Chemie (Fach) / Anorganische Chemie I. Semester (Lektion)

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• Arsen-Verbindungen: Verwendung - als Mäuse- und Rattengift, gegen Fliegen und Pflanzenschädlinge - zum Konservieren von Häuten, Fellen und zum Präparieren ausgestopfter Tiere - früher: Anwendung von As-Verbindungen bei Anämien, in der Rekonvaleszenz zur Verbesserung der Leistungsfähigkeit - Kampfgas: Lewisite - Antidot: BAL (British-Anti-Lewisite) bildet stabile Komplexe mit As und anderen Metallen
• Arsen-Verbindungen: pharmazeutische Verwendung - Arsphenamin, liegt trimer vor, wurde von Paul Ehrlich entwickelt und 1907 zur Therapie der Syphilis eingeführt                                                  > 1. Chemotherapeutikum gegen Infektionskrankheiten - As2O3 wurde als wirksam gegen bestimmte Krebserkrankungen, z.B. Leukämie, getestet
• Antimon - allgemeine Eigenschaften Vorkommen:                                                                                                Sulfide Sb2S3                    Oxide Sb2O3       gelegentlich auch gediegen Isotope: 12151Sb 57%               12351Sb 43% Antimon tritt in mehreren Modifikationen auf. Die Neigung zur Komplexbildung ist noch ausgeprägter als bei Arsen. Anwendung: In Legierungen zur Härtung weicher Metalle wie Sn und Pb
• Antimon-Verbindungen: Pharmazeutische Verwendung - Sb-Verbindungen wurden ähnlich wie As-Verbindungen als Chemotherapeutika gegen tropische Infektionskrankheiten, z.B. Leishmaniose eingesetzt (Kala-Azar). - Die Verbindungen zeigen zahlreiche Nebenwirkungen und eine geringe therapeutische Breite.
• Bismut - allgemeine Eigenschaften Vorkommen (relativ selten)                                                                          - Sulfide Bi2S3           Oxide Bi2O3                     gediegen Isotope: 20983Bi: einzig natürlich auftretendes Isotop Anwendungen: in Legierungen Darstellung: Reduktion von Bi2O3 mit Koks:                                               2Bi2O3+3C>3CO2+4Bi
• Bismut-Verbindungen: Pharmazeutische Verwendung Wirkungen von Bi-Salzen:                                                                      - adstringierend                                                                                      - adsorbierend (z.B. HCl, Magensäure)                                                  - Antibakteriell gegen Heliobacter pylori                                                 wurde 1982 im Magen von Gastritis-Patienten entdeckt. Bei der Entstehung von Magengeschwüren spielt H. pylori bei vielen Patienten eine Rolle.                                                                              - Bei Resorption (langfristige Einnahme) ist Bi toxisch Indikationen von Bi-Salzen:                                                                    - Sodbrennen, Gastritis, Magen-Darm-Ulcera                                        - Wundbehandlung (Salben, äußerlich)                                                  - Hämmorrhoiden                                                                                    - Durchfall Pharmazeutisch verwendet werden schwerlösliche Salze, die nicht resorbiert werden, bzw. solche, aus denen sich mit der HCl des Magens nichtresorbierbares BiOCl bildet, z.B. basisches Bismitcarbonat (BiO)2CO3*1/2H2O, basisches Bismutnitrat, basisches Bismutgallat, etc. Indikatinen bei Hämorrhiden: ZnO-Bismutkomplex Bismutvergiftungen:                                                                diagnostisches Merkmal: schwarzer Zahnsaum (Bi2S3)                        Antidot: BAL                                                                                           Symptome: v.a. neurologische Störungen                                               nur bei chronischer Einnahme können Vergiftungen eintreten (selten)
