferenz als Röntgenstrahlung ab. Der zunächst angeregte Tellurkern sendet zusätzlich ein Gammaquant aus, das die Gammakamera erfasst.
Quiz
Aussage 1
Das Iodid-Ion \(\ce{I-}\) hat dieselbe Elektronenkonfiguration wie Xenon.
Iod nimmt ein Elektron auf und kommt auf 54 Elektronen, genau wie das Edelgas Xenon.
Aussage 2
Die Elektronenhülle des Fluorid-Ions lässt sich leichter polarisieren als die des Iodid-Ions.
Umgekehrt: Die Polarisierbarkeit steigt mit dem Radius. Das große Iodid ist deutlich leichter polarisierbar als das kleine Fluorid.
Aussage 3
Unter den Halogenmolekülen besitzt \(\ce{F2}\) die höchste Bindungsenergie, weil seine Bindung am kürzesten ist.
Das Maximum liegt bei \(\ce{Cl2}\) (243 kJ/mol). \(\ce{F2}\) ist mit 158 kJ/mol schwächer gebunden, weil sich die freien Elektronenpaare der kleinen Fluoratome abstoßen.
Aussage 4
Beim Elektroneneinfang von \(\ce{^{123}I}\) entsteht ein Tellurkern mit der Massenzahl 123.
Ein Proton wird zum Neutron: Die Ordnungszahl sinkt von 53 auf 52 (Tellur), die Massenzahl bleibt 123.
Aussage 5
Fluor setzt bei der Aufnahme eines Elektrons dem Betrag nach mehr Energie frei als jedes andere Halogen.
Die betragsmäßig größte Elektronenaffinität hat Chlor. In der engen 2p-Schale des Fluors stößt sich das zusätzliche Elektron stark mit den vorhandenen ab.
Aussage 6
Bromdampf ist dichter als Luft und sammelt sich deshalb am Boden.
Mit einer molaren Masse von 159,8 g/mol ist \(\ce{Br2}\) rund fünfmal so schwer wie Luft mit etwa 29 g/mol.
Aussage 7
Die Siedepunkte steigen von \(\ce{F2}\) zu \(\ce{I2}\), weil zwischen den größeren Molekülen stärkere Wasserstoffbrücken wirken.
Zwischen den unpolaren Halogenmolekülen wirken nur Van-der-Waals-Kräfte. Sie nehmen mit Größe und Polarisierbarkeit der Moleküle zu.
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