Demonstrationen zu den Halogenen

Demonstrationen: Halogene Hinweis: Die Filme sind nur auf der CD-ROM abspielbar

Stoffe:	Kaliumpermanganat, Salzsäure konz., blau gefärbtes Stück Stoff oder rote Blume, Natrium, Silbernitratlösung, Eisenwolle, Brom, Aluminium Folie, Iod sublimiert, Magnesium gepulvert, Quarzsand, diverse Mineralien: würfelförmiger Halit (Steinsalz), blauer Fluorit mit Farbwechsel Tageslicht-Kunstlicht
Geräte:	Normschliff-Gasentwickler (z.B. Tropftrichter mit Hahn und Druckausgleich, Erlenmeyerkolben mit Seitenrohr), Schlauchstück, Winkelrohr, 3 Standzylinder mit Glasscheiben als Abdeckungen, Tiegelzange, Pinzette, Sicherheitspipette, Reagenzglas mit unten ausgeblasenem Loch, Draht, Brenner, großer Standzylinder mit fest verschließender Abdeckung oder Glaswanne, Reagenzgläser 20x180mm und 30x200mm, Spatel, Glaswolle, Stativ, Rundkolben 250ml mit Kühlfinger, Schlauchleitung für Wasserkühlung, Becherglas 100ml, Netzgerät 12 Volt, 3 Kabel, 2 Krokoklemmen, 2 Graphitelektroden, 12-Volt-Glühbirne
	Bei den Versuchen mit Halogenen entstehen immer giftige Gase oder Dämpfe. Daher sind alle Demonstrationen in einem gut ziehenden Abzug durchzuführen, evt. muss eine Gasmaske getragen werden. Brom verursacht auf der Haut schwer heilende Verätzungen. Schutzbrille und Schutzhandschuhe tragen! Nach neuen Empfehlungen sollte man auf Versuche mit Brom und mit Chlor verzichten und stattdessen auf Medien zurückgreifen. Die hier vorliegende Beschreibung dieser Demonstrationen dient lediglich zur Erläuterung der Videos. Kaliumpermanganat ist ein umweltgefährlicher Stoff und muss sachgemäß entsorgt werden.

Inhalt:
Didaktische Bemerkungen
Demonstration 1: Herstellung von Chlor
Demonstration 2: Bleichwirkung von Chlor
Demonstration 3: Verdampfen von Brom
Demonstration 4: Sublimieren und Resublimieren von Iod
Demonstration 5: Reaktion von Chlor mit Natrium
Demonstration 6: Reaktion von Chlor mit Eisenwolle
Demonstration 7: Reaktion von Brom und Aluminiumfolie
Demonstration 8: Reaktion von Magnesium und Iod
Demonstration 9: Eigenschaften der Halogenide

Didaktische Bemerkungen:
Wie bei den Versuchen mit den Alkalimetallen werden bei den Halogenen - als Elementfamilie der VII. Hauptgruppe im PSE - Verwandtschaften und Ordnungskriterien im PSE deutlich. Es treten ähnliche Stoffeigenschaften auf, die aber von Element zu Element variieren. Reagieren Halogene mit Alkalimetallen (oder anderen Metallen), entstehen Ionenbindungen. Die gebildeten Salze kommen in der Natur als Mineralien in großer Vielfalt vor. Das hohe Reaktionsverhalten der Halogene lässt sich u.a. damit erklären, dass die Atome der Halogene 7 Valenzelektronen in der äußeren Schale besitzen und daher nur noch ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration benötigen.

