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ANORGANISCHE CHEMIE

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Eigenschaften der subatomaren Teilchen

Masse(kg)

Atommas-seneinheiten Ladung (C) Ladunga

Elektron 9,1096.10-31 0,0005485803 -1,60219.10-19 -1

Proton 1,6726.10-27 1,007276 1,60219.10-19 +1

Neutron 1,6750.10-27 1,008665 0 0

aDie Einheit der Ladung ist die Elementarladung, d.h. e = 1,6022.10-19C

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Ordnungszahl (Z): Zahl der Protonen im Atomkern

Massenzahl (A): Gesamtzahl der Nucleonen, d.h. der Protonen und Neutronen

Massenzahl

Na2311Ordnungszahl

Atomsymbole

Isotope: Atome gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Massenzahl

o168 o17

8 o188

Beispiel: Isotope des Sauerstoffs

Vorkommen 99.759% 0,037% 0,204%

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1. Schale (2 Elektronen)

2. Schale (8 Elektronen)

3. Schale (18 Elektronen)

4. Schale (32 Elektronen)

Atomkern

Schalenstruktur der Elektronen im Atom

Valenzschale die äußerste Schale

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Das Periodensystem der Elemente

L. Meyer (1869), D. Mendeleew (1869)

Dimitri Mendeleev1834-1907

Ordnung nach zunehmender Atommasse: periodisches Auftauchen der Eigenschaften

Gruppen: Elemente mit ähnlichen Eigenschaften

Perioden: Elemente mit stufenweiseveränderlichen Eigenschaften

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Das Periodensystem der Elemente

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- Elektronenkonfiguration: 1s1,

- seine Sonderstellung im Periodensystem

- Isotope:- Wasserstoff (Protium), 1H (99,985 %) - Deuterium (schwerer Wasserstoff), 2H (0,015%),- Tritium, 3H (10-18 %, radioaktiv, Halbwertszeit: 12,35 Jahre)

Wasserstoff (H)

- Vorkommen- Erde (Erdkruste, Ozeane, Atmosphäre):

- 15% aller Atome,- Massenanteil: etwa 0,9 (m/m)%,

- im Weltall: Großteil der Sonne (Atomanteil: 88,6 %)

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G. N. Lewis1875-1946

kovalente Einfachbindung = ein Elektronenpaar,das zwei Atomen gemeinsam angehörtein Bindungsstrich = ein Elektronenpaar

Lewis-Theorie: das Erreichen der Edelgaskonfiguration als Ziel für jedes Atom

- bindendes El.paar

Die kovalente Bindung

H + H H:H oder H-H In einem Molekül werden die Atome durch kovalenteBindungen zusammengehalten.

..

9

Physikalische Eigenschaften

- Schmp. –259,1oC; Sdp. –252,7oC;

- kritische Temp./Druck: –240 oC/1310 kPa

Kritischer Druck: Druck, der mindestens ausgeübt werden muß, um ein Gas bei der krit. Temperatur zu verflüssigen.

Kritische Temperatur: höchste Temperatur, bei der ein Gas durchDruckausübung verflüssigt werden kann.

- Dichte: 76 kg/m3 (bei -259oC)0,09 kg/m3 (bei 0oC)

- großes Diffusionsvermögen, große Wärmeleitfähigkeit

- löslich in manchen Metallen (Pt, Pd, Ni)(z.B. in Palladium; 800mal größeres Gasvolumen des aufgenommenen Wasserstoffs, als eigenes Volumen von Palladium)

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Chemische Eigenschaften

- EN 2,1 (Elektronegativität)

- Elektronenaffinität: -67 kJ/mol;

H + e- H- Hydrid-AnionOxidationszahl: -1

Elektronenaffinität:

die umgesetzte Energie bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atomin Gaszustand (kJ/mol)

- Ionisierungenergie: 1320 kJ/mol;

H H+ + e- Proton + ElektronOxidationszahl: +1

Ionisierungsenergie:

die aufzuwendende Energie, um das am schwächsten gebundene Elektron im Grundzustand zu entreißen (erste Ionisierungsenergie)

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Naszierender Wasserstoff

- Wasserstoff in atomarem Zustand = naszierender Wasserstoff =Wasserstoff im Zustand des geboren werdens („in statu nascendi”)

(frisch entstehender Wasserstoff)

- Lebensdauer: etwa 0,5 s; sehr reaktionsfreudig

- Wirkung der Katalysatoren (Pt, Pd, Ni): Bildung von atomaremWasserstoff

- Bildung: bei hohen Temperaturen (etwa 4000oC)

- Herstellung: in Reaktionen von Wasser oder Säuren mit Metallen

Zn + H2SO4 ZnSO4 + 2H

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Molekularer Wasserstoff

- bei erhöhten Temperaturen: Reaktion mit zahlreichen Elementen, z.B. N2, S, Metalle

- bei Raumtemperatur: reaktionsträg(hohe Bindungsenergie: 436 kJ/mol!)

- Reaktion mit Fluor, Chlor und Sauerstoff

H2 + F2 2HF explosionsartige heftige ReaktionH2 + Cl2 2HCl Chlorknallgas,2H2 + O2 2H2O Knallgas (2:1)

- Metalloxide werden durch H2 reduziert:

CuO + H2 Cu + H2O

- mit Alkali- und Erdalkalimetallen: Bildung von salzartigen Hydriden

2Li + H2 2LiH Ca + H2 CaH2

H- + H3O+ H2 + H2O

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Herstellung

- Reaktion von verdünnten Säuren mit unedlen Metallen

z.B. Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 (Laborverfahren)

- Reaktion von amphoteren Metallen (Zn, Al) mit Laugen:

2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] + 3H2

- Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Wasser:

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2

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Kippscher Apparat

Petrus Jacobus Kipp(1808 -1864)

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- Elektrolyse: 2H2O 2H2 + O2 (sehr reines Produkt)

- Wassergas:

- Synthesegas:

C + H2O H2 + CO

CO + H2O CO2 + H2

CH4 + 2H2O CO2 + 4H2(Dampfreformierung)

kat.

Technische Herstellung

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Anwendung

• chemische Industie,

• Pharmaindustrie (katalytische Hydrierung),

• Herstellung von NH3, HCl,

• Lebensmittelindustrie (Margarinenherstellung),

• Arcatom-Schweißen

Wasserstoff-Stahlflasche: rot angestrichen, Linksgewinde, 12-15 MPa

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Wasserstoffwirtschaft

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Kernfusion

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Wasserstoffbombe (1952)

20Die Hindenburg-Katastrophe (1937)

Starrluftschiff

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Halogene

VII. Hauptgruppe F Cl Br I (At)

- Elektronenkonfiguration: ns2np5

- hohe Elektronegativität, hohe Reaktivität,- Halogen = Salzbildner,- zweiatomige Moleküle (X2)

Physikalische Eigenschaften

- Farbe: mit steigender Ordnungszahl vertieft- Aggregatzustand: Gas (F2, Cl2,), flüssig (Br2), fest (I2)

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Dispersionskräfte(Londonsche Kräfte)

Wechselwirkung zwischenunpolaren Molekülen

zwei unpolare Atomeoder Moleküle

momentane, fluktuierendeDipole benachbarter Teilchen

Anziehungskräfte zwischenden momentanen Dipolen

Intermolekulare Anziehungskräfte

Cl2 < Br2 < I2

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Chemische Eigenschaften

F–F Cl –Cl Br-Br I-I- Bindungsenergie: 159 kJ/mol 243 kJ/mol 192 kJ/mol 151 kJ/mol

(dπ–pπ partielle Bindung)

- Oxidationszahl: -I; +I, +III, +V, +VII

[selten +IV, (ClO2), bzw. +VI (Cl2O6)]

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..

..Cl:.....Cl: . +

..

..Cl:.....Cl: . oder Cl - Cl

Lewis-Theorie: das Erreichen der Edelgaskonfiguration als Ziel für jedes Atom

Die Elektronenkonfiguration der Edelgase: ns2np6 Oktett

Lewis-Theorie Oktettregel

kovalente Einfachbindung = ein Elektronenpaar,das zwei Atomen gemeinsam angehörtein Bindungsstrich = ein Elektronenpaar

Kovalente Bindung im Chlormolekül

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Reaktionen

- O2, N2 : keine direkte Reaktion

- mit Nichtmetallen: z.B. mit Phosphor 2P + 3Cl2 2PCl3

- mit Übergangsmetallen:

2Fe + 3Cl2 Fe2Cl6- mit Metallen:

2Na + Cl2 2NaCl heftige Reaktion

- Reaktion mit Wasserstoff: X2 + H2 2HX (Halogenwasserstoffe)

F2 (in Dunkel), Cl2 (unter Einw. von Licht), I2 (Gleichgewicht)

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ElektronegativitätDie Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronenin einem Molekül an sich zu ziehen.

- bindendes El.paar

H. + .Cl: H:Cl: oder H-Cl

- nichtbindende (einsame,freie) El.paare

..

.. ....

Polare kovalente Bindung: wenn zweiunterschiedliche Atome durch eine kovalente Bindungverknüpft sind, ist die Elektronenladung nichtsymmetrisch zwischen den beiden Atomkernen verteilt.

Kovalente Bindung im HCl Molekül

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- Reaktion mit Wasser:X2 + H2O HOX + HX

aber F2 + H2O 2HF + O

- Halogen-Halogenid Redoxreaktionen:

Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2

Cl2 + 2I- 2Cl- + I2

Br2 + 2I- 2Br- + I2

Reaktionen

Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2

Cl2 + 2I- 2Cl- + I2

Br2 + 2I- 2Br- + I2

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Fluor, F2

blaßgelbes GasSdp. –188°C, Oxidationszahl: -I

- sehr reaktionsfreudig: 3F2 + 3H2O 6HF + O33F2 + 2NH3 6HF + N2

Herstellung: Schmelzelektrolyse der Salze (1886)HF - KF

Anwendung: Kunststoffindustrie (Teflon)

Vorkommen in Mineralien: Fluorit (Flußspat) (CaF2), Kryolith (Na3[AlF6])

Henry Moissan

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Chlor, Cl2

- gelblich grünes Gas, stark giftig!, Sdp. -34°C

- „Chlorwasser” = Lösung von Chlor in Wasser

Cl2 2Cl•,Cl• + H2 HCl + H•H• + Cl2 HCl + Cl•

….

