Bromchlorid

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]

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]

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]

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

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

1. 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. T. Drews, K. Seppelt: Bromine Monofluoride. In: Z. Anorg. Allg. Chem. 638, 2012, S. 2106–2110, doi:10.1002/zaac.201200293.
3. Eintrag zu Bromchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
4. H. Lux: Zur Kenntnis des Bromchlorids. In: Chem. Ber. 63, 1930, S. 1156–1158, doi:10.1002/cber.19300630525.
5. 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. 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).