Die drei in der Schule verfügbaren Halogene

Name Symbol	Siedepunkt (°C)	Dichte (g/l-g/cm³)	Elektronegativität (Pauling)
Fluor F	-188,14	1,696 g/l	3,98
Chlor Cl	-34,06	3,214 g/l	3,21
Brom Br	58,78	3,1226 g/cm³	2,96
Iod I	*)	4,94 g/cm³	2,66
Astat At	370 °C **)	8,75 g/cm³ **)	2,20

*) Iod sublimiert **) geschätzte Werte (Astat ist ein sehr seltenes Element)

Demonstration 1: Herstellung von Chlor

Hinweise:
Beim Arbeiten mit Chlor ist höchste Vorsicht geboten. Alle Demonstrationen mit Chlor dürfen nur in einem vollständig geschlossenen Abzug durchgeführt werden. Entspricht die vorliegende Anlage nicht den Vorschriften beim Arbeiten mit Chlor, können die hier beschriebenen Versuche nicht vorgeführt werden. Chlor ist ein sehr giftiges Gas.Luft, die 0,5-1% Chlorgas enthält, wirkt auf den Menschen rasch tödlich. Chlor wirkt ätzend auf die Schleimhäute, da in der Lunge und auf den feuchten Schleimhäuten Chlorwasserstoff und damit auch Salzsäure gebildet wird. Es ist selbst in einer Verdünnung von 1:100000 noch bemerkbar. Beim Arbeiten mit Chlor in der Schule kann ein vollständiger Schutz nicht immer gewährleistet werden, da das Gas schwerer als Luft ist und unter Umständen auch aus dem Abzug herausfließt. So trat bei mir immer eine Woche nach den Chlorversuchen in der Schule eine Bronchitis auf. Daher ist von einer Durchführung der Demonstrationen mit Chlor abzuraten, wenn die Sicherheitsvorkehrungen nicht hundertprozentig erfüllt werden können.

Ein Gasentwickler wird vor den Augen der Schüler im Abzug aufgebaut und dessen Funktionsweise erklärt. In den Erlenmeyerkolben gibt man 3 gehäufte Löffel Kaliumpermangant und setzt dann den Tropftrichter auf. Dieser wird mit 50ml konzentrierter Salzsäure gefüllt. Die seitliche Ableitung ist mit einem Winkelrohr verbunden, das tief in einen Standzylinder taucht, dessen Boden mit Quarzsand bedeckt ist. Nun öffnet man vorsichtig den Hahn und lässt die Salzsäure langsam auf das Kaliumpermanganat tropfen. Auf diese Weise füllt man drei Standzylinder mit Chlorgas und deckt sie mit einer runden Glasscheibe ab. Die gefüllten Standzylinder werden bei den folgenden Demonstrationen benötigt.

Beobachtungen:
Beim Auftropfen der Salzsäure auf das Kaliumpermanganat entsteht ein gelbgrünes Gas, das sich im Standzylinder sammelt. Das kurzzeitige Abheben der Glasplatte führt zu keinem nennenswertem Gasverlust.

Theorie:
Bei der Reaktion von Salzsäure mit Kaliumpermanganat entsteht Chlor in einer relativ komplizierten Reaktion:
2 KMnO₄ + 16 HCl -----> 5 Cl₂ + 8 H₂O + 2 MnCl₂ + 2 KCl
Chlor ist sehr giftig, besitzt eine Dichte von 3,214g/l und ist damit fast dreimal so schwer wie Luft.

Ergänzende Informationen:
Chlorgas wurde im 1. Weltkrieg erstmals als Kampfgas eingesetzt. Der Nobelpreisträger Fritz Haber (1868-1934) entwickelte eine Technik, bei der chlorgefüllte Stahlflaschen mit Steigrohren an der französischen Front eingegraben wurden. Kam der Wind von hinten, wurden die Flaschen geöffnet und das Chlor blies in einer weißlichen bis gelbgrünen Wolke in Richtung der gegnerischen Linien. Aufgrund seiner höheren Dichte kroch das Giftgas in die feindlichen Schützengräben und richtete dort verheerende Wirkungen an. Fritz Haber selbst begutachtete an der Front die Wirkung des Gasangriffes in Ypern am 22. April 1915. Seine Frau Clara Immerwahr, ebenfalls eine bedeutende Chemikerin, erschoss sich 10 Tage später. Ihr Selbstmord wird mit den schrecklichen Folgen in Verbindung gebracht, die ihr Mann mit verschuldet hatte.