- Photochemische Reaktion mit Wasserstoff:

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- technisch: Elektrolyse von NaCl-Lösung

Herstellung von Chlor

Laboratorium:

4HCl + MnO2 MnCl2 + 2H2O + Cl2

2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Salzbergwerk in Wieliczka

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- Textil- und Papierindustrie: Bleichmittel- Entfernung von überschüssigem Chlor: mit Na2S2O3

Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O = 8HCl + H2SO4 + Na2SO4

- Synthese von HCl,- Desinfizierung des Trinkwassers,- Hypo-Herstellung (NaOCl),- Kunststoffindustrie (PVC)

Vorkommenin chlorhaltigen Mineralien:

z.B. Steinsalz (NaCl), Sylvin (KCl)

Anwendung von Chlor

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Als Redoxreaktionen werden jene chemischen Reaktionen bezeichnet, bei denen von einem Teilchen auf ein anderes ein Elektronenübergang stattfindet. Dabei verändert sich die Oxydationszahl der einzelnen Elemente. Oxydation bedeutet Elektronenabgabe, im algebraischen Sinne die Erhöhung der Oxydationszahl und Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme, d.h. eine Verringerung der Oxydationszahl. Diese beiden Prozesse sind zeitlich untrennbar, parallel zu einer Oxydation verläuft auch immer eine Reduktion und eine Reduktion wird auch immer durch eine Oxydation begleitet.

Grundlage beim Ordnen von Redoxreaktionsgleichungen ist, dass die Anzahl der vom Oxydationsmittel aufgenommenen Elektronen mit der Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen übereinstimmen muss. Bei den Oxydationszahlen handelt es sich um fiktive positive oder negative ganze Zahlen, die den Oxydationszustand gebundener Atome beziehungsweise von Ionencharakterisieren.

Die Schreibweise chemischer Gleichungen

(Chemisches Praktikum, S. 36)

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Die Schreibweise chemischer Gleichungen

(Chemisches Praktikum, S. 36)

Oxydation-Reduktion, Oxydationszahl, Aufstellen von Reaktionsgleichungen

Elektronenübergang, Oxydationszahländerung

Die Bestimmung der Oxydationszahlen der einzelnen Elemente

1. Die Oxydationszahl der reinen Elemente ist Null

2. Die Oxydationszahl der Atome von Molekülen aus verschiedenen Atomebestimmt man gemäß der Elektronegativität der Elemente

3. Die algebraische Summe der Oxydationszahl aller Atome innerhalb eineselektrisch neutralen Moleküls ist gleich Null, und stimmt in zusammengestztenIonen mit der Ladung überein

4. In einatomigen Ionen stimmt die Oxydationszahl mit der Ladung des Ionsüberein

5. In Molekülen in denen auch gleichartige Atome miteinander verbunden sindkönnen die in Bindung befindlichen Elektronen zwischen gleichen Atomen beider Bestimmung der Oxydationszahl keinem der Atome zugeordnet werden, und sind somit bei der Ermittlung der Oxydationszahl außer Acht zu lassen

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4HCl + MnO2 MnCl2 + 2H2O + Cl2

2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

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Brom, Br2

- rötlich braun, flüssig, Sdp. 58,8°C, - giftig, ätzend- löslich in Wasser, gelblich braune Lösung

HerstellungFreisetzung aus Bromiden mit Chlor

Anwendung- Pharmaindustrie,- Herst. der Photofilme (AgBr)

VorkommenMineralien: - Begleiter des Steinsalzes;

- in Salzseen (Totes Meer)

R–CH=CH2 + Br2 R–CHBr – CH2Br

- organische (z. B. CH2Cl2) Bromlösung

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Jod, I2

- graue Kristalle mit metallischem Glanz,- Schmp. 114°C, sublimiert,- violette Dämpfe

- sehr geringe Löslichkeit in Wasser, hell gelb (praktisch farblos)- Lösung in CCl4, violett- Lösung in Alkohol und Äther, braun

(infolge der Solvatation)

Herstellung

- Asche von Seealgen- Solequellen (Totes Meer)- Chilesalpeter

Jod löst sich in KI-Lösung auf:

I2 + KI K[I3]

Lugolsche-Lösung

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Anwendung von Iod

- Desinfektionsmittel,alkoholische KI-I2-Lösung = Jodtinktur

- Oxidationsmittel: oxidiert zahlreiche Verbindungen,

- Iodid (I-)-Ionen werden durch Oxidationsmittel zu I2 oxidiert

- quant. Bestimmung verschiedener (oxidierender) Stoffe,z. B. Fe3+, Chlorkalk, usw.: Jodometrie

2I- - 2e- I2

2Na2S2O3 + I2 2NaI + Na2S4O6

- Grundreaktionen der Jodometrie:

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Halogenwasserstoffe (H-X)

- Physikalische EigenschaftenHF HCl HBr HI Gase

- sehr gut löslich in Wasser(z.B. 450 l HCl-Gas in 1 l Wasser)

- wässrige Lösungen: azeotrope Gemische

- Bindungsstruktur

polare kovalente Bindung HF HCl HBr HIBindungslänge nimmt zuBindungsenergie nimmt abIonencharakter 43% 20% 5%Säurestärke nimmt zu

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Ionenbindung

- Bildung der Ionen

z.B. Na. + Cl. : . . . .

.Na . . . .

:.+ Cl + -

Ionenverbindungen im festen Zustand bilden IonenkristalleZwischen den Ionen wirken elektrostatische Anziehungskräfte

Gitterenergie:

Freigesetzte Energie, wenn Ionen aus dem Gaszustand zu einem Ionenkristallzusammengefügt werden.

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Intermolekulare Anziehungskräfte

HCl H Cl

Chlorwasserstoff

- Dipol-Dipol-Kräfte

δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+

δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ-

δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ-

Orientierung der polaren Molekülein einem Kristall

δ+ δ-

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- Sdp. 19,5°C (HCl -85°C)

- bei Sieden: H4F4 2H2F2 4HF (bei höheren T)

Sonderstellung von Fluorwasserstoff, HF

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Intermolekulare Anziehungskräfte: Wasserstoff-Brücken

Das Wasserstoffatom eines Moleküls und ein einsames Elektronenpaar amelektronegativen Atom eines anderen Moleküls ziehen sich gegenseitig an.

H Fδδ δ δ

FH

δ δH O

H H

OHδδ

H

Hδδ

H

N N

Hδ δH

H

Protonen-Donator: Molekül, welchesdas Wasserstoffatom zur Wasserstoff-brücke zur Verfügung stellt

Protonen-Akzeptor: Atom, dessenElektronenpaar sich an der Wasserstoffbrücke beteiligt

(Das Akzeptor-Atom muß rel. klein sein,z.B. N, O, F !)

Wasserstoffbrücke-Bindung

(rel. hoher δ+ Ladungsanteil am H-Atom)

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Halogenwasserstoffe (H-X)

- Physikalische Eigenschaften HF HCl HBr HI Gase

- sehr gut löslich in Wasser(z.B. 450 l HCl-Gas in 1 l Wasser)

- wässrige Lösungen: azeotrope Gemische

- Bindungsstruktur

pol. kov. Bindung HF HCl HBr HIBindungslänge nimmt zuBindungsenergie nimmt abIonencharakter 43% 20% 5%Säurestärke nimmt zu

- Sonderstellung von Fluorwasserstoff, HF- Sdp. 19,5°C (HCl -85°C)

- bei Sieden: H4F4 2H2F2 4HF (bei höheren T)

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Chemische Eigenschaften

- starke Säuren,- HF greift das Glas an:

SiO2 + 2H2F2 SiF4 + 2H2O SiF4 + H2F2 H2[SiF6]

- saure Salze: z.B. KHF2

HerstellungCaF2 + H2SO4 CaSO4 + H2F2

NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4

NaCl + NaHSO4 HCl + Na2SO4

H2 + Cl2 2HCl

PX3 +3H2O 3HX + H3PO3 X = Br, I

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Wichtige Vertreter der Halogenide

- Alkali- und Erdalkalihalogenide: gut löslich in Wasser(ausgenommen Fluorid-Salze)

Lithiumfluorid, LiF (Prismen, Strahlungsdetektor)Natriumfluorid, NaF (Fluoridierung)Natriumchlorid, NaCl (Elektrolyse, Speisesalz)Natriumbromid, NaBr (Herstellung von Bromwasserstoff im Labor)Natriumjodid, NaI (Behandlung gegen Iodmangel)Calciumfluorid, CaF2 (Flussspat, Flussmittel in der Metallurgie)Kaliumchlorid, KCl (Düngemittel)Kaliumbromid, KBr (Emulsionen auf Filmen

Behandlung von KrampfanfällenBeruhigungsmittel, Antiepileptikum)

Kaliumjodid, KI (Analytik, Behandlung gegen Iodmangel)Calciumchlorid CaCl2 Trocknungsmittel, Frostschutzmittel,

Abbindebeschleuniger im BetonStillung von Blutungen,KalkmangelkrankheitenGeschmackverstärker, Lebensmittelzusatzstoff

CaCl2•6H2O

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Nachweis von Halogenen, bzw. Halogeniden

a./ - I2 mit Stärke: blaue Einschlussverbindung(unter 40°C!)

