Oxidhalogenide

Oxidhalogenide sind chemische Verbindungen, die gleichzeitig Sauerstoff- und Halogenatome enthalten, gebunden an ein zentrales Metall- oder Halbmetallatom. Sie bilden eine eigenständige Stoffklasse, die sowohl strukturell als auch chemisch Eigenschaften von Oxiden und Halogeniden vereint.^[1] Oxidhalogenide wie BiOCl werden auch zu den basischen Salzen gerechnet.^[2]

Für die Bildung der Namen von Oxidhalogeniden werden diese wie Doppelsalze behandelt, in denen O^2--Ionen vorliegen. Eine Ausnahme davon ist, wenn andere Ionen mit eigenen Namen vorhanden sind (wie bei den Nitrosyl- und Nitryl-, Sulfuryl- und Thionylhalogeniden).^[1]

Die veraltete Bezeichnung Oxyhalogenide und davon abgeleiteten Namen (wie zum Beispiel Bismutoxychlorid) sollten nicht mehr verwendet werden.^[1]

Die Oxidhalogenide bilden eine Mineralgruppe mit über 30 Halogen-Schwermetall-Verbindungen und zum Teil komplizierter Kristallstruktur. Sämtliche dieser Mineralien entstehen bei der Verwitterung von Metallerzen unter ariden Bedingungen. Beispiele von Oxidhalogenidmineralien sind Atacamit, Connellit und Perit.^[3]

Oxidhalogenide bestehen aus Metall- oder Halbmetallkationen, die von Sauerstoff- und Halogenanionen umgeben sind. Die Bindungssituation kann stark variieren: Während einige Oxidhalogenide diskrete Moleküle bilden, existieren viele als kristalline Festkörper mit komplexen Netzwerkstrukturen.^[4]

Ein einfaches Beispiel ist Bismutoxychlorid (BiOCl), dessen Struktur aus Schichten von Bi₂O₂-Kationen besteht, zwischen denen Chloridionen eingelagert sind. Solche Schichtstrukturen führen zu anisotropen physikalischen Eigenschaften.^[5]

Oxidhalogenide lassen sich häufig durch partielle Hydrolyse von Halogeniden herstellen. Beispielsweise kann BiCl₃ in Wasser teilweise hydrolysiert werden, wobei BiOCl ausfällt:^[6]

${\displaystyle {\ce {BiCl3 + H2O -> BiOCl + 2 HCl}}}$

Metall-Oxidhalogenide können auch durch direkte Halogenierung der Oxide gewonnen werden.^[7]

Weitere Synthesewege umfassen Festkörperreaktionen bei erhöhter Temperatur, Gasphasenreaktionen oder Schmelzreaktionen unter kontrollierter Atmosphäre.

Oxidhalogenide sind meist feste oder flüssige (wie Chrom(VI)-oxiddichlorid^[8] oder Thionylchlorid^[9]) Verbindungen. Nur von recht wenigen Metallen, insbesondere von einigen Übergangselementen, kennt man gasförmige Oxidhalogenide.^[10]

Viele Oxidhalogenide besitzen interessante optische, elektronische oder katalytische Eigenschaften. Bismutoxychlorid wird zum Beispiel als Perlglanzpigment in der Kosmetikindustrie eingesetzt. Bestimmte Seltenerden-Oxidhalogenide zeigen Lumineszenz und werden in Leuchtstoffen verwendet.

In der Festkörperchemie werden Oxidhalogenide auch aufgrund ihrer ionischen Leitfähigkeit und ihrer kristallchemischen Vielfalt untersucht.

Beispiele für Oxidhalogenide:

• BiOCl (Bismutoxidchlorid)
• BiOBr (Bismutoxidbromid)
• Pb₂OCl₂ (Bleioxidchlorid)
• LaOCl (Lanthanoxidchlorid)
• SmOBr (Samariumoxidbromid)
• ZrOCl₂ (Zirkoniumdichloridoxid)

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1. ↑ ^{a b c} Eckard Amelingmeier, Michael Berger, Uwe Bergsträßer, Henning Bockhorn, Peter Botschwina: RÖMPP Lexikon Chemie, 10. Auflage, 1996-1999. Thieme, 2014, ISBN 978-3-13-200031-5 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
2. ↑ Karl A. Hofmann: Anorganische Chemie. Vieweg & Teubner Verlag, 1973, S. 605 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
3. ↑ Helmut Schröcke, Karl-Ludwig Weiner: Mineralogie. De Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-083686-8, S. 336 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
4. ↑ D. H. Templeton, Carol H. Dauben: Crystal Structures of Rare Earth Oxychlorides. In: Journal of the American Chemical Society. Band 75, Nr. 23, 1953, S. 6069–6070, doi:10.1021/ja01119a535. 
5. ↑ Yan Liang, Xuehan Zhou, Wen Li, Hailin Peng: Preparation of two-dimensional [Bi₂O₂]-based layered materials: Progress and prospects. In: APL Materials. Band 9, Nr. 6, 2021, doi:10.1063/5.0052300. 
6. ↑ Aron Wosylus, Stefan Hoffmann, Marcus Schmidt, Michael Ruck: In-situ Study of the Solid-Gas Reaction of BiCl₃ to BiOCl via the Intermediate Hydrate BiCl₃·H₂O. In: European Journal of Inorganic Chemistry. Band 2010, Nr. 10, 2010, S. 1469–1471, doi:10.1002/ejic.201000032. 
7. ↑ Inorganic Reactions and Methods, The Formation of Bonds to Halogens (Part 2). Wiley, ISBN 0-470-14539-0, S. 215 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
8. ↑ Gert Blumenthal, Dietmar Linke, Siegfried Vieth: Chemie. Vieweg & Teubner Verlag, 2006, ISBN 978-3-519-03551-0, S. 327 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
9. ↑ H. P. Latscha, H. A. Klein: Anorganische Chemie. Springer Berlin Heidelberg, 2013, ISBN 978-3-662-05765-0, S. 332 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
10. ↑ Michael Binnewies, Robert Glaum, Marcus Schmidt, Peer Schmidt: Chemische Transportreaktionen. De Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-024897-5, S. 538 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).