"Der französische Brigadegeneral Jean Henry Mordacq (...) ritt mit einigen Soldaten in Richtung Front. In der Nähe des Ypernkanals bemerkten sie heftiges Ohrensausen sowie ein Kratzen in der Kehle. Zunehmend traten auch Atembeschwerden auf. Als dann selbst die Pferde bockten, ging es zu Fuß weiter. Am Kanal kamen ihnen die ersten flüchtenden Soldaten entgegen, die ihre Waffen weggeworfen hatten und mit weit geöffneten Uniformen wie Irrsinnige nach hinten eilten. Sie schrien laut nach Wasser, spuckten Blut. Einige wälzten sich am Boden und rangen vergeblich nach Luft. (nach: J.H. Mordacq: Le Drame de l'Yser, Paris 1933, in: Dieter Martinetz, Der Gaskrieg 1914-1918, Bonn 1996)

Über die Zahl der Toten und Verletzten des ersten Gasangriffs der Geschichte existieren widersprüchliche Angaben. Während manche Quellen von nur wenigen Toten berichteten, gingen andere Schätzungen von bis zu 3000 Toten und 7000 Vergiftungsfällen aus.

Demonstration 2: Bleichwirkung von Chlor

Man zeigt den Schülern eine Packung Toilettenpapier oder Tempotaschentücher, die mit dem Aufdruck "chlorfrei gebleicht" versehen sind. Die Schüler werden befragt, was der Aufdruck bedeutet. Manche haben sich die Bedeutung vielleicht schon einmal überlegt.

Rohe, unbehandelte Holzfasern haben einen bräunlichen bis gelblichen Farbton. Um ganz weißes Papier zu erhalten, müssen die Holzfasern gebleicht werden. Wird dabei Chlor verwendet, entstehen erhebliche Umweltprobleme (siehe >Chemie im Haushalt). Bei chlorfrei gebleichtem Papier wird mit Sauerstoff gebleicht, der beim Einsatz des harmloseren Wasserstoffperoxid entsteht.

Zum Bleichen eines Farbstoffes hält man ein gefärbtes Stück Stoff mit einer Tiegelzange in einen mit Chlorgas gefüllten Standzylinder und vergleicht nach einiger Zeit die Stoffproben. Das Eintauchen einer roten Blume (Rose, Nelke) bewirkt den gleichen Effekt. Die Schüler erhalten das gebleichte Textilstück und riechen daran. Dabei ist ein typischer Chlorgeruch wahrnehmbar, der vom Schwimmbad her bekannt ist.

Bleichwirkung von Chlor: Bild vergrößern

Theorie:
Das sehr reaktionsfreudige Chlor zerstört die Farbstoffe. In seiner Reaktionsfähigkeit wird es nur noch vom Fluor übertroffen. Chlor reagiert mit vorhandener Feuchtigkeit zu Chlorwasserstoff und atomarem Sauerstoff, der die Farbstoffe oxidiert:
Cl₂ + H₂O -----> 2 HCl + O
Im Schwimmbad dient Chlor zur Entkeimung des Wassers, da es Pilze und Bakterien abtötet. Es ist bereits in Konzentrationen von 0,3mg pro Liter Wasser wahrnehmbar. Bereits diese Konzentration kann zu Augen- und Schleimhautreizungen führen. Chloriertes Trinkwasser enthält Chlor in noch geringeren Konzentrationen. Chlor ist ein wichtiges Zwischenprodukt zur Herstellung zahlreicher Stoffe. Dazu gehören z.B. Salzsäure und sämtliche Chloride wie Eisenchlorid, Natriumchlorid oder Silberchlorid. Die Grafik rechts verdeutlicht die Bedeutung des Chlors in der chemischen Industrie:


Chlorierungsanlage im Schwimmbad	Bedeutung des Chlors

Demonstration 3: Verdampfen von Brom

Hinweise:
Brom (und vor allem seine Dämpfe) ist fast genauso giftig wie Chlor. Daher gilt ebenfalls die höchste Sicherheitsstufe. Gelangt flüssiges Brom auf die Haut, entstehen tiefe Verätzungen mit schwer heilenden Wunden. Abzug, Schutzbrille und Schutzhandschuhe werden unbedingt empfohlen. Eine besondere Gefahr für die Hände geht von den oft noch verwendeten Doppelkappenflaschen aus, da sich dort verdampftes und wieder kondensiertes Brom (Siedepunkt: 58,78°C) im äußeren Kappenrand sammeln kann. Das Umfallen einer mit Brom gefüllten Flasche im Fachraum hat schon öfters zu größeren Chemieunfällen an den Schulen geführt. Daher wird empfohlen, auf Brom an den Schulen ganz zu verzichten. Sie können stattdessen auf die hier vorliegenden Videos zurückgreifen.

Durchführung:
Mit einer Sicherheitspipette werden ca. 1ml Brom aus der Flasche entnommen und in einen Standzylinder getropft. Alternativ kann auch eine große Glaswanne verwendet werden.

Film: Verdampfen von Brom

Brom verdampft bereits bei Zimmertemperatur

Klicken Sie zum Abspielen des Films auf das Bild
Beobachtungen:
Langsam verdampft das flüssige Brom schon bei Zimmertemperatur, wobei sich rotbraune Dämpfe im Gefäß verbreiten.

Demonstration 4: Sublimieren und Resublimieren von Iod

Hinweise:
Iod (und seine Dämpfe) ist in seiner Giftwirkung nicht ganz so gefährlich wie Chlor und Brom, trotzdem sollten Ioddämpfe nicht eingeatmet werden. Die Demonstration muss nicht unbedingt im Abzug durchgeführt werden. Iod wirkt ebenfalls keimtötend und wird als Ersatzstoff zum Desinfizieren von Schwimmbadwasser eingesetzt. Iodtinktur ist ein verschreibungspflichtiges Desinfektionsmittel für Wunden.

Durchführung:
Zum Sublimieren von Iod verwendet man einen Kühlfinger, den man aus einem Reagenzglas mit Seitenrohr herstellt und in einen Rundkolben stellt, wobei die seitlichen Öffnungen mit Glaswolle abgedichtet werden (vgl. Abbildung). Im Handel sind auch spezielle Sublimationsapparaturen erhältlich.

Sublimieren und Resublimieren von Iod an einem Kühlfinger
Beobachtungen:
Das feste Iod am Boden des Rundkolbens verdampft, ohne vorher flüssig zu werden. Die violetten Ioddämpfe resublimieren am Kühlfinger und nadelförmige Kristalle von festem Iod scheiden sich daran ab.

Es gibt auch andere Stoffe, die sublimieren und resublimieren, z.B. Trockeneis (festes Kohlenstoffdioxid), Benzoesäure, Campher oder Napthalin. Die Sublimation wird im Labor als Trennmethode zur Reinigung von Stoffgemischen eingesetzt.

Demonstration 5: Reaktion von Chlor mit Natrium

Hinweise und vorbereitende Arbeiten:
Auch hier empfiehlt es sich, diesen Versuch an Schulen nicht mehr live vorzuführen. Stattdessen können Sie auf einen ausführlichen Video aus der CD-ROM "Experimente auf Video" zurückgreifen (Bestellen der CD im >Internetshop). Beachten Sie auch die Vorschriften beim Umgang mit Alkalimetallen! Zur Herstellung eines Reagenzglases mit einem unten ausgeblasenen Loch wird das Reagenzglas mit einem durchbohrten Stopfen verschlossen und mit einer langen Glasröhre verbunden. Dann erhitzt man eine Stelle seitlich in Bodennähe mit der nicht leuchtenden Flamme, bis das Glas erweicht. Durch Blasen in die Röhre kann ein Loch erzeugt werden, das durch vorsichtiges Schlagen auf die Unterlage erweitert wird. Zum Hineinhalten des Reagenzglases in den Standzylinder während der Reaktion befestigt man eine Drahtschlinge am oberen Ende. Im Laborhandel sind dafür auch spezielle Halterungen käuflich.