• Chalkogene, 6. HG des PSE, allgemeine Eigenschaften Sauerstoff: 49% der Erdrinde, häufigstes Element, 21% der Luft, Nichtmetall Schwefel: 0,05% der Erdkruste, Nichtmetall Selen: 10-6% der Erdkruste, Halbmetall Tellur: 10-6% der Erdkruste, Halbmetall Polonium: kurzlebiges Zerfallsprodukt des Urans, selten, radioaktiv, Metall Metallcharakter nimmt von oben nach unten zu Elektronenkonfiguration: [EG]ns2np4 die Elemente der 6. Gruppe sind untereinander wieder ähnlicher
• Sauerstoff: allgemeine Eigenschaften O von Oxygen=Säurebildner - Vorkommen: Luft, 21% der Luft besteht aus O2                                       gebunden in z.B. Metalloxiden - Isotope: 168O:99,86%, 178O:0,04%,   188O:0,2% - Modifikationen: O2 Sauerstoffgas, O3 Ozon - Zusammensetzung der Luft: 78%N2, 0,9% Edelgase, 21% O2, 0,04% CO2 - farb-, geruch- und geschmackloses Gas - bei RT recht stabil, v.a. bei höheren Temperaturen sehr reaktiv (Verbrennung), Oxidationsmittel - Sauerstoff ist paramagnetisch, es besitzt 2 ungepaarte Elektronen: "normaler" Sauerstoff, Triplett-Sauerstoff 3O2 ist relativ unreaktiv - photochemisch (z.B. durch Sonnenlicht) oder chemisch entsteht daraus singulett-Sauerstoff 1O2: aggressiv, reaktiv, instabil, geht schnell wieder in 3O2 über, hochwirksames Oxidationsmittel - Pflanzen enthalten ß-Carotin als Schutz gegen die oxidative Zerstörung durch 1O2. Im Herbst lässt die ß-Carotin-Synthese nach und das Chlorophyll (Blattgrün) wird zerstört.
• Dia- und Paramagnetismus Moleküle mit einem oder mehreren ungepaarten Elektronen werden in ein Magnetfeld hineingezogen. Je mehr ungepaarte Elektronen vorhanden sind, desto stärker ist die Anziehungskraft (Paramagnetismus). Substanzen ohne ungepaarte Elektronen werden schwach abgestoßen (Diamagnetismus). Diamagnetismus ist ein deutlich schwächerer Effekt als Paramagnetismus.
• weitere reaktive Sauerstoff-Spezies (ROS) Hydroxyl-Radikal: besonders reaktiv, können durch Fenton-Reaktion hergestellt werden: H2O2+Fe2+>OHmit ungepaartem Elektron, OH-+Fe3+ Singulett-Sauerstoff Hydroperoxylradikal Wasserstoffperoxid Hyperoxid-Radikal ROS spielen eine große Rolle im Organismus:                                       - Schädigung von Gewebe, Alterung, Entzündungen                              - Abtötung von Viren und Bakterien (Immunabwehr)
• Sauerstoff: Pharmazeutische Bedeutung O2 ist lebensnotwendig: 100ml Blut binden 19ml O2 mit Hilfe von Hämoglobin wird O2 komplex gebunden O2-Therapie: eine O2-Therapie wird mit maximal 60% O2-Gehalt durchgeführt, z.B. bei CO-Vergiftungen, Lungenödem oder Lungenerkrankungen
• Sauerstoff: Ozon O3 Darstellung: O2+O>h*v>O3 Ozon absorbiert kurzwelliges Sonnenlicht (energiereiche Strahlung), das krebserregend und mutagen (erbgutverändernd) wirkt. Deshalb ist die Ozonschicht in der Stratosphäre so wichtig. Reine Luft enthält 0,02ppm Ozon, im Smog sind bis zu 0,5ppm enthalten. Entstehung (z.B. durch Stickoxide): NO2>NO+O      O+O2>O3 Eigenschaften:                                                                                           - blassblaues, sehr toxisches Gas                                                           - gewinkelte Struktur, diamagnetisch                                                       - instabil, zerfällt leicht, sehr starkes Oxidationsmittel                             - ätzend, Reizung der Atemwege, kann zu Lungenödemen führen pharmazeutische Anwendung: Desinfektion von Wasser, Luftsterilisation
• Verbindungen des Sauerstoffs: Wasser Der Mensch besteht zu 60-70% aus Wasser Eigenschaften: geruch- und geschmacklose Flüssigkeit, smp.: 0°C, Sdp.: 100°C (definiert die Celsius-Skala) pharmazeutische Anwendung:                                                                    Aqua purifikata: gereinigtes Wasser                                                           Aqua valide purifikata: hochgereinigtes Wasser                                         Aqua ad injectabilia: Wasser für Injektionszwecke                                     Letzte Qualität ist für Injektions- und Infusionslösungen zu verwenden (auch Augentropfen). Es muss pyrogenfrei sein.