- Br2, I2 (Herst. mit Chlorwasser): Ausschütteln mit CCl4 (oder CH2Cl2)Brom-Lösung: gelb (braun) Jod-Lösung: violett

X- + AgNO3 AgX + NO3-

AgCl + 2NH3 (aq) [Ag(NH3)2]Cl (aq) gut löslichweißAgBr + 2NH3 (aq) [Ag(NH3)2]Br (aq) schwerlöslichgelblich weiß

AgI + NH3 (aq) keine Reaktion unlöslichgelb

b./ Reaktion mit AgNO3AgF löslich!AgCl weißAgBr gelblich weißAgI gelb

Niederschläge

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Die Elemente der sechsten Hauptgruppe

- VI. Hauptgruppe: O, Sauerstoff 3,4S, Schwefel 2,6Se, Selen 2,6Te, Tellur 2,1Po, Polonium 2,0

- Elektronenkonfiguration: ns2np4

- Oxidationszahl: (-I), -II, +II, +IV, +VI

EN

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Sauerstoff, O2

- Phys. Eigenschaften:

- Sdp. -183°C,- blau,- 3 Isotope: 16O, 17O,18O

- Bindungsstruktur: hohe Bindungsenergie (494 kJ/mol)

paramagnetisch

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Chemische Eigenschaften

- mit Nichtmetallen:- kovalente Oxide, Anhydride von Säuren

SO2 + H2O H2SO3

- Atomgerüst-Oxide, z.B. (SiO2)

reaktionsfreudig bei höheren Temperaturen

- mit Metallen: Oxide (O2-) mit Ionencharakter; Anhydride von Basen

- O2- nur in Kristallen

- in wäßr. Lösungen: O2- + H2O 2 OH-

CaO + H2O Ca(OH)2

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Herstellung von Sauerstoff

Anwendung

- Medizin (Atmungsgas),- Metallurgie (Stahlgewinnung)- Schweißen

- Komprimiert in blauen Stahlflaschen;- Gewinde dürfen nicht gefettet werden (Explosionsgefahr!!)

- technisch: aus flüssiger Luft (frakt. Destillation)- Bildung (Laborverfahren):

2KMnO4 2K2MnO4 + MnO2 + O2

2H2O2 2H2O + O2

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2O2 Cr2(SO4)3 + K2SO4 +7H2O + 3O2

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Ozon, O3

- V-förmiges Molekül (116,4°),- diamagnetisch,- delokalisierte Bindungsstruktur

- sehr starkes Oxidationsmittel: O3 O2 + O

2 Ag + 2O3 Ag2O2 + 2O2 (Silber-peroxid)PbS + 4O3 PbSO4 + 4O2

Darstellung

”stille” elektrische Entladung

AnwendungVorkommen - Ozonschicht in der oberen Atmosphere,

- Smog

sehr wirksames Desinfektionsmittel

O2 O3UV-Licht

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UV Absorption von Ozon

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Bildung der Ozonschicht in der Stratosphäre (Chapman Reaktionen)

O2 + hν O + O λ < ~ 240 nm

O + O2 O3

O3 + hν O2 + O

O3 + O 2O2

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- Bindungsstruktur

- V-förmige Moleküle (104,5°)- Wasserstoffbrücke-Bindung- dreidimensionales Netzwerk, (H2O)n

- Physikalische Eigenschaften

- geschmacklos, geruchlos, farblos (blau) - Schmp. 0°C, Sdp. 100°C, maximale Dichte bei 4°C- Eis: 10% Volumenvergrößerung- gutes Lösungsmittel (Hydratation)

Wasser

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Die Struktur des Wassers (Eis)

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Chemische Eigenschaften von Wasser

reaktionsfähige Verbindung

- Autoprotolyse H2O H+ + OH-

H2O + H2O H3O+ + OH-

- Reaktion mit Metallen (spontane Reaktionen):

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2

- Mit manchen Metallen in Anwesenheit von Sauerstoff:4Fe + 2H2O + 3O2 4FeO(OH)

- Mit Halogenen, Kohlenstoff, Schwefel: nur bei erhöhten Temp.

- Mit Metalloxiden: Bildung von Basen Na2O + H2O 2NaOH

- Mit Nichtmetalloxiden: Bildung von OxosäurenSO3 + H2O H2SO4

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1° H = mit 10 mg CaO equivalente Ca-Mg-Salze in 1dm3 Wasser

veränderliche Härte Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2permanente Härte Ca2+, Mg2+ (in SO4

2-, Cl-, usw. -Salzen)

Härte des Wassers: gelöste Ca- und Mg-Verbindungen

Grad der Härte (deutsche Härte)

- Enthärtung: Ca(OH)2, Na2CO3; Na3PO4; Ionenaustausch

- Destilliertes Wasser, ionenfreies Wasser (Entsalzung)

z.B. FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl saure Lösung

Na2CO3 + H2O 2NaOH + H2CO3 basische Lösung

Protolyse von Salzen

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Nachweisreaktionen im Trinkwasser

- Wasserhärte- gesundheitsschädigende Ionen(Nachweis von Schwermetallen, Pb2+, Fe3+, Cd2+, Hg2+,

ferner NH3, NO2-, NO3

-,);

NH4Cl + K2[HgI4] + 4KOH HgO•Hg(NH2 )I + KCl + 7KI + 3H2O

Nachweis von NH3

Nessler-Reagenz: K2 [HgI4] / KOH

brauner Niederschlag

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Diphenylamin-Probe (mit Nitrit auch positiv)

HNO3

(HNO2)

Nachweis von NO3--Ionen

Diphenylbenzidin-Derivat;blaue Färbung

NH NN

Griess-Ilosvay-Reagenz

Nachweis von NO2--Ionen

Sulfanylsäure 1-Naphthylamin Azoverbindungrote Färbung

NH2

SO3H

+

NH2

NN SO3H

H2NHNO2

Nachweisreaktionen im Trinkwasser

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Schweres Wasser (Deuteriumoxid)

- D2O- Sdp. 101,42°C, Schmp. 3,82°C- Dichte 1,105 g/cm3

Vorkommen

- Regen (gering)- Salzseen (mehr)

Verwendung- in Atomreaktoren (Absorption von Neutronen)- in Forschung von Reaktionsmechanismen

Darstellung

Elektrolyse des Wassers + Destillieren

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Wasserstoffperoxid, H2O2

Bindungsstruktur

H-O-O-H

Eigenschaften- Sdp. 150°C, Schmp. –0,41°C- wasserähnlich

- zersetzlich: H2O2 H2O + O

- mittelstarkes Oxidationsmittel

H2SO3 + H2O2 H2SO4 + H2O

PbS + 4H2O2 PbSO4 + 4H2O

2NaI + H2O2 2NaOH + I2

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- H2O2 : schwache Säure,- Salze: Peroxide (-O-O-)2- z.B. Natrium-peroxid, Na2O2

Anwendung- 30%-ige wäßrige Lösung im Handel- Hyperol-Tablette: Harnstoff + H2O2 (Desinfektionsmittel)- Textilindustrie,- Kosmetika,- 1-2%-ige Lsg.: Desinfektionsmittel in der Medizin

Aufbewahren

nur in Plastikbehältern (Glas katalysiert seinen Zerfall)

- gegen stärkere Oxidationsmittel wirkt reduzierend:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2

CaCl(OCl) + H2O2 2CaCl2 + H2O + O2

Eigenschaften von Wasserstoffperoxid

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- zersetzliche, sehr schwache Säure, starkes Oxidationsmittel- Zerfall von HOCl

HOCl HCl + O3HOCl HClO3 + 2HCl

Oxide: unstabile Verbindungen- Oxosäuren: beständige Verbindungen

F2 + H2O OF2 + H2 OF2, Sauerstoff-fluoridfarbloses, giftiges Gas

Cl2 + H2O HCl + HOClOxidationszahlen 0 -1 +1

hypochlorige SäureSalzsäure

- Hypochlorige Säure

NaOH

Verbindungen von Halogenen mit Sauerstoff

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Natriumhypochlorit, NaOCl

Cl2 + 2NaOH NaCl + NaOCl + H2O

- Vorliegen: nur in wässrigen Lösungen- Anwendung: - Bleichmittel

- Desinfektionsmittel

2CaCl(OCl) + H2O + CO2 CaCO3 + CaCl2 + 2HOCl

gelöschter KalkChlorkalk

- grau-weisser Feststoff,- Anw.: Bleichmittel, Desinfektionsmittel

„Chlorkalk”Cl

Cl2 + Ca(OH)2 Ca + H2OOCl

Ignaz Semmelweis

Verbindungen von Halogenen mit Sauerstoff

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HOCl Hypochlorige SäureHClO2 Chlorige SäureHClO3 ChlorsäureHClO4 Perchlorsäure

Zunahmein der

oxidierendenWirkung

Zunahmein der

Säurestärke undStabilität

Chlorhaltige Oxosäuren

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Schwefel und Schwefelverbindungen

Physikalische Eigenschaften

- gelbe, spröde Kris., - Schmp.110-120°C, - Sdp. 445°C- unlöslich in Wasser, gut löslich in CS2

-Im festen Zustand, im Dampfzustand (beim Sieden):

S8 Moleküle mit cyclischer Struktur

Allotrope Modifikationen:- zwei kristalline Modifikationen

α-Schwefel (rhombisch) β-Schwefel (monoklin)

- amorpher Schwefelrhombisch Schwefel monoklin Schwefel

96,5°C

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Verhalten der S-Schmelze

im geschmolzenen Zustand:Sx, x = 2-106

112,8oC 250oC 350oC 444,6oC

Schmelzen viskose bewegliche SiedenFlüssigkeit Flüssigkeit

Temp.

über 1500°C: S2-Moleküle

68

Chemische Eigenschaften von Schwefel

EN: 2,5 Oxidationszahlen: -II, +II, + IV, +VI

SOCl2 (Sulfinylchlorid); SF4 (Schwefeltetrafluorid) (+IV)

SO2Cl2 (Sulfonylchlorid); SF6 (Schwefelhexafluorid) (+VI)

H2 + S H2S O2 + S SO2

Cl2 + 2S S2Cl2 C + 2S CS2

bei Raumtemperatur reaktionsträgbei höheren Temperaturen: Reaktion mit vielen Elementen

(Ausnahme: I2, N2, B, Edelmetalle)

69

Mit Metallen: Bildung von Sulfiden 2Na + S = Na2S

Natriumsulfid: Ionenverbindung, S2--Ionen existieren auch in wäßrigen Lsg.

