Bromchlorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Bromchlorid
Andere Namen	Brommonochlorid
Summenformel	BrCl
Kurzbeschreibung	rotbraunes Gas[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 13863-41-7 EG-Nummer 237-601-4 ECHA-InfoCard 100.034.169 PubChem 61697 Wikidata Q421222
Eigenschaften
Molare Masse	115,35 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	3,129 g·cm−3 (−140 °C)[2]
Schmelzpunkt	−54 °C[3][4][5]
Siedepunkt	−5 °C (Zersetzung 10 °C)[3]
Dampfdruck	20 Torr (−50 °C)[5]
Löslichkeit	in Wasser kommt es zur Hydrolyse[3]
Dipolmoment	0,519(4) D[6] (1,7 · 10−30 C · m)
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3] Gefahr H- und P-Sätze H: 270​‐​280​‐​331​‐​290​‐​314​‐​400 P: ?
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Bromchlorid ist eine gasförmige Interhalogenverbindung, die aus den Elementen Brom und Chlor besteht. Brom hat in dieser Verbindung formal die Oxidationsstufe +1. Es handelt sich um eine kovalente Verbindung.

Geschichte

Erste Untersuchungen der Schmelz- und Siedekurven von Mischungen aus Chlor und Brom wurden schon am Anfang des 20. Jahrhunderts publiziert, wobei keine Verbindungsbildung nachweisbar war.^[7][8] Später beschrieben einige Autoren Beobachtungen, die auf eine mögliche Existenz einer Brom-Chlor-Verbindung hinwiesen, wobei weder die Zusammensetzung geklärt noch eine Herstellung realisiert werden konnte.^{[9][10][11][12]} Der erste Nachweis des Bromchlorids über den Vergleich von Dampfdruckkurven und die Isolierung der reinen Verbindung gelang Hermann Lux im Jahr 1930.^[4]

Herstellung

Die erste Herstellung von Bromchlorid erfolgte durch Hermann Lux mittels langsamer Destillation eines Chlor-Brom-Gemischs bei −70 °C.^[4] Die Verbindung lässt sich durch UV-Bestrahlung eines Chlor-Brom-Gemisches in Halogenkohlenwasserstoff (CF_nCl_4−n) herstellen.^[1]

Eigenschaften

Bromchlorid ist im festen Zustand eine ockergelbe Substanz, die bei −54 °C scharf schmilzt.^[4] Im Vergleich dazu schmilzt ein 1:1-Gemisch aus Chlor und Brom im Bereich zwischen −66 °C und −52 °C.^[4] Abweichende Schmelzpunktangaben für Bromchlorid anderer Autoren bei −66 °C^[1] oder −75 °C^[9] beruhen möglicherweise auf Messungen an Gemischen der Elemente. Die ockergelbe Schmelze siedet unter Normaldruck bei −5 °C, wobei schon ab 10 °C eine Zersetzung der Verbindung beobachtet wird.^[3] Im Kristallgitter werden zickzackförmige BrCl-Ketten gebildet.^[2] Die Verbindung kristallisiert in einem orthorhombischen Kristallgitter mit der Raumgruppe Cmc2₁ (Raumgruppen-Nr. 36)Vorlage:Raumgruppe/36.^[2]

In Wasser hydrolysiert die Verbindung zu hypobromiger Säure und Salzsäure.^[5]

${\displaystyle \mathrm {BrCl+H_{2}O\rightarrow HOBr+HCl} }$

In Gegenwart eines Überschusses an Chloridionen können Verbindungen mit dem Polyhalogenidion BrCl₂⁻ erhalten werden.^[5]

${\displaystyle \mathrm {BrCl+Cl^{-}\rightleftharpoons {BrCl_{2}}^{-}} }$

Verwendung

Bromchlorid wird bei der Herstellung von Lithium-Schwefeldioxid-Batterien^[13] verwendet. Außerdem wird es als Wirkstoff in Desinfektionsmitteln, Fungiziden und Algiziden eingesetzt.^[14]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 466.
2. ↑ ^{a b c} T. Drews, K. Seppelt: Bromine Monofluoride. In: Z. Anorg. Allg. Chem. 638, 2012, S. 2106–2110, doi:10.1002/zaac.201200293.
3. ↑ ^{a b c d e} Eintrag zu Bromchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ ^{a b c d e} H. Lux: Zur Kenntnis des Bromchlorids. In: Chem. Ber. 63, 1930, S. 1156–1158, doi:10.1002/cber.19300630525.
5. ↑ ^{a b c d} L. Kolditz: Anorganische Chemie. Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 528.
6. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Dipole Moments, S. 9-51.
7. ↑ P Lebeau: In: Compt. rend. Acad. Sciences. 143, 1906, S. 589.
8. ↑ B. J. Karsten: Über das gegenseitige Verhalten der Halogene speziell der Systeme Chlor-Brom und Chlor-Jod. In: Z. anorg. Chem. 53, 1907, S. 365–392, doi:10.1002/zaac.19070530126.
9. ↑ ^{a b} V. Thomas, P Dupuis: In: Comptes Rendus Hebdomadaires des Seances de l'Academie des Sciences. 143, 1906, S. 282.Volltext
10. ↑ M. Delepine, L Ville: In: Compt. rend. Acad. Science. 170, 1920, S. 1390.
11. ↑ G. S. Forbes, R. M. Fuoss: The Reaction Between Bromine and Chloride Ion in Hydrochloric Acid. Bromine Chloride. In: J. Am. Chem. Soc. 49, 1927, S. 142–156, doi:10.1021/ja01400a019.
12. ↑ S Barratt: In: Proc. Roy. Soc. London. 122, 1929, S. 582.
13. ↑ tayloredge.com: Lithium Battery Chemistry (PDF, engl.; 355 kB)
14. ↑ cdpr.ca.gov (englisch) (Memento vom 1. Juni 2010 im Internet Archive).