• Verbindungen des Sauerstoffs: Wasserstoffperoxid H2O2 zerfällt bei höheren Temperaturen zu H2O und O2, z.T. explosionsartig Verwendung: Bleichmittel: Haare und Wäsche Pharmazeutische Verwendung: - 3%-Lösung: desinfizierend, desodorierend, bakterizid - äußerlich: zur Wunddesinfektion, zum Ablösen abgestorbenen Gewebes - Mund: zur Desinfektion, zum Gurgeln bei Entzündungen - Stabilisierung durch Zusatz von H2SO4 oder H3PO4 (Schwermetalle katalysieren die Zersetzung)
• Schwefel: allgemeine Eigenschaften Schwefel Vorkommen:                                        Sulfide: FeS Eisenkies                                                                    CuFeS2 Kupferkies                                                                            PbS Bleiglanz                                                                                         ZnS Zinkblende Sulfate: CaSO4*2H2O Gips organisch gebunden in Proteinen gediegen Isotope: 3216S:95,02%               3316S:0,75%              3416S:4,21%         3616S:0,02% Modifikationen: S8 gelber Schwefel   Snn=6-13, 18, 20, bis unendlich
• Schwefel - allgemeine Eigenschaften 2 S8: gelber Schwefel, orthorhombisch - thermisch weniger stabil als O2, reaktiv - wird leicht reduziert und oxidiert Pharmazeutische Verwendung: lokal bei Hauterkrankungen (Schuppenfelechte, Akne) - Wirkung: hornhautauflösend, bakteriostatisch, antiparasitär, hautreizend, durchblutungsfördernd, fungizid (Wirkung kommt durch Bildung von H2S zustande) - Dosierung: bis zu 10% in Seifen und Salben                                        ca. 2% in Gelen
• Schwefel - Verbindungen: Schwefelwasserstoff Hauptoxidationsstufen: +6 und -2 (Edelgaskonfiguration) - Schwefelwasserstoff H2S: schwache Säure pKS1=7, pKS2=13 Vorkommen: - in der Nähe von Vulkanen, Schwefelquellen - entsteht bei Fäulnis von organischen Stoffen, v.a. Proteinen (z.B. Eier) Darstellung: z.B. aus FeS:                                     FeS+2HCl>FeCl2+H2S  (wichtiges Reagenz in der Analytik)
• Schwefelverbindungen: Schwefeldioxid SO2 Darstellung SO2: Verbrennen von Schwefel: 1/8S8+O2>SO2  -297kJ/mol Rösten S-haltiger Erze mit Sauerstoff - farbloses, stechend riechendes Gas - reagiert sauer mit Wasser (saurer Regen) - reduzierende Wirkung: SO2+1/2O2>SO3 - Anwendung:                                                                        Ausschwefeln von Wein- und Bierfässern>desinfizierende Wirkung          Haltbarmachen von Trockenobst                                                                gegen Ungeziefer (ausräuchern)
• Schwefelverbindungen: Schweflige Säure schweflige Säure H2SO3 - zweiwertige Säure: H2SO3, HSO3-, SO32- - reduzierende Wirkung: SO32-+2OH->SO42-+H2O+2e- - in wässriger Lösung oxidieren Sulfide schon beim Stehen an der Luft langsam zu Sulfaten
• Schwefelverbindungen: Schwefelsäure H2SO4 Darstellung H2SO4: aus SO2                                                                      SO2+1/2O2<>SO3      SO3+H2O<>H2SO4 - Eigenschaften: > ölig-dicke, farblose Flüssigkeit > Smp.: 10°C, H-Brücken vernetzt, Dichte 1,84g/cm³ Schwefelsäureherstellung: Kontaktverfahren                                          SO2+1/2O2>V2O5>SO3  -198kJ/mol                                                       SO2+V2O5>SO3+V2O4                                                                               V2O4+1/2O2>V2O5                                                                                     SO3+H2SO4>H2S2O7                                                                                 H2S2O7+H2O>2H2SO4
• Schwefelsäure - allgemeine Eigenschaften Reaktivität:                                                                                                  - Wasser entziehend, außerordentlich hohe Affinität zu H2O                     H2O+H2SO4>H2SO4*H2O (H3O+ HSO4-)                                                  - stark exotherme Reaktion, Spritzgefahr                                                   - Erst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure!! Verwendung:                                                                                               - zum Trocknen und bei Reaktionen als Wasser entziehendes Reagenz (Kondensationsreaktion, z.B. Borsäuremethylester-Bildung) Eigenschaften:                                                                                             - starke zweiwertige oxidierende Säure:                                                     2Ag+2H2SO4>2Ag++SO42-+SO2+2H2O
• Schwefelverbindungen: Schwefelsäuren H2SOn OZ: +2: Sulfoxylsäure H2SO2 +4 Schweflige Säure H2SO3 +6 Schwefelsäure: H2SO4 +6 Peroxoschwefelsäure: H2SO5
• Schwefelverbindungen: Schwefelsäuren 2: H2S2On OZ +1: Thioschweflige Säure H2S2O2 +2: Thioschwefelsäure H2S2O3 +3: Dithionige Säure H2S2O4 +4 Dischweflige Säure H2S2O5 +5: Dithionsäure H2S2O6 +6: Dischwefelsäure H2S2O7 +6: Peroxodischwefelsäure H2S2O8
• Schwefelverbindungen: Dimethylsulfoxid (DMSO) Dimethylsulfoxid: smp.: 18°C, Sdp.: 189°C - mit Wasser und den meisten organischen Lösungsmitteln mischbar - penetriert gut durch die Haut, wirkt penetrationsfördernd für andere Stoffe - sehr gutes Lösungsmittel für viele Verbindungen - hat Radikalfänger-Eigenschaften (Oxidation zum Dimethylsulfon) pharmazeutische Verwendung: bei Sportverletzungen (in Salben/Gelen)
• Schwefel und seine Verbindungen als Arzneistoffe - elementarer Schwefel S8 äußerlich bei Hauterkrankungen - Dimethylsulfoxid äußerlich Antiphlogistikum - Na2SO4*10H2O peroral Abführmittel - MgSO4*7H2O peroral Abführmittel - Na2S2O3 parenteral Antidot                                                                      v.a. bei Cyanid-Vergiftungen: CN->Enzym-Rhodanese>SCN- - S2O32- beschleunigt diese Umsetzung durch erhöhte Schwefelzufuhr. Parenterale Anwendung ist erforderlich
• Selen: allgemeine Eigenschaften Selene (griech.): Mond Vorkommen: meist in Spuren zusammen mit Tellur in Erzen Isotope: 6 Isotope 8034Se 49,8%, 7834Se 23,5% Wie Schwefel kommt auch Selen in verschiedenen Modifikationen vor OZ +6: SeO3, H2SeO4 Säure pKS2=1,74 +4 SeO2, H2SeO3 Säure pKS1=2,62 -2 H2Se Säure pKS1=3,7 technische Verwendung: in Legierungen und als Pigmentfarbstoff (gelbe Farbe)
• Selen: pharmazeutische Bedeutung - Selen ist ein essentielles Spurenelement - Bestandteil vieler Proteine, z.B. in Form von Selenocystein, ist an verschiedenen Redoxprozessen als Antioxidans beteiligt. - normaler Tagesbedarf: ca. 60 Mikrogramm (WHO=1Mikrogramm/kg Körpergewicht) - 500 Mikrogramm/Tag sind bereits toxisch (geringe therapeutische Breite) - vielfältige Ergänzungsmittel, die Selenhefe, NaSeO3 oder Selenmethionin enthalten - äußerlich: in medizinischen Shampoos bei Schuppen(flechte), Pilzinfektionen von Haar und Kopfhaut
• Tellur Tellur: Tellus (lat.)=Erde Vorkommen: meist in Spuren mit Selen in Erzen Isotope: 8 Isotope 12852Te 31,7%     13052Te 34,5% Wie Schwefel kommt auch Tellur in verschiedenen Modifikationen vor. Verbindungen: OZ +6: TeO3, H6TeO6 (Säure pK1=7,7) +4 TeO2 amphoter -2 H2Te (Säure pK=2,64) technische Bedeutung: Bestandteil in Legierungen
• Polonium Vorkommen: Kurzlebiges, radioaktives Zerfallsprodukt der Uranreihe. Po ist ein Metall, es wurde 1898 von P. und M. Curie entdeckt. Isotope: 27 Isotope (alle radioaktiv MZ: 192-218) Vorkommen: in der Uranpechblende 1000t Erz enthalten 0,03g Po. Po ähnelt in seiner Chemie dem Te und dem Bi.
• Halogene, 7. HG des PSE Alle Elemente der 7. HG sind Nichtmetalle Elektronenkonfiguration: [EG]ns2np5 Fluor: 0,027% der Erdkruste, gasförmig, Spurenelement Chlor: 0,19% der Erdkruste, gasförmig, Mengenelement Brom: 6*10-4% der Erdkruste, flüssig, toxisch Iod: 6*10-6% der Erdkruste, fest, Spurenelement Astat: unbeständiges Zerfallsprodukt von U und Th, selten, radioaktiv, fest
• Halogene, 7. HG des PSE, verschiedene OZ HXOn, XOn OZ+7 HXO4 Perhalogensäure,                 X2O7 (nur Cl) +6                                                            (XO3)2 +5 HXO3 Halogensäure,                           X2O5 (Br, I) +4                                                              XO2 +3 HXO2 Halogenige Säure,                     X2O3 (Cl, Br) +2                                                              XO (nachgewiesen) +1 HXO Hypohalogenige Säure,               X2O (Cl, Br) -1 HX (z.B. HF) Halogenwasserstoff,         OF2, OF, O4F2
• Halogene, 7. HG des PSE ähnliche Eigenschaften Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat >Nichtmetallcharakter nimmt ab> >EN und Reaktivität nimmt ab> >Atomradius nimmt zu> >Ionenradius nimmt zu> >Polarisierbarkeit nimmt zu> >Schmelz- und Siedepunkte steigen an> >Farbvertiefungen bei den Elementen und Verbindungen nimmt zu>
• Fluor: allgemeine Eigenschaften Vorkommen: Fluor ist sehr reaktiv in der Natur und nur in Verbindungen mit der OZ -1 vor: CaF2 Flussspat,                                  Ca5(PO4)3F Fluorapatit 3Ca3(PO4)2*CaF2 (in Knochen und Zähnen) Isotope: 199F einzig natürlich vorkommendes Isotop Verbindungen: - Fluoride (F-) in Form von Salzen                                  - kovalente Verbindungen R-F (R=organischer Rest, z.B. Alkyl) Darstellung: aus wasserfreiem Fluorwasserstoff:                                       CaF2+H2SO4>2HF+CaSO4                                                                        Anode: 2F->F2+2e-                                                                                  Kathode: 2H++2e->H2                                                                            Die so dargestellten Gase enthalten noch HF. Dieser wird bei -80°C auskondensiert und dem Prozess wieder zugeführt. Eigenschaften: - hochgiftig, ätzend                                                         - das reaktivste aller Elemente und das stärkste Oxidationsmittel
• Anwendung von Fluor und seinen Verbindungen Technik:                                                                                                      Durch die hohe Reaktivität vielfältige Anwendung in chemischen Prozessen. In der Raketentechnik zur Erzeugung hoher Schubkräfte durch geeignete Fluorreaktionen. Pharmazeutisch:                                                                                        Kariesprophylaxe: Säuglinge oral                                                               - Zahnpaste und -gele (z.B. Elmex-Gelee)                                                Osteoporose-Prophylaxe: Verhinderung des Knochenabbaus, z.B. bei Frauen nach der Meno-Pause
• Chlor: allgemeine Eigenschaften Vorkommen: aufgrund der Reaktivität kommt Chlor in der Natur nur in Verbindungen mit der OZ -1 vor:                                                             NaCl Steinsalz, Meersalz                                                                        KCl Sylvin Isotope: 3517Cl: 76%                3717Cl: 24%                                             Verhältnis 3:1, charakteristisches Muster bei der Massenspektroskopie Eigenschaften: gelbgrünes, schleimhautreizendes Gas, sehr giftig, recht wasserlöslich                                                                                  Sdp: -34°C, Smp: -101°C Darstellung: Nebenprodukt bei der Natriumdarstellung                  Anode: 2Cl->Cl2+2e-                                                                   Kathode: 2Na++2e->2Na                                                                        Im Labormaßstab z.B. Oxidation von NaCl mit KMnO4:                          10Cl-+16H++2MnO4->2Mn2++8H2O+5Cl2 Reaktivität: - nach F2 eines der reaktivsten Elemente                            - reagiert schon bei RT mit fast allen Elementen exotherm, mit Ausnahme von O2, N2 und den Edelgasen
• Chlor: Reaktionen Chlor mit Metallen und Halbmetallen:            2Na+Cl2>2NaCl                                                               2Sb+3Cl2>2SbCl3 Chlor mit Nichtmetallen: H2+Cl2>2HCl Die stark oxidierende Wirkung von Chlor wird ausgenutzt:                        - Bleichen von Stoffen                                                                                - Fleckenreinigung und Putzmittel                                                              - desinfizierende Sterilisierung von Trinkwasser, Schwimmbädern, Abwasser
• Brom: allgemeine Eigenschaften Vorkommen: In der Natur nur in Verbindungen mit der OZ -1:                 - AgBr Bromargyrit             -Br- Meerwasser (65-70g/m³) Isotope: 7935Br: 51%        8135Br:49%                                                     Verhältnis 1:1, charakteristisches Muster bei der Massenspektroskopie Eigenschaften: tiefbraune, schwere, erstickend riechende Flüssigkeit, die rotbraune Dämpfe entwickelt, schleimhautreizend!                           beim Einatmen besteht Lebensgefahr! Gut wasserlöslich (besser als Cl2) Sdp:59°C          Smp:-7°C Darstellung und Reaktivität:                                                                    Brom ist weniger reaktionsfähig als Chlor, Chlor kann Brom aus seinen Verbindungen verdrängen:                                                          2Cl->Cl2+2e- E°=1,36eV          2Cl->Cl2+e- E°=1,06eV                         2KBr+Cl2>2KCl +Br2                                                                              Im Labormaßstab durch Oxidation im Sauren (z.B. Braunstein): 4HBr+MnO2>MnBr2+Br2+2H2O
• Anwendung von Brom und seinen Verbindungen - als Oxidations-, Bleich- und Desinfektionsmittel - zur Herstellung des Antiklopfmittels Dibrommethylen Pharmazeutisch:                                                                                         - Sedativum (obsolet) bei nervöser Übererregung, Epilepsie, geringe therapeutische Breite                                                                                 - Expectorantien, z.B. Hustensaft: schleimlösend, Auswurf fördernd          - Anwendung von KBr bei Hypokaliämie                                                Bromismus: chronische Bromidvergiftung:                                                  Nachlassen der Konzentration, Verwirrtheit, Hautausschläge (Bromakne)
• Iod: allgemeine Eigenschaften Ioeides (griech.)=veilchenfarben (Ioddämpfe) Vorkommen: seltener als die anderen Halogene                                    - in Gebirgen, Seen und im Meer in geringer Konzentration, neben Iodid auch als Iodat                                                                                - in Meeresalgen (Tang) organisch gebunden: Iod wurde erstmals in Meeresalgenasche nachgewiesen                                                         - organisch gebunden in Schilddrüsenhormonen: Thyroxin (T4) und Triiodthyronin (T3) Isotope: 12753I: einzig natürlich auftretendes Isotop Eigenschaften:                                                                                           - bei RT feste grauschwarze, metallisch glänzende Schuppen               - weniger reaktiv als Brom und Chlor                                                      - Smp: 114°C, Sdp: 185°C aber bereits bei RT flüchtig (violette Dämpfe), sublimiert bei langsamem Erwärmen                                       - kaum wasserlöslich, mehr lipophiler Charakter                                    - leicht löslich in wässriger Lösung von KI, bzw. HI durch Bildung von Anlagerungsverbindungen KI*I2 (Lugolsche Lösung), bzw. HI*I2            - in organischen Lösungsmitteln gut löslich mit brauner, roter oder violetter Farbe
• Iod: Komplexbildungseigenschaften Iod ist eine Lewis-Säure: Lewis-Acidität: Cl2<Br2<I2 Bildet Charge-Transfer-Komplexe mit Lewis-Basen (EP-Donatoren) Die Lösungen in polaren Lösungsmitteln (Wasser, Ethanol) sind braun, die in apolaren Lösungen (Benzin, Tetrachlormethan) violett.                   Violette Lösungen: es liegt weiterhin als I2-Molekül vor: L I-I L                  braune Lösung: es kommt zur Ladungsverschiebung vom Lösungsmittel auf das I2-Molekül: L (Pfeil zum) I-I<>L+I2-                                                  Die Ladungsverschiebung benötigt Energie>Farbigkeit
• Iod: pharmakologische Eigenschaften - Iodide sind relativ toxisch, andererseits lebensnotwendig (100-200 Mikrogramm/Tag), Speicherung in der Schilddrüse - Iodprophylaxe: Iodiertes Kochsalz (0,5%) - Symtome bei Iodmangel: Iodmangel Kropf, Entwicklungsstörungen bei Föten pharmazeutische anwendung von Iod: Desinfektion: Iodtinktur: 7%Iod, 3%KI in Ethanol                                        Betaisodona: Iod auf polymeren Träger Träger PVP, setzt langsam Iod frei
• Iodide: pharmazeutische Verwendung KI, NaI - Expectorantien                                                                                          - bei radioaktiver Verseuchung mit radioaktiven Iodisotopen, Gabe von KI zur Anreicherung in der Schilddrüse                                                       - Substitution von Iodmangel                                                                      - als Thyreostatikum in hoher Konzentration kurz vor Schilddrüsenoperationen: Hemmung von Freisetzung der Schilddrüsenhormone                                                                                 - 12353I:Gamma-Strahler: Diagnostik, Schilddrüsen Szintigraphie               - 13153I: Radiotherapie: Anreicherung im Schilddrüsengewebe und Zerstörung
• Astat: allgemeine Eigenschaften astatos: unbeständig - die künstliche Gewinnung von 21185At gelang 1940 - 1943 auch in der Natur entdeckt, allerdings in äußerst geringen Mengen - 24 Isotope (MZ: 196-219), das stabilste 21058As zerfällt mit einer Halbwertszeit von 8,3 Stunden
• Verbindungen der Halogene: Halogenwasserstoffverbindungen Fluorwasserstoff: HF aus den Elementen F2+H2>2HF - Einwirken von Säure auf ein Salz von HF: CaF2+H2SO4>2HF+CaSO4 - eine Lösung von HF in Wasser wird als Flusssäure bezeichnet - Wasserstoffbrücken analog wie in Wasser, daher hoher Smp und Sdp - HF ist eine mittelstarke Säure: HF+H2O<>H3O++F- pKS=3,19 - HF ätzt Glas: SiO2+4HF>SiF4+2H2O Chlorwasserstoff HCl, Darstellung aus Cl2+H2>2HCl - Einwirken von Säure auf Kochsalz: NaCl+2H2SO4>2HCl+Na2SO4 - HCl ist ein gut wasserlösliches Gas: verd. HCl: 9,5-10,5%,          konz. HCl: 35-39%
• Verbindungen der Halogene: Interhalogen-Verbindungen Halogene bilden untereinander Verbindungen des Typs: XnYm - für die Fälle YX und XY3 sind sämtliche Kombinationsmöglichkeiten bekannt: Cl-Br, ICl3, etc. - Verbindungen des Typs XY5 existieren nur mit Y=F - nur Iod bildet XY7:IF7 - das elektronegativere Element liegt immer in der OZ -1 vor
• Verbindungen der Halogene: Sauerstoffsäuren - Fluor bildet nur eine Sauerstoffsäure: HOF - die anderen Halogene bilden je 4 Sauerstoffsäuren: OZ: +7: HXO4 Perhalogensäure                                                                +5 HXO3 Halogensäure                                                                              +3 HXO2 Halogenige Säure                                                                       +1 HXO Hypohalogenige Säure Säurestärke nimmt von oben nach unten ab Cl, Br, I: Säurestärke nimmt von links nach rechts zu - iodige und bromige Säure existieren nur als reaktive Zwischenprodukte
• Verbindungen der Halogene: Sauerstoffsäuren 2 Hypochlorige Säure=schwache Säure=starkes Oxidationsmittel ebenso die Salze "Hypochlorite" - eine wässrige Chlor-Lösung disproportioniert im Alkalischen zu Chlorid und Hypochlorit: Cl2+2OH-<>ClO-+Cl-+H2O - Anwendung: zum Bleichen und zur Desinfektion Chlorige Säure:HClO2, ebenfalls stark oxidierend, Bleichmittel Chlorsäure HClO3: starkes Oxidationsmittel Chlorate explodieren bereits beim Verreiben mit oxidierbaren Substanzen:                                                                                               - KClO3: Herstellung der Zündmasse von Streichhölzern in der Feuerwerks- und Sprengstoffindustrie                                                   - NaClO3 zur Unkrautbekämpfung                                                          - Al(ClO3)3 Aluminiumchlorat: adstringierend und desinfizierend
• Verbindungen der Halogene: Sauerstoffsäuren: Perchlorsäure HClO4 Perchlorsäure: HClO4 - beim Erwärmen erfolgt bereits Explosion! - in verdünntem Zustand relativ beständig - starke Oxidationswirkung: Explosion mit Holz und anderen organischen Verbindungen                                                                                              > erzeugt auf der Haut schmerzhafte, schwer heilende Wunden - HClO4 gehört zu den schwersten Säuren: pKS: -10 - Salze sind allgemein gut wasserlöslich (Ausnahmen K+, Rb+, Cs+) - NH4ClO4: Bestandteil von Raketentreibstoff (75%+25% hochmolekulare organische Verbindungen)
• Pseudohalogene Zu den Pseudohalogenen werden die Gruppen Y gezählt, die sich wie die Halogene X verhalten, z.B.: -CN, -OCN, -CNO, -SCN, SeCN (-X); -N3 (-X3) Analog den Halogenwasserstoffsäuren HX existieren Pseudohalogensauerstoffsäuren, aus denen sich Metallsalze MeYn ableiten: H-C(Dreifachbindung)N, Fe(CN)2 Wie die Halogene X bilden auch die Pseudhalogene schwerlösliche Silber-, Quecksilber(I)- und Blei(II)-Salze: z.B. AgCN Durch Oxidation lassen sich flüchtige Stoffe der Molekülgröße Y-Y darstellen: 2NaCN>(CN)2+2Na++2e-
• Dicyan und Dirhodan Dicyan (CN)2 ist ein farbloses giftiges Gas, das unter Luftausschluss zu Paracyan (CN)n polymerisiert. Bei hohen Temperaturen treten CN-Radikale auf. Herstellung (CN)2:                                                                                  durch thermische Zersetzung von AgCN: 2AgCN>Delta T>2Ag+(CN)2  Kupfer-Cadmium-Trennung: 2Cu2++4CN->2Cu(CN)+(CN)2     Oxidation von HCN mit Braunstein:                                                         2HCN+MnO2+2H+>(CN)2+Mn2++2H2O Dirhodan (SCN)2 ist ein gelber Festkörper, der schon bei Raumtemperatur zu einem roten, unlöslichen Material polymerisiert. Dirhodan ist ein Oxidationsmittel

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