Polysulfide: Metallsulfide lösen elementaren Schwefel auf( …-S-S-S-… ), z.B. CaS5

Vorkommen

- in elementarem Zustand in vulkanischen Lagerstätten2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

- in Mineralien: z.B. Pyrit, FeS2 (Eisendisulfid)Anwendung

• Herstellung von Schwefelsäure,• Herstellung von Pflanzenschutzmitteln,• Gummi-industrie,• kosmetische und pharmazeutische Produkte

Chemische Eigenschaften von Schwefel

70

Frasch Verfahren

Gewinnung vom elementaren Schwefel

71

Schwefel

72

Schwefelwasserstoff, H2S

- Sdp. -60°C,- giftig

- Löslich in Wasser: H2S + H2O HS-+ H2O+

- Mit Laugen: Sulfid-Salze: H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O

- Nachweis von Metallen: S2- + Pb2+ PbS(schwarzer NS)

- Brennbar: 2H2S + O2 2SO2 + 2H2O

73

Vorkommen - in vulkanischen Gasen, SO2 und H2S- in Mineralwassern: H2S

Anwendung Reagenz in der analytischen Chemie

- H2S wirkt reduzierend, und wird zu Schwefel oxidiert:

H2S + Br2 2HBr + S

2FeCl3 + H2S 2FeCl2 + 2HCl + S

H2SO4 + H2S H2SO3 + H2O + S

2NH3(aq) + H2S + (n-1)S (NH4)2Sn

Reaktionen von H2S

74

Oxidationszahl: +IV, +VI (selten +II, +III)

SO2 SO3

Oxide von Schwefel

75

Schwefeldioxid, SO2

- Sdp. -10°C, giftig

- löslich im Wasser: SO2 + H2O H2SO3(Säureanhydrid)

- Reduktionsmittel: SO2 + 2H2O + Br2 H2SO4 + 2HBr

- Vorkommen: in vulkanischen Gasen

- Anwendung: wirksam gegen MikroorganismenKonservierungs-, DesinfektionsmittelLebensmittelzusatzstoff

- leicht oxidierbar:2SO2 + O2 2SO3

- kann auch oxidieren (z.B. H2S + SO2…)

76Halema’uma’u

Vulkanische Gase

77

Schwefeltrioxid, SO3

- planare Moleküle- Modifikationen: SO3, flüssig, Sdp. 44,8oC

(SO3)n fest- starkes Oxidationsmittel

- Reaktion mit Wasser: SO3 + H2O H2SO4

- Herstellung: durch Oxidation von SO2

- Anwendung: Schwefelsäure-Herstellung

Schwefelsäure

78

Schwefelhaltige Oxosäuren

- existiert nur in wäßrigen Lösungen, - mittelstarke Oxosäure,- Reduktionsmittel, läßt sich zu Schwefelsäure oxidieren

z.B. H2SO3 + Br2 + H2O H2SO4 + 2HBr

- normale Salze: Sulfite SO32- ; z.B. Na2SO3

- saure Salze: Hydrogensulfite, HSO3-, NaHSO3

In Wasser sind nur die Alkali- und Ammoniumsulfite löslich.

Schweflige Säure, H2SO3

79

- Sulfite reagieren mit Schwefel:

Na2SO3 + S Na2S2O3 Natriumthiosulfat

-Natriumsulfit, Na2SO3•7H2O Anw. in Fotografie, KonservierungsmittelAntioxidans für Lebensmittel

- Natriumhydrogensulfit, NaHSO3existenzfähig nur in wäßrigem Milieu

Na2S2O5 + H2O 2NaHSO3

- Natriumdisulfit, Na2S2O5bekannt auch im kristallinen Zustand

Anwendung: Fotografie, Konservierung

Salze der schwefligen Säure

80

Schwefelsäure, H2SO4

- Zersetzung : H2SO4 SO3 + H2O

- azeotropes Gemisch: 98,3% H2SO4 - 1,7 % H2O Sdp. 330°C

- flüssig, - Sdp. 290°C (100%-ig)

Bei azeotropen Gemischenhat der Dampf die gleiche Zusammensetzung wie die Flüssigkeit

sie destillieren ohne Änderung der Zusammensetzung bei konstanter Temperatur

- Hygroskopische Wirkung, org. Materialien verkohltkonz. Schwefelsäureleitet den el.Strom nicht

H2SO4neutraleMoleküle

- Verdünnen: einfließen Schwefelsäure in das Wasser!

81

- Reaktion mit Metallen:

in verdünnter H2SO4H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

in konz. H2SO4:2H2SO4 + Cu CuSO4 + SO2 + 2H2O

cc. H2SO4 + Fe keine Reaktion

H2SO4 H+ + HSO4-

HSO4- H+ + SO4

2-

- Dissoziation in verd. Lösungen: starke zweiprotonige Säure

Eigenschaften der Schwefelsäure

- Reaktionen mit Nichtmetallen (C, S, P) : nur bei Erhitzen

z.B. 2H2SO4 + C CO2 + 2SO2 + 2H2O

82

4

Kupfer(II)sulfat CuSO4•5H2O (Kupfervitriol)Astringierendes Mittel Brechmittel, Borfeauxbrühe, zur Behandlung der Moderhinke

Bleisulfat PbSO4Malerfarbe, Anayltik

Natriumsulfat Na2SO4•10H2O (Glaubersalz)Abführmittel, Latentwärmespeichermaterial, Säureregulator, Trägersubstanz

Johann Rudolph Glauber1604-1670

Kaliumsulfat K2SO4 (Kalisalz)Farbstoff-, Sperngstoff-, Lebensmittelindustrie

Kalciumsulfat CaSO4•2H2O (Gips)CaSO4•1/2H2OCaSOBaustoff, Gipsverband

Bariumsulfat BaSO4 (Baryt, Schwerpat)Röntgenkontrastmittel

Salze der Schwefelsäure: Sulfate

83

Wärmespeicher

84

Marienglashöhle Friedrichroda im Thüringer Wald

85

Thioschwefelsäure, H2S2O3

Fotografie

Na2S2O3 + 2HCl 2NaCl + SO2 + S + H2O

„Antichlor”

Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl

AgBr + 2Na2S2 O3 NaBr + Na3[Ag(S2O3)2]

In freiemZustand unbekannt, zersetzlich

Salze: Thiosulfate

Natriumtiosulfat: Na2S2O3.5H2O

Zerfall in saurem Millieu:

86

Selen (Se)

Verwendung, biologische Bedeutung

Anti-Schuppen-Haarshampoos

Vorbeugung / Therapie von Pityriasis versicolor, einer durch einen Hefepilz

verursachten Hauterkrankung

unterstützend in der HIV-Therapie

essentielles Spurenelement

Milchviehfütterung

Knoblauch und Paranuss: Selenquellen

wirkt in höheren Konzentrationen jedoch stark toxisch

Bis dato wurden mindestens 25 Selenoproteine im menschlichen Genom entdeckt

87

Elemente der fünften Hauptgruppe

Stickstoff, N2

Physikalische Eigenschaften

- farbloses, geruchloses Gas- Sdp. –196°C

Vorkommen

Luft: 78,095% N2(20,939% O2, 0,935% Edelgase, 0,031% CO2)

V. Hauptgruppe: ns2np3,N, P NichtmetalleAs, Sb HalbmetalleBi Metall

88

Herstellung- aus flüssiger Luft (technisch)- in Labormaßstab:

NH4NO2 N2 + 2H2O

- bei Raumtemp.: 6Li + N2 2Li3N Litium-nitrid

- in seinen Verbindungen: tetraedrische Orientierung der Bindungen, Koordinationszahl: 4

Chemische Eigenschaften

- Bindungsenergie: 946 kJ/mol- unpolare, kaum polarisierbare, reaktionsträge Moleküle

1 σ + 2 π Bindungen

AnwendungSynthese von Ammoniak:

N2 + 3H2 2NH3

EN 3,0

89

Wasserstoffverbindungen von Stickstoff

Ammoniak, NH3

- stechend riechendes Gas,- Sdp. –33°C,- leicht verflüssigbar

- Auflösen der Alkali- und Erdalkalimetalle(blaue Lösungen), leiten den elektrischen Strom,

- in Anwesenheit des Fe(NO3)3 Katalysators:

2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2

In flüssigen Zustand: Autoprotolyse

2NH3 NH4+ + NH2

-

90

-sehr gut löslich in Wasser: H2O + NH3 NH4

+ + OH-

schwache Base, pKa = 9,25

- Anwendung- Landwirtschaft,- Herstellung von Düngemitteln (NH4NO3),- in Kühlanlagen

- Komplexbildner:AgCl + 2NH3(aq) [Ag(NH3)2]Cl(aq)

- Nachweis Nessler-Reagenz

- Reaktion mit Säuren in wäßrigem Milieu:HCl + NH3(aq) NH4Cl

3O2 + 4NH3 2N2 + 6H2O

- brennbar, in Sauerstoff verbrennt:

- Verbrennung in Anwesenheit von Pt Katalysator: 5O2 + 4NH3 4NO + 6H2O

Eigenschaften von Ammoniak

91

Hydrazin, H2N-NH2

- flüssig- Sdp. 113°C,- zweiwertige Base

- sehr starkes Reduktionsmittel, Oxidation zu N2- brennbar, große Verbrennungswärme (Raketentreibstoff, Hypergol)

92

Stickstoffwasserstoffsäure (Azoimid): HN3

Hydroxylamin, NH2OH

- Schmp. 33°C- schwaches Reduktionsmittel

- zersetzliche Flüssigkeit (Explosionsgefahr), Sdp. 36°C

- Molekülstruktur: lineare Anord. der N-Atome- Salze: Azide; Alkaliazide: wasserlösliche giftige Stoffe (Zellgifte)

Schwermetallazide: explosive Stoffe, (z.B. Pb(N3)2)

Airbag: 10 NaN3 + 2 KNO3 → 5 Na2O + K2O + 16 N2

93

Oxide und Oxosäuren von Stickstoff

- zahlreiche Oxide:

