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Demonstrationen zu den Halogenen
Nur für Lehrkräfte geeignet, Empfehlung:
Auf Versuche mit Chlor und Brom verzichten!

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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 (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
Sicherheit   Experimente mit Chlor und Brom sind als hohe Gefährdung einzustufen. Der Autor empfiehlt, Versuche mit Brom und mit Chlor nicht mehr vorzuführen, sondern stattdessen auf Filme zurückgreifen. Aus diesem Grund wird hier kein Blatt mit einer ausführlichen Sicherheitsanweisung angeboten, sondern lediglich auf die Gefahren und die notwendigen Sicherheitsmaßnahmen hingewiesen.

Bei den Versuchen mit Halogenen entstehen immer toxische Gase oder Dämpfe, dies gilt auch für das Arbeiten mit Iod. Daher sind alle Demonstrationen in einem gut ziehenden Abzug durchzuführen, eventuell muss bei Brom und Chlor zusätzlich schwerer Atemschutz getragen werden. Brom verursacht auf der Haut schwer heilende Verätzungen. Schutzbrille, Gesichtsschild und geeignete, gegen Brom beständige Schutzhandschuhe aus Fluorkautschuk sind unbedingt notwendig! Die größte Unfallgefahr an Schulen geht vom versehentlichen Umfallen einer Bromflasche aus. Dann nützt auch der Abzug nichts mehr, da Bromdämpfe schwerer als Luft sind.

Schutzbrille anziehen!  Schutzbrille anziehen! Gesichtsschild tragen!  Schutzhandschuhe anziehen!  Abzug verwenden
GefährdungsBU  nur auf Datenträger
 
Inhalt
Didaktische Bemerkungen
Demonstration 1: Chlor herstellen
Demonstration 2: Bleichwirkung des Chlors
Demonstration 3: Brom verdampfen
Demonstration 4: Iod sublimieren und resublimieren
Demonstration 5: Chlor reagiert mit Natrium
Demonstration 6: Chlor reagiert mit Eisenwolle
Demonstration 7: Brom reagiert mit Aluminiumfolie
Demonstration 8: Magnesium reagiert mit Iod
Demonstration 9: Eigenschaften der Halogenide
 

Didaktische Bemerkungen
 
Die Versuche werden beschrieben, da sie in elementaren Versuchen die Eigenschaften der Halogene verdeutlichen. Wie bei den Versuchen mit den Alkalimetallen werden bei den Halogenen als Elementfamilie der 17. Gruppe im Periodensystem 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 auch 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.
  
 
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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
sublimiert
4,94 g/cm³ 
2,66
Astat
At
370 °C **)
8,75 g/cm³ **)
2,20
 
 
Demonstration 1   Chlor herstellen
 
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. Es wird daher empfohlen, einen Film zu zeigen.  
 
 
 
Ein Gasentwickler wird im Abzug aufgebaut. 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.
 
 
Film
27 sek
Aus Kaliumpermanganat und konzentrierter Salzsäure lässt sich das gelbgrüne Chlorgas herstellen.
   
 
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 (vgl. Fritz Haber und die Entwicklung chemischer Waffen).
 
 
Demonstration 2   Bleichwirkung des Chlors
 
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. Es wird empfohlen, hier einen Film zu zeigen.
 
 
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Film erhältlich auf >DVD
 
 
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  +  H2  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 Salzsäure und sämtliche Chloride wie Eisenchlorid, Natriumchlorid oder Silberchlorid. Die Grafik rechts verdeutlicht die Bedeutung des Chlors in der chemischen Industrie:
 
 
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Demonstration 3   Brom verdampfen
 
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 Experimente mit Brom an den Schulen ganz zu verzichten. Es wird empfohlen, hier Filme zu zeigen.
 
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
19 sek
Beim Umgießen von Brom verdampft das flüssige Brom schon merklich.
 
 
Beobachtungen: Langsam verdampft das flüssige Brom schon bei Zimmertemperatur, wobei sich rotbraune Dämpfe im Gefäß verbreiten.


Demonstration 4   Iod sublimieren und resublimieren
 
Iod und Iod-Dämpfe sind nicht ganz so gefährlich wie Chlor und Brom, trotzdem sollten die Dämpfe nicht eingeatmet werden. Iod wirkt gesundheitsschädlich beim Eintamen und bei Berührung. Wenn das System nicht vollständig geschlossen ist, muss der Versuch in einem Abzug durchgeführt werden. Schutzbrille und Schutzhandschuhe sind notwendig. Iod wirkt 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.
  
 
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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.
 
 
Film
16 sek
Beim Erhitzen von Iod sublimiert das Iod. Am kalten Glas resublimieren die Ioddämpfe wieder zu festem Iod.
   
 
Demonstration 5  Chlor reagiert mit Natrium
 
Hinweise und vorbereitende Arbeiten: 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. Es wird aber trotzdem empfohlen, einen Film zu zeigen.
 
 
 
 
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.
 
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      ΔH = -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.
 
 
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Das Mineral Halit kristallisiert in Würfeln
 
 
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.
  
 
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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.
 
 
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Film erhältlich auf >DVD
 
 
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.
 
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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   Chlor reagiert mit Eisenwolle
 
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. Es wird empfohlen, die Reaktion im Film zu zeigen.
 
Theorie: Eisen reagiert mit Chlor in einer exothermen Reaktion zu Eisen(III)-chlorid:
 
2 Fe  +  3 Cl2   2 FeCl3      ΔH = -392 kJ/mol
 
Das Reaktionsprodukt ist ein Salz, das in der Elektronik zum Ätzen von Platinen verwendet wird.
 
 
Zoom!
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Chlor reagiert mit Eisenwolle (links) und mit Natrium (rechts)
Filme erhältlich auf >DVD
 
 
Demonstration 7   Aluminium reagiert mit Brom
 
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. Es wird empfohlen, einen Film zu zeigen.
 
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.
 
 
 
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Brom reagiert mit Magnesium (links) und mit Aluminium (rechts)
Film mit Al erhältlich auf >DVD
 
 
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   Magnesium reagiert mit Iod
 
Dieser Versuch findet in einem vollständig geschlossenen System statt, wenn das vorhandene Iod vollständig reagiert. Schutzbrille und Schutzhandschuhe tragen, nur im laufenden Abzug mit Schutzscheibe durchführen.

Ein großes Reagenzglas (30x200mm) wird quer in ein Stativ gespannt. Man legt einen winzigen, etwa 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.
 
 
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Film erhältlich auf >DVD
 
 
Theorie: Magnesium reagiert mit Iod zu Magnesiumiodid, das an der weißen Farbe erkennbar ist
 
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.
  
 
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 gezüchteten und 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 Fluoriten aus England  beobachtet werden:
  
 
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Fluorit bei Tageslicht
Fluorit bei langwelligem UV-Licht
 
 
Manche Fluorite verhalten sich wie "Chamäleons" und können ihre Farbe wechseln: 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, sie strahlen Licht aus, wenn sie auf einer Herdplatte erhitzt werden.
  
 
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Fluorit bei Tageslicht
Fluorit bei Kunstlicht
 
 
Fluoride werden auch oft zur Fluoridierung von Lebensmitteln eingesetzt, zum Beispiel 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