Durchführung:
Ein erbsengroßes Stück Natrium wird sorgfältig endrindet, mit einem Papierhandtuch getrocknet und zu einer Kugel geformt. Das Natrium darf dabei nicht angefasst werden! Die Kugel wird in das ausgeblasene Reagenzglas gegeben und von außen mit der nicht leuchtenden Brennerflamme vorsichtig erhitzt, bis das Natrium gelb aufglüht. Damit die Reaktion auch sicher anläuft, bläst man noch vorsichtig durch das Loch kurz auf das Natrium und hält dann das Reagenzglas in den mit Chlor gefüllten Standzylinder.
Film: Reaktion von Natrium und Chlor

Klicken Sie zum Abspielen des Films auf das Bild
Beobachtungen:
Das Natrium glüht gelb auf und verbrennt unter hellen Feuererscheinungen und Rauchentwicklung. Dabei ist evt. auch ein Knistern zu hören. Nach der Reaktion ist das Reagenzglas mit einem weißen Belag beschlagen. Das Reagenzglas wird zerschlagen und die Reste in ein neues Reagenzglas (30x200mm) mit Wasser gegeben. Nach der Zugabe von Silbernitralösung entsteht eine weiße Ausfällung, die Chlorid-Ionen nachweist.

Theorie und ergänzende Informationen:
Chlor reagiert mit Natrium in einer exothermen Reaktion zu Natriumchlorid, das in der Küche als Kochsalz bekannt ist:

2 Na + Cl₂ -----> 2 NaCl DH = -822 kJ/mol

Der Nachweis des Reaktionsproduktes beruht auf einer Fällungsreaktion des Silbernitrats mit dem Natriumchlorid (>genaue Versuchsbeschreibung):

AgNO₃ + NaCl -----> AgCl + NaNO₃

Das dabei entstehende Silberchlorid (AgCl) ist nicht mehr wasserlöslich und fällt als weißer Niederschlag aus. Der Nachweis funktioniert bei allen Chloriden, Bromiden und Iodiden.

Natriumchlorid ist im Gegensatz zu den Ausgangsprodukten nicht nur ein völlig harmloser Stoff, sondern stellt ein wichtiges Salz in der Nahrung des Menschen dar. In der Natur kommt es als Mineral Halit (Steinsalz) vor und wird in Salzbergwerken abgebaut.


Das Mineral Halit kristallisiert in Würfeln	Frühere Salzgewinnung (Modell Deutsches Museum)

Während man früher noch das Salz in Bergwerken eigenhändig abbaute, gewinnt man es heute durch Einpumpen von Wasser, wobei aus dem Berg eine salzhaltige Sole zurückfließt. Aus dieser kann das Salz durch Verdunsten des Wassers gewonnen werden. In südlichen Ländern gewinnt man das Salz in Salinen durch Trocknung des Meerwassers.


Alte Schachttürme zur Salzgewinnung in Möhlin/CH	Saline auf Lanzarote

Bei der Reaktion von Natrium mit Chlor gibt ein Natriumatom sein einzelnes Valenzelektron an die Außenschale eines Chloratoms ab. So bekommen beide Atome die Edelgaskonfiguration, wobei die Atome eine Ladung erhalten und Ionen entstehen. Das Cl^--Ion wird als Chlorid-Ion bezeichnet und kennzeichnet die Chloride.

Die Ladungsunterschiede bewirken eine Anziehungskraft zwischen den Ionen, so dass eine Ionenbindung entsteht. Da die Ionen im Verhältnis 1: 1 vorkommen, bildet sich ein regelmäßiges Ionengitter in würfelförmiger Anordnung. Dies erklärt das Würfelwachstum eines Natriumchlorid-Kristalls in der Natur. In der Natur existieren viele Minerale, die im kubischen Kristallsystem Würfel ausbilden, doch nicht alle davon sind Halogenide.

Bild vergrößern

Wird ein Kochsalzkristalll in Wasser gelöst, bleiben die Ionen erhalten, sie schwimmen dann aber frei als Ladungsträger in der Lösung. Daher leitet salzhaltiges Wasser den elektrischen Strom. Theoretisch könnte man in destilliertem Wasser gefahrlos Baden, auch wenn ein Fön hineinfällt. Aber schon ein Löffel Salz würde dem Badespaß ein schnelles und jähes Ende bereiten.

Demonstration 6: Reaktion von Chlor mit Eisenwolle

Hinweis: Es empfiehlt sich, diesen Versuch an Schulen nicht mehr live vorzuführen. Stattdessen können Sie auf einen ausführlichen Video aus der CD-ROM "Experimente auf Video" zurückgreifen (Bestellen der CD im >Internetshop).

Ein kleines Stück Eisenwolle wird zu einem Zopf geformt und mit der Tiegelzange aufgenommen. Dann hält man das untere Ende kurz in die Brennerflamme, so dass es an einem kleinen Bereich zu glühen beginnt. Beim sofortigen Eintauchen der Eisenwolle in einen mit Chlor gefüllten Standzylinder glüht das Eisen rot auf, und eine braune Wolke steigt aus dem Standzylinder. Beim Herausziehen der Reste fällt auf, dass die Eisenwolle größtenteils "verschwunden" ist, während am Glasrand des Zylinders der rotbraune Beschlag erhalten bleibt.

Film: Reaktion von Eisen und Chlor

Klicken Sie zum Abspielen des Films auf das Bild
Theorie:
Eisen reagiert mit Chlor in einer exothermen Reaktion zu Eisen(III)-chlorid:
2 Fe + 3 Cl₂ -----> 2 FeCl₃ DH = -392 kJ/mol
Das Reaktionsprodukt ist ein Salz, das in der Elektronik zum Ätzen von Platinen verwendet wird.

Demonstration 7: Reaktion von Aluminium mit Brom

Hinweis: Es empfiehlt sich, diesen Versuch an Schulen nicht mehr live vorzuführen. Stattdessen können Sie auf einen ausführlichen Video aus der CD-ROM "Experimente auf Video" zurückgreifen (Bestellen der CD im >Internetshop).

Beachten Sie die Sicherheitshinweise beim Arbeitem mit Brom (siehe oben)! Zunächst füllt man ein an einem Stativ befestigtes Reagenzglas (20x180mm) mit Hilfe einer Sicherheitspipette 2cm hoch mit Brom und erwärmt das Brom kurz mit dem Brenner. Ein 10x10cm großes Stück Aluminiumfolie wird aufgerollt und mit einer Tiegelzange in das flüssige Brom geworfen.

Beobachtungen:
Nach einer Weile beginnt das Aluminium mit dem Brom zu reagieren. Glühende Partikel spritzen wie bei einem kleinen Feuerwerk heraus. Gibt man Wasser zu dem Reaktionsprodukt - sobald alles verbleibende Bron verdampft ist - zersetzt sich das entstandene Aluminiumbromid stürmisch.

Film: Reaktion von Aluminium und Brom

Klicken Sie zum Abspielen des Films auf das Bild
Theorie:
Brom reagiert mit dem Aluminium in einer exothermen Reaktion zu Aluminiumbromid, das im Reinzustand glänzende, farblose Blättchen bildet:
2 Al + 3 Br₂ -----> 2 AlBr₃

Demonstration 8: Reaktion von Magnesium mit Iod

Ein großes Reagenzglas (30x200mm) wird quer in ein Stativ gespannt. Man legt einen winzigen, ca. 1mm großen Flitter Iod an das Ende des Reagenzglases in der Nähe des Bodens und gibt einen Spatel gepulvertes Magnesium in die Mitte des Reagenzglases. Dann wird das Reagenzglas mit Glaswolle verschlossen. Nun erhitzt man das Iod, so dass sich die Ioddämpfe im ganzen Reganzglas ausbreiten. Schließlich wird das Magnesium kräftig erhitzt, bis eine Reaktion des Magnesiums mit dem Iod auftritt.

Beobachtungen:
Nach dem Erhitzen des Magnesiums glüht dieses hell auf und ein weißer Rauch entsteht. Wenn man die Mengen richtig dosiert hat (es darf nur ganz wenig Iod genommen werden), verschwindet die violette Farbe des Iods fast vollständig während der Reaktion.
Film: Reaktion von Magnesium mit Iod

Klicken Sie zum Abspielen des Films auf das Bild
Theorie:
Magnesium reagiert mit Iod zu Magnesiumiodid:
Mg + I₂ -----> MgI₂
Aufgrund der Versuchsreihe lassen sich Verallgemeinerungen aufstellen. Immer wenn Halogene mit einem Metall reagieren, entstehen die Salze der Halogene, die Fluoride, die Chloride, die Bromide oder die Iodide. Die entstehenden Halogenide sind wasserlöslich und bilden Ionengitter.


Bild vergrößern	Bild vergrößern

Demonstration 9: Eigenschaften der Halogenide

a) Ein würfelförmiger Halitkristall wird gezeigt und den Schülern in die Hände gegeben. Sie sollen den Finger befeuchten und den salzigen Geschmack des Kristalls testen.

b) In ein Becherglas gibt man 100ml destilliertes Wasser und testet, ob das Wasser elektrisch leitfähig ist. Dann löst man langsam einen ca. 1cm großen Kochsalzkristall im Wasser auf, bis die Glühlampe eine Leitfähigkeit des Salzwassers anzeigt.

c) In einer Schülerübung kann gezeigt werden, dass nicht nur die Halogenide, sondern auch andere Salze beim Auskristallisieren Kristalle mit besonderen Formen annehmen (>Download einer Arbeitsanleitung). Schöne Fotos können in der Mineraliengalerie gezeigt werden. Je nach Kristallsystem bilden sich die Formen. Die Farben von Mineralien werden oft durch Fremdatome erreicht. Das Umkristallisieren ist ein chemisches Arbeitsverfahren zur Reinigung von Stoffen.

d) Mit Silbernitratlösung bilden die Halogenide einen weißen, schwer löslichen Niederschlag von Silberhalogenid (>Versuchsbeschreibung).

e) Der Fluorit ist ein bekanntes Mineral, das aus dem Stoff Calciumfluorid gebildet wird. Fluorite zeigen oft eine deutliche Lumineszenz, wenn Sie mit UV-Licht angestrahlt werden. Dies kann besonders schön an den englischen Fluoriten beobachtet werden:


Fluorit bei Tageslicht	Fluorit bei langwelligem UV-Licht

Manche Fluorite sind Chamäleons: Sie erscheinen bei Kunstlicht grünlich und bei Tageslicht bläulich. Ein Klassiker unter den wechselfarbenen Fluoriten sind die Steine aus der Blanchard Mine in England. Manche der Stücke zeigen auch Thermolumineszenz, d.h. sie strahlen Licht aus, wenn sie auf einer Herdplatte erhitzt werden.


Fluorit bei Tageslicht	Fluorit bei Kunstlicht

Fluorid-Verbindungen werden auch oft zur Fluoridierung von Lebensmitteln eingesetzt, z.B. für Trinkwasser oder im Speisesalz. Das bei der Aufnahme der Nahrung frei werdende Fluor in geringen Konzentrationen soll vor Karies an den Zähnen vorbeugen. Die Anwendung ist allerdings in manchen Länder aufgrund möglicher Gesundheitsschäden umstritten.

Copyright: T. Seilnacht

www.seilnacht.com