N2O, NO (N2O2) neutrale Oxide

NO2 (N2O4), N2O3, N2O5 saure Oxide

- selbständige Moleküle, ausgenomm. N2O5

- Anhydride: Bildung von Oxosäuren in Reaktionen mit Wasser

Salpetrige Säure

Salpetersäure

N2O3 + H2O 2HNO2

N2O5 + H2O 2HNO3

- NO2: gemischtes NO2 + H2O HNO2 + HNO3Anhydrid

94

- Herstellung: NH4NO3 N2O + 2H2O(vorsichtiges Erwärmen)

- farbloses Gas mit süßlichem Geruch; bei Einatmen Narkose

Stickstof(I)-oxid, N2O (Distickstoff-monoxid;Lachgas)

95

- Herstellung:4NH3 + 5O2 4NO +6H2O (Pt Katalysator)

- Bildung:3Cu + HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

- Gas, verflüssigt N2O2

NO ungepaartes Elektron, paramagnetischN2O2 diamagnetisch

- farbloses, giftiges, sehr reaktionsfähiges Gas,- an der Luft wird braun

2NO + O2 2NO2

Stickstoff(II)-oxid, NO (Stickstoffmonoxid)

96

Molekül des Jahres 1992

Nobel Preis für Medizin 1998

97

Abbildung: Die Wirkungsweise von NO in Blutgefäßen1=Blutgefäßinnenraum (Lumen)2=Endothel (Tunica intima)3=Muskelschicht (Tunica media)4=Gefäßhülle (Tunica externa)

Wirkung von NO

98

Stickstoff(III)-oxid, N2O3

- Sdp.: -10 °N2O3 + H2O 2HNO2

Salpetrige Säure

N2O3 NO + NO2

99

Stickstoff(IV)-oxid, NO2 (Stickstoffdioxid)

- gemischtes Anhydrid von HNO2 und HNO3:

2NO2 + 2NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O

- Anwendung: Herstellung von Salpetersäure(eingeleitet in Wasser in Anwesenheit von O2)

- Dimerisierung:

2NO2 N2O4rötlich-braunes Gas farblose Flüssigkeit

paramagnetisch diamagnetisch

NO2/N2O4 Verhältnis im Gleichgewichts-gemisch bei 64°C beträgt 1:1

100

Stickstoff(V)-oxid, N2O5

2N2O5 4NO2 + O2- zersetzlich:

Salpetersäure

- Schmp.: 30 °CN2O5 NO3

- + NO2+

N2O5 + H2O 2HNO3

101

Salpetrige Säure, HNO2

- zersetzlich, nur in wäßrigem Milieu existiert,- wäßrige Lösung: blau:

3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O- wirkt oxidierend:

H2S SI- I2

- gegen stärkere Oxidationsmittel wirkt reduzierend:

NO2- NO3

-

- Salze: Nitritez.B. Natriumnitrit, NaNO2

In Pökelsalz, Koservierungsmittel(Clostridium Botulinum, Botulinumtoxin, Botox – „Faltenkiller”)Nitrite haben eine blutdrucksenkende und gefäßerweiternde WirkungGiftig, krebserregend

- Nachweis (NO2- ): Griess-Ilosvay-Reagenz

KMnO4

102

Salpetersäure, HNO3

- flüssig, - in der Luft „raucht”,- Sdp. 84°C

- azeotropes Gemisch mit Wasser: 69,2 (m/m)%, Sdp. 122°C

-elektrolytische Dissoziation in Wasser:

HNO3 + H2O NO3- + H3O+

- in wasserfreiem Zustand: neutrale Moleküle

- Zerfall der cc. Salpetersäure :2HNO3 2NO2 + H2O + „O”

unter Einwirkung von Licht und Erwärmen

- Protonierung durch konz. Schwefelsäure:

HNO3 + H2SO4 H2NO3+ + HSO4

-

H2NO3+ NO2

+ + H2O

103

- Fe, Al werden in cc. Salpetersäure passiviert

- starkes Oxidationsmittel, Reduktion zu NO oder NO2

- heisse cc. Salpetersäure ist fähig, einige Nichtmetalle, wie S, P, C, As, und die Metalle (ausg. Au, Pt, Ir) aufzulösen.

-Königswasser (3:1 Gemisch von cc. HCl und cc. HNO3)

HNO3 + 3HCl 2Cl + NOCl + 2H2OAu + 2Cl + NOCl AuCl3 + NO

- Herstellung: 4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3

- Salze: Nitrate, alle sind wasserlöslichbei Erhitzen: Abgabe von Sauerstoff (Pyrotechnik)

Natriumnitrat, NaNO3Kaliumnitrat, KNO3Ammoniumnitrat, NH4NO3

- Nachweis (NO3-): Diphenylamin-Probe

Eigenschaften der Salpetersäure

104

- El.konfiguration: 3s23p3

- Hybridisierung: sp3d- Oxidationszahlen: +III, +IV, +V

Allotrope Modifikationen- weißer-(gelber) Phosphor (P4),- roter Phosphor (Px),- schwarzer Phosphor :

Phosphor und Phophorverbindungen

Struktur von P4

105

- Verbrennung: P4 + 5O2 P4O10 (P2O5)

Phosphoreszenz (P4O6)

- mit Nichtmetallen:P4 + 6Cl2 4PCl3PCl3 + Cl2 4PCl5

- mit Metallen: P4 + 6Ca 2Ca3P2Calciumphosphid

Chemische Eigenschaften von Phosphor

106

Phosphin (Phosphan), PH3

- in der Luft leicht oxidierbar, selbstentzündlich

Ca3P2 + 6H2O 3Ca(OH)2 + 2PH3

- giftig (Nagetierbekämpfung)

Phosphorhalogenide- Phosphortrichlorid, -bromid, -jodid, PX3, (X= Cl, Br, I)- Phosphoroxychlorid, POCl3- Phosphorpentachlorid, -bromid, PX5, (X= Cl, Br)

Anwendung:wichtige Halogenierungsmittel:(besonders in organischen Reaktionen):

R-OH R-XPX3

107

Oxide des Phosphors

P4O10 + 2H2O HPO3 Metaphosphorsäure

HPO3 + H2O H3PO4 Ortophosphorsäure

P4O10 + 4H2O 2H4P2O7 Diphosphorsäure

Phosphor(III)-oxid, P4O6, Phosphor(V)-oxid, P4O10

OPPO

O P

OO

P

OOP

PO

O P

OO

P

O

O

O

O

O

- weißer krist. Stoff- sehr hygroskopisch

108

Phosphorsäure, H3PO4

- Schmp. 42oC, beständige Verbindung

H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ K1 = 1,1*10-2

H2PO4- + H2O HPO4

2- + H3O+ K2 = 1,2*10-7

HPO42-+ H2O PO4

3- + H3O+ K3 = 1,8*10-12

- bei Erwärmen Metaphosphorsäure, bzw. Diphosphorsäure- Dissoziation in 3 Schritten:

[H3PO4] . [H2O][H2PO4

-] . [H3O+]K1 =

Anwendung- Lebensmittelindustrie

109

primäre, secundäre, tertiäre Phosphate

- Natriumdihydrogenphosphat, NaH2PO4, primär

- Dinatriumhydrogenphosphat, Na2HPO4, secundär

-Trinatriumphosphat, Na3PO4, tertiär

Zusatz in WaschmittelnLebensmittelzusatzstoff (Schmelzkäse)Phosphaten in Gewässern resultieren ein verstärktes Algenwachstum

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 „Superphosphat”Düngemittel

Vorkommen: Ca5(PO4)3F, Fluorapatit (Cl, OH) Ca3(PO4)2, PhosphoritCa10(PO4)6(OH)2 Hydroxyapatit (Knochen)

Salze der Phosphorsaure

110

Kohlenstoff und seine Verbindungen

Allotrope Modifikationen

Graphit DiamantC-C 141 pm C-C 154 pm

335 pm

120o 109,5o

111

Graphit Diamant

- sp2 hybr. C-Atome, - sp3 hybr. C-Atome- weicher, schwarzer Festkörper, - hart, transparent- elektrischer Leiter - elektr. Isolator- Schmp. etwa 3700oC - Schmp. 3750oC- unlöslich - unlöslich

Eigenschaften von Graphit und Diamant

112

- dritte kristalline Modifikation von Kohlenstoff- künstlich hergestellte C60, bzw. C70 Moleküle- löslich in organischen Lösungsmitteln- Zusatzstoff in Anti-Aging-Cremes (Radikalfänger)

Fullerene („Buckyball”)

113

Richard Buckminster FullerGeodätische Kupel

114

Graphen

115

Natürlich vorkommende und künstlich hergestellte Kohlesorten

Massenanteil von Kohlenstoff in der Erdkruste: 0,03 %- elementar: Graphit, Diamant- verschiedene Kohlesorten

Anthrazit ( >90 % C)Steinkohle (75-90 % C)Braunkohle (<75 % C)

- C-haltige MineralienCarbonate (z.B. CaCO3)Erdöl, Erdgas

- org. Verbindungen in Lebewesen

künstlich hergestellte Kohlen- Koks (aus Steinkohle)- Aktivkohle: - sehr poröser Kohlenstoff

Herst.: aus Holz, Torf, org. Materialiengroße Oberfläche Absorbenz

- Ruß: unvollständige Verbrennung von Erdöl, Erdgas, Acetylen

116

Elektronenkonfiguration im Kohlenstoffatom. Hybridisierung

1s22s22p2

1s2

2s2

2p2

1s2

sp3 HybridorbitaleHybridisierung

1 + 3 Atomorbitale werden kombiniert: vier gleichwertige sp3 Hybridorbitalesp2, sp Hybridisierung

- Struktur von Methan:vier gleichwertigeBindungen

117

- mit H2, X2, O2 Reaktion nur bei hohen Temperaturen

- Wassergas: C + H2O CO + H2

- Generatorgas C + Luft CO + N2

CaC2 + 2H2O C2H2 + Ca(OH)2

- mit Metallen: stöchiometrische Carbide, z.B. CaC2

nicht-stöchiometrische CarbideWolfram-carbid: WC, W2CStahl: Fe3C,

Chemische Eigenschaften von Kohlenstoff

118

Oxide von Kohlenstoff

Kohlenmonoxid, CO

- Molekülstruktur: analog zu N2- giftig- Herst. in Labor: HCOOH CO + H2O

- Reaktion mit NaOH: NaOH + CO HCOONa

- brennbar: 2CO + O2 2CO2 ∆H = -283 kJ

:N N:

Kohlendioxid, CO2

- in festem Zustand: TrockeneisTemperatur unter atm. Druck: -78,5oC

- Säureanhydrid: CO2 + H2O H2CO3

- Herst. in Labor:CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O+ CO2

Kohlensäure

119

Kohlensäure, H2CO3

H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+ K1 = 4,15*10-7

HCO3- + H2O CO3

2- + H3O+ K2 = 5,2*10-11

CO2 + H2O H2CO3

- zweiprotonige schwache Säure

- elektrolytische Dissoziation in zwei Schritten:

- zersetzlich, existiert nur in wäßr. Lösungen

120

CaCO3 + H2O + CO2 Ca(HCO3)2

-Natriumcarbonat Na2CO3*10H2O Soda, Wasserenthärter, Lebensmittelzusatzstoff, Glasindustrie, Verseifung

- Natriumhydrogencarbonat NaHCO3 Backpulver, Magensäure

- Kaliumcarbonat K2CO3 Pottasche, Schmierseifen, Düngemittel

- Kaliumhydrogencarbonat KHCO3 LebensmittelzusatzstoffBacktriebmittel, Lebkuchen

- Ammoniumcarbonat NH4)2CO3 Hirschhornsalz, Riechsalz

- Calciumcarbonat CaCO3 Kalkstein, Marmor

- Magnesiumcarbonat MgCO3 Magnesit

- Calcium-magnesium-carbonat CaMg(CO3)2 Dolomit

- Carbonate- Hydrogencarbonate

Salze der Kohlensäure

121

Sonstige C-haltige Verbindungen

- Schwefelkohlenstoff, CS2

- Sdp. 46oC,- Lösungsmittel, entzündlich, giftig

- Cyanwasserstoff (Blausäure), HCN

sehr schwache Säure, Sdp. 26,5oC

2NaCN + H2O + CO2 2HCN + Na2CO3

Durch Oxidation gehen die Cyanide in weniger giftige Cyanate über:

CN- OCN-Ox.

Salze: Cyanide (hochgiftige Verbindungen)z.B. Kaliumcyanid, KCN,

Cyanid Cyanat

122

Thiocyansäure, HSCN

- Salze: Thiocyanate, z.B. Kaliumthiocyanat, KSCNAmmoniumthiocyanat, NH4SCN

- Reagenzien in der anal. Chemie

Cyanamid, H2N C N

- giftig- Calciumcyanamid, CaN-CN, (Kalkstickstoff), Düngemittel

123

METALLE

Physikalische Eigenschaften- elektrische Leitfähigkeit- hohe Wärmeleitfähigkeit- metallischer Glanz- Verformbarkeit- Kristallstruktur

hexagonal-dichtesteKugelpackung

Dichte: höher, als die der Nichtmetalle

Leichtmetalle: ρ < 5 kg/dm3

(Alkalimetalle, Al, …)

Schwermetalle: ρ > 5 kg/dm3

(Eisen, Blei, Gold, Silver,…)

Schmelzpunkt:Kalium: 63,7oC………Wolfram. 3400oC

Elektrische Leitfähigkeit:beste Leiter: Cu 65 Ag 66 Au 49 MS/m

kubisch flächenzentriert

kubisch innenzentriert

124

Chemische Eigenschaften der Metalle

- bilden Kationen

- Oxide und Hydroxide sind basisch

- niedrige Ionisierungsenergie und Elektronegativität

- metallische Bindung

Vorkommen der Metalle

Mineralien (Erze)Oxide: AlO(OH) Bauxit

Fe2O3, Fe3O4Carbonate: MgCO3, CaCO3, ZnCO3Sulfide: CuFeS2, ZnS, HgS, PbSChloride: NaCl, KClSulfate: BaSO4Silicate

Gediegen (reine Form): Au, Pt, Os, Ir, Pd, …

125

Lithium

-Schmp. 179oC

-ρ = 0,53 g/cm3

am wenigsten reaktionsfreudiges Element der Gruppe

4Li + O2 2Li2O

An der Luft: Li Li3N (Lithiumnitrid)

2Li + H2 2LiH

- Flammenfärbung: rot

Lithiumcarbonat: gegen bipolare Affektstörungen, Manie, Depression undCluster-Kopfschmerzgeringe therapeutische Breite

126

Natrium

- Schmp. 98oC-ρ = 0,97 g/cm3

sehr reaktionfreudig: H2, O2, X2, S, mit vielen Verbindungen

2Na + O2 Na2O2 Natriumperoxid

(Na2O Natriumoxid)

- Flammenfärbung: gelb (589 nm)

- Vorkommen: Steinsalz (NaCl)

- VerbindungenNatriumhydroxid, NaOH (Natronlauge): starke BaseNatriumchlorid, NaCl, Steinsalz: TafelsalzNatriumcarbonat, Na2CO3, SodaNatriumhydrogencarbonat, NaHCO3

Na+-Ionen spielen eine wichtige Rolle bei der Entstehung und Weiterleitungvon Erregung in Nervenzellen

127

Kalium

Schmp. 63,5oC ρ = 0,86 g/cm3

- Flammenfärbung: hell violett(im Falle von Na-Verunreinigung: Untersuchung durch Cobaltglas)

- Eigenschaften: wie bei Natrium, aber noch reaktionsfähiger

- Vorkommen: in oberen Schichten der Steinsalz-Lagerstätten (KCl)

- Verwendung: Herstellung von K-haltigen Düngemitteln

- VerbindungenKaliumhydroxid, KOH, sehr starke BaseKaliumchlorid, KCl, Kaliumsulfat, K2SO4, DüngemittelKaliumpermanganat, KMnO4, OxidationsmittelKaliumhexacyanoferrat(II), K4[Fe(CN)6]

Biologische Bedeutung: Regulation des Membranpotentials

128

Metalle der II. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle)

II. Hauptgruppe: Be, Mg, Ca, Sr, Ba

- Elektronenkonfiguration: ns2

- EN: 1,0

Calcium Stroncium Barium

- Atomradien: Ca 197 Sr 215 Ba 222 pmK 223 Rb 236 pm

- Ionradien: Ca2+ 99 pmK+ 133pm

- Schmelzpunkt, Dichte, Härte: höher, als bei den Alkalimetallen

129

Chemische Eigenschaften der Erdalkalimetalle

- Oxidationszahl: +II, Ionenverbindungen- Reaktion mit Wasser- Flammenfärbung: Ca ziegelrot

Sr karminrotBa hell grün

Alkali- und Erdalkalihydride

- salzartige Verbindungen, FeststoffeNa+H- Ionenbindung

- Reaktion mit Wasser: CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2

mit Ammoniak: NaH + NH3 NaNH2 + H2

: 4LiH + AlCl3 Li[AlH4] + 3LiClmit AlCl3

130

Magnesium

Reaktionsfreudig: O2, H2O, CO2

Reduktionsmittel: 2HCl + Mg = MgCl2 + H2

131

Magnesium-oxid (MgO)

3Mg + CO2 = 2MgO + C

MgO + H2O = Mg(OH)2

Säureregulator, Erzeugung von Feuerfestmaterialien

Magnesium-klorid MgCl2*6H2OMagnesium-sulfat MgSO4*7H2O

Bittersalz, in Mineralwasser

Magnesium-trisilikat 3SiO2*2MgOTalkum

Magnesiumverbindungen

132

Calcium

Calcium ist das fünfthäufigste Element der Erdkruste

Calcium ist ein Mengenelement in dem Organismus

Knochen (Hydroxyapatit)

Innerhalb der Zellen ist Calcium an der Erregung von Muskeln und Nerven beteiligt

Die empfohlene Tageszufuhr für Erwachsene liegt bei 1000 mg

Strontium

In der Natur verbreitet (Sulfat, Carbonat)

Der menschliche Körper unterscheidet kaum zwischen Calcium und Strontium

Strontiumranelat: Behandlung der Osteoporose

133

Halbmetalle und ihre Verbindungen

Be B, Al Si, Ge As, SbII. III. IV. V. Hauptgruppe

Bor und Borverbindungen

- Elektronenkonfiguration: 2s2p

- Physikalische Eigenschaften

- Schmp. 2300oC, ρ = 2,34 g/cm3, EN = 2,0

- dunkelgrau, hart, metallisch glänzend, Halbleiter

- Kristalltyp: Atomgerüst(mit schwachem metallischem Charakter)

134

Chemische Eigenschaften von Bor

Vorkommen- H3BO3, Borsäure, in Heilquellen- Na2B4O7*10H2O, Borax

- mäßig reaktionsfreudig (F2, X2, O2, S)

4B + 3O2 2B2O3

- reduzierend:3SiO2 + 4B 3Si + 2B2O3

B3+ unbekannt, Bor bildet stets kovalente Moleküle

BF3 + HF H[BF4]

trigonale planare Struktur(Elektronensextett)

BFF

FB

F

FF

F

tetraedrisch

135

- bei Erwärmen: Wasserabspaltung (Orthoborsäure Metaborsäure)

H3BO3 HBO2 + H2OMetaborsäure

H3B3O6trimere Ringstruktur

O

BO

B

OB

OH

OH

HO

B

O

OO

H H

H

H

H

H

H

O

O

O

O

B BO

O

H

- weiche Kristalle mit Schichtenstruktur

- schwachesDesinfektionsmittel

Borsäure (Orthoborsäure), H3BO3

B(OH)3 + H2O [B(OH)4]¯+ H3O+

Einwertige schwache Säure, schlecht löslich in Wasser

136

Tetraborsäure, H2B4O7

B

BBB

O O

OO

OOH

OH OH

OHO

OO

OOB

B B

B

OH

HO

2 H 2O + 2 H +

H2B4O7 [B4O5(OH)4]2¯

Borax, DinatriumtetraboratNa2B4O7*10H2O Na2[B4O5(OH)4]*8H2O

wäßrige Lösung: basische Reaktion (pH 9,2 (0,1 mol/dm3)

H2B4O7 + 5H2O4H3BO3

Tetraborsäure

--

In Seife, in Waschmitteln, in Desinfektion- und Bleichmitteln, in Insektiziden

137

Aluminium und seine Verbindungen

III. Hauptgruppe, p-Block

Physikalische Eigenschaften

- ρ = 2,7 g/cm3, - Schmp. 660oC, EN = 1,5 - gut Leiter

Chemische EigenschaftenHalbmetall, erhebliche Ionisierungsenergie,

3 σ Bindungen, Elektronenmangel

Komplexbildung: [AlF6]3- [Al(H2O)6]3+ oktaedrische Struktur

- Auflösen in Säuren

- Auflösen in Laugen

2Al + 6HCl +12H2O 2[Al(H2O)6]Cl3 + 3H2

2Al + 2NaOH +10H2O 2 Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3H2

138

Aluminiumchlorid, AlCl3 (Al2Cl6)

[AlCl4] Koordinationseinheiten, dimere StrukturSchmp. 192oC (unter Druck), sublimierbar

- Chlorbrücke zwischenden Al-Atomen

- hygroskopisch- Katalysator (Lewis-Säure) (org. Chemie)

- zieht die Hautporen zusammen

- Herstellung von Al: Elektrolyse der Al2O3-Schmelze

- Vorkommen: Bauxit; in Erdmineralien

139

Charles Martin Hall (1886), Paul Héroult (Elektrolyse von Al2O3)

140

- Aluminiumoxid Al2O3

Adsorbenz, löslich in Säuren und in Basen

- Aluminiumhydroxid Al(OH)3 oder [Al(H2O)3(OH)3]

Adsorbenz

- Aluminiumsulfat Al2(SO4)3.18H2O

- Kaliumaluminiumsulfat, KAl(SO4)2*12H2OAlaun (Deodorant, adstringente Wirkung)

Biologische Bedeutung:

Mit der Nahrung täglich 25 mg werden aufgenommenkein Zusammenhang zwischen der Aluminiumaufnahme und der Alzheimer-KrankheitNeurotoxischAl begünstigt Arthritis

Aluminiumverbindungen

141

Silicium und seine Verbindungen

- Physikalische Eigenschaften

- Schmp. 1414oC, Sdp. 2630oC- ρ = 2,33 g/cm3

- hellgrau, metallisch glänzend, hart- Halbleiter- sehr verbreitet, 26 (m/m)% in der Erdkruste

- Chemische Eigenschaften

- chemisch inaktiv- Reaktionen nur bei erhöhten Temperaturen (X2, O2, C, …)- reagiert mit Laugen:

Si + 2NaOH Na2SiO3 + H2

142

Silane

Siliciumhalogenide

Cl Si

ClCl

Cl

Si Cl

Cl

z.B. Si2Cl6

Wasserstoffverbindungen von Silicium, SinH2n+2 n = 1-5

Polykondensation kettenförmige Makromoleküle („Silikonöl”)

Silanole SiH3Cl SiH3OH

SiH2Cl2 SiH2(OH)2 -[-O-SiH2-]n-O-Disilanol

Siliciumverbindungen

143

Siliciumdioxid, SiO2

- Atomkristall, [SiO4] Koordinationseinheiten- Schmp. etwa 1700oC; geringe thermische Ausdehnung, - chemisch widerstandsfähig; durchläßig auch im UV-Bereich

- HF greift an: 2SiO2 +10HF SiF4 + H2[SiF6] + 4H2O

-Vorkommen: Quarz, Sand, farbige Halbedelsteine (Bergkristall, Ametist)

144

Kieselsäuren

H4SiO4, OrtokieselsäureH2SiO3 Metakieselsäure

Als selbständige Moleküle existieren sie nicht Polykieselsäuren

HO Si

OH

OH

OHn

OH

OH

Si

OH

OH

SiHO O OH

OH

OH

SiO

n - 2

- H 2 O

Polymetakieselsäure, (H2SiO3)n

- Bildung: aus wasserlöslichen Silicatsalzen unter Einwirkung von Säuren

unlöslich in Wasser Kieselsäure-Gel

145

- Natriumsilicat, Na2SiO3 („Wasserglas”) wasserlöslich

- Aluminiumhydroxysilicat: Al2O3*2SiO2*2H2O Kaolinit (Porzellanherst.) (Al4(OH)8Si4O10)

- „Bolus alba” = „weißer Ton”, Anwendung in Medizin

- Kieselgel: SiO2.xH2OHerst.: aus Kieselsäure-Gel durch vorsichtiges ErhitzenAnwendung: Adsorptionsmittel, hohe spezifische Oberfläche

- Natriumaluminiumsilicat, Na2[AlSi2O6]2*6H2O, ZeolitheIonenaustauscher (Kationenaustausch: Na+ Ca2+)

- Calciumsilicat, 3CaO*SiO2 ZementHerstellung: aus Kalkstein und Ton

Siliciumverbindungen

146Bolus alba (weißer Ton)

Silicium in der belebten Natur:

Kieselalgen (Diatomeen)Viele Pflanzen enthalten in ihren Stängeln und Blättern SiliciumdioxidSiliciummangel führt unter anderem zu Wachstumsstörungen des Knochengerüstes

147

Arsen

V. Hauptgruppe- EN = 2,0- Valenzschale: 4s24p3

- sublimiert bei 633oC,- Schmp. 817oC (36 bar),- dunkelgrau, metallisch glänzend, spröd- ρ = 5,72 g/cm3,

- Arsen(III)-chlorid, AsCl3 Schmp. –16oC

AsCl3 + 3H2O H3AsO3 + 3HCl

- AsH3, AsCl3; AsF5; [AsF6]¯trigonale Bipyramid Oktaeder

148

- Arsen(III)-oxid, As2O3, Dimerisierung: As4O6wenig löslich in Wasser, hochgiftig

- Arsenige Säure, H3AsO3Salze: Arsenite (z.B. Na3AsO3 Natriumarsenit)

- Arsensäure, H3AsO4Salze: Arsenate (z.B. Na3AsO4 Natriumarsenat)

Nachweis

- Marsh-Probe2AsH3 2As + 3H2

(Arsenspiegel)

- Bettendorf-Probe:3SnCl2 + 2AsCl3 3SnCl4 + 2As

schwarzerNiederschlag

Arsenverbindungen

149

Für viele Tiere ist Arsen ein essentielles SpurenelementArsen führt zur verstärkten Bildung der roten Blutkörperchen

Dreiwertige lösliche Verbindungen des Arsens sind hoch toxisch, weil sie biochemische Prozesse wie die DNA-Reparatur, den zellulären Energiestoffwechsel,rezeptorvermittelte Transportvorgänge und die Signaltransduktion stören.

Biologische Bedeutung von Arsen

Salvarsan: Therapie der Syphilis (Paul Ehrlich, 1910)

Arsensulfide sind Bestandteil von Arzneimitteln der Chinesischen Medizin

Melarsoprol: zur Behandlung der Schlafkrankheit

150

Blei und Zinn

SnSchmp. 232oC, ρ = 7,28 g/cm3,EN= 1,72

PbSchmp. 327oC, ρ = 11,34 g/cm3,EN= 1,55

Zinn(II)-chlorid: starkes ReduktionsmittelSn + 2HCl = SnCl2 + H2

Graues Zinn: < 13,2 °C Weißes Zinn: > 13,2 °C

Zinn(IV)-chlorid: SnCl4Kovalente Moleküle, Sdp.114oC, protolysiert

Anorganische Zinnverbindungen sind nicht toxisch,organische Derivate ja, z.B. TBT, Tributylzinn

151

Bleinitrat: Pb(NO3)2

Bleioxide: PbO, PbO2, Pb3O4 (2PbO*PbO2), Mennige

Bleihydroxid: Pb(OH)2

Pb(OH)2 + 2KOH = K2[Pb(OH)4]

Bleiacetat: (CH3COO)2Pb (Bleizukcer)

Cerussit: PbCO3

Bleiverbindungen

152

Übergangsmetalle

Allgemeine Eigenschaften

- Schwermetalle

- hohe Schmelzpunkte (Ausnahme: Zn, Cd, Hg)

- überwiegend gute elektrische Leiter

- paramagnetische oder ferromagnetische Materialien

- Elektronenkonfiguration: (n-1)d1-10ns2,unterscheiden sich nur in den inneren d-Orbitalen

- EN = 1,3 – 2,2

- Oxidationszahl: veränderlich,1-8 (Ausnahme: Zn2+, Cd2+, stets +2)

- bilden keine typische Ionenverbindungen, am meisten Bindungen mit Übergangscharakter

153

- mehrere Oxidationsstufen, Beteiligung der ns und (n-1)d Orbitale

(Die am häufigstenvorkommendenOxidationszahlen sind mit rotem

gekennzeichnet.)

Einige einfache Chromverbindungen mitOxidationszahl+3 [in Cr(NO3)3 violett und CrCl3 grün]

und +6 [in K2CrO4 gelb und K2Cr2O7 orange]

Oxidationszahlen

154

- zahlreiche farbige Ionen (Verbindungen)

Farbstoffe enthalten oft Übergangsmetall-Verbindungen:

grün, Cr2O3; weiß, TiO2 und ZnO;purpurrot, Mn3(PO4)2; blau, Cobalt- und Aluminiumoxide;gelb, Cadmium-Verbindungen

Bunte Gläser: durch Zusatz kleinererMengen von verschiedenenMetalloxiden zu normalem Glas. blaues Glas: Cobalt(II)oxid grünes Glas: Kupfer- oder

Chromoxidepurpurrotes Glas: Nickel- oder

Cobaltoxide

Eigenschaften der Übergangsmetalle

155

- starke Tendenz verschiedene Komplexe zu bilden:

z.B.- Aquokomplexe [Fe(H2O)6]2+

- σ-Komplexe [CrCl2(H2O)4]+Cl-

[CrCl(H2O)4]2+2Cl-

[Cr(H2O)6]3+3Cl-

[CrCl3(H2O)3]

- π-Komplexe Sandwich-Verbindungenz.B. Ferrocen

Eigenschaften der Übergangsmetalle

156

Chrom und Cr-Verbindungen

- Chrom(II)-oxid, CrO, Chrom(II)-hydroxid, Cr(OH)2- Chrom(III)-oxid, Cr2O3, grüner Feststoff- Chrom(III)-chlorid, CrCl3.6H2O – Chrom(III)-sulfat, Cr2(SO4)3- Chrom(VI)-oxid, CrO3, dunkelrote Kristalle, starkes Ox.mittel,

wasserlöslich

- Schmp. 1890 oC- Dichte 7,19 g/dm3

- Oxidationszahl: +2, +3, +6

- Kaliumchromat, K2CrO4, Kaliumdichromate, K2Cr2O7

- „Chromschwefelsäure” K2Cr2O7 + cc. H2SO4:sehr starkes Oxidationsmittel

Chromsäuregelb

Salze: Chromate

Dichromsäurerot

Salze: Dichromate

CrO3 + H2O H2CrO4 2CrO3 + H2O H2Cr2O7

Cr3+: Bedeutung im Kohlenhydrat- und Fettstoffwechsel von SäugetierenEmpfohlene Aufnahmemenge: 0,05 – 0,2 mg proTagCr6+: toxische, mutagene, krebserregende Wirkung

157

Mangan und Mn-Verbindungen

metallisches Mangan

- Schmp. 1244 oC- Dichte 7,21 g/dm3

- Oxidationszahlen: +2, +4, +7Verbindungen- Mangan(II)-hydroxid, Mn(OH)2, weißer Niederschlag- Mangan(II)-chlorid, MnCl2, hellrosa Kristalle- Mangan(IV)-oxid, MnO2, „Braunstein”, brauner Feststoff

Oxidationsmittel: MnO2 + 4HCl MnCl2 + 2H2O + Cl2

- Mangan(VII)-oxid, Mn2O7, Flüssigkeit, Säureanhydrid

- Permangansäure, HMnO4- Kaliumpermanganat, KMnO4, dunkelviolette Kristalle

Desinfektionsmittel, starkes Oxidationsmittel

Essentielles Spurenelement für alle LebensformenBestandteil vieler Enzyme

158

- in sauren Lösungen:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

- in neutralen Lösungen:

2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 2MnO2 + 2KOH + 3Na2SO4

- in stark alkalischen Lösungen:

2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 2K2MnO4 + H2O + Na2SO4

Oxidation mit Kaliumpermanganat

159

Eisen und Fe-Verbindungen

- Ammoniumeisen(II)-sulfat, Fe(NH4)2(SO4)2*6H2O,Mohr-Salz,

rel. beständig gegen Luftoxidation, kein Fe2+ Fe3+ Übergang

- Eisen(III)-thiocyanate, Fe(SCN)3, wasserlöslich, geringe Dissoziation,tiefrot [Fe(SCN)6]3-

- Eisen(II)-chlorid, FeCl2*4H2O, Ionenverbindung

- Eisen(III)-chlorid, FeCl3, dimere Form Fe2Cl6Molekülverbindung, niedriger Schmp. (306oC), löslich in org.L.mitteln

- Eisen(II)-sulfat, FeSO4*7H2O, [Fe(H2O)6]SO4*H2O

oxidierbar: FeSO4 Fe2(SO4)3grün braun

Luft

160

- Kaliumhexacyanoferrat(III), K3[Fe(CN)6],(„rotes Blutlaugensalz”)

- Eisenpentacarbonyl, Fe(CO)5, Sdp. 102oC, trigonal bipyramidal

- Eisen(II)-fumarat, (C4H2O4)Femedizinische Anw.: Fe2+-Injektionen bei Behandlung des

Eisenmangels

- Kaliumhexacyanoferrat(II), K4[Fe(CN)6]große gelbe Prismen („Gelbkali”)

3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl„Berliner Blau”

- Nitroprussidnatrium, Na2[Fe(CN)5NO] Anw.: S2--Nachweis

in der Intensivmedizin verwendeter ArzneistoffVasodilatation

Eisenverbindungen

161

Cobalt und Nickel

metallisches Cobalt metallisches Nickel- Cobalt(II)-chlorid, CoCl2, wasserlöslich

Co2+ blaufarbige Ionen[Co(H2O)]2+ rosafarbige Ionen

essentielles Spurenelement als Bestandteil von Vitamin B12 (Cobalamin) (0,2µg)

- Nickel(II)-sulfat, NiSO4*7H2O-Nickel(II)-nitrat, Ni(NO3)2*6H2O

-Nickel ist der häufigste Auslöser für Kontaktallergien

162

Kupfer und Cu-Verbindungen- Schmp. 1083oC, ρ = 8,9 g/cm3, EN = 1,9- ausgezeichnete elektrische Leitfähigkeit- Legierungen: Cu-Zn Messing, Cu-Sn Bronze- löst sich nur in cc. H2SO4 und HNO3

- Kupfer(II)-hydroxid, Cu(OH)2

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

Cu(OH)2 CuO + H2O

Cu(OH)2 + 4NH3(aq) [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

Erwärmenhellblauer Niederschlag

Nebengruppe Ib: Cu, Ag, Au

(Fehling-Probe: Cu2+ Cu2O)

- Kupfer(II)-oxid: CuO, schwarz, unlöslich, Oxidationsmittel

- Kupfer(I)-oxid, Cu2O, rot, unlöslich

163

Kupfer(II)-chlorid, CuCl2

Assoziation durch ChlorbrückenCu

Cl

Cl

Cl

Cu Cu

Cl

Chlorbrücken- Kupfer(II)-sulfat, CuSO4

CuSO4*5H2O blaue durchsichtige KristalleCuSO4 weißes Pulverwäßrige Lösung: fungizide (pilztötende) Wirkung, Anw. in der Landwirtschaft

- Kupferhaltige KomplexverbindungenCuSO4 + 4NH3 [Cu(NH3)4]SO4 tief blaue Färbung

Tetramminkupfersulfat

Bestandteil vieler Enzyme und daher ein lebensnotwendiges SpurenelementBestandteil des blauen Hämocyanin, das bei Weichtieren und Gliederfüßern als Blutfarbstoff dem Sauerstofftransport dient.Der tägliche Bedarf eines erwachsenen Menschen beträgt 1,0–1,5 MilligrammKupfer ist vor allem in Schokolade, Leber, Getreide, Gemüse und Nüssen enthalten

Kupferverbindungen

164

Silber und Ag-Verbindungen

- Silbernitrat, AgNO3- farblose Kristalle, löslich in Wasser, - wäßrige Lösung: Reagenz in der analytischen Chemie- lichtempfindlich

- Silberhydroxid, AgOHzersetzlich: 2AgOH Ag2O + H2O

- Schmp. 960,5oC, ρ = 10,49 g/cm3, EN = 1,42

-„silberweiß”, lichtreflektierende polierte Oberfläche- sehr guter Leiter, verformbar- Edelmetall- direkte Reaktion mit Halogenen, Schwefel, in Luft wird dunkel (H2S)- löst sich in HNO3 und H2SO4

Vorkommen: sehr gering, 0,00001 % in der Erdkruste

Ätzmittel („Höllenstein-Ätzstift“, Österreich: "Lapisstift") gegen Hautwucherungen

165

Silberhalogenide

AgF löslich in Wasser

AgCl weiß, AgCl + 2KCN K[Ag(CN)2] + KCl

AgBr gelblich-weiß, lichtempfindlich, Anw.: Photographie

AgI gelb, unlöslich in NH3(aq)

166

Gold

Schmp. 1063oC, ρ = 19,297 g/cm3, EN = 2,4

- Gold(III)-chlorid, AuCl3

- Gold(I)-chlorid, AuCl

3AuCl 2Au + AuCl3

- Goldoxide, Au2O, Au2O3

4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH

167

- Zinkoxid, ZnO Verw.: in der Herst. von weißen Ölfarben („Zinkweiß”)- Zinkhydroxid, Zn(OH)2- Zinkchlorid, ZnCl2*4H2O, Zinksulfat, ZnSO4.7H2O- Zinksulfid, ZnS

- Schmp. 419oC, ρ = 7,13 g/cm3, EN = 1,66- schützende Oxidschicht auf der Oberfläche

- Chemische EigenschaftenReaktion mit Säuren: Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Reaktion mit Laugen: Zn + 2NaOH + 2H2O Na2[Zn(OH)4]+H2

metallisches Zink

Unentberliches Spurenelement für den Stoffwechsel (15 mg pro Tag)

Die regelmäßige Aufnahme von Zink für Papageien ist giftig

Zink und Zinkverbindungen

168

- Vorkommen: 10-6 % in der Erdkruste- Schmp. -39oC, ρ = 13,5 g/cm3, EN = 1,44- Amalgame: flüssige oder feste Hg-Legierungen mit anderen Elementen;

Sn und Ag-Amalgame: Anwendung in den Zahnfüllungen- Oxidationszahl: +1 oder +2, zweiwertig in allen Verbindungen- reaktionsträg: mit Schwefel bei Raumtemp., HgS

mit Sauerstoff nur bei erhöhten Temp., HgOlöst sich in HNO3, H2SO4

Quecksilber und Hg-Verbindungen

- Quecksilberoxide: Hg2O, schwarz, HgO, gelb

169

- Quecksilber(I)-chlorid, Hg2Cl2, Kalomel, Cl - Hg - Hg - Clweißer Stoff, unlöslich in Wasser

Hg2Cl2 + 2NH3 Hg(NH2)Cl + Hg + NH4Cl

- Quecksilber(I)-nitrat, Hg2(NO3)2, löslich in Wasser- Quecksilber(II)-nitrat, Hg(NO3)2, löslich in Wasser- Quecksilber(II)-iodid, HgI2, orangeroter Stoff

HgI2 + 2KI K2[HgI4] Nessler-Reagenz (in KOH)

gelber NS

- Quecksilber(II)-chlorid, HgCl2, „Sublimat”, Cl - Hg - Cllöslich in Wasser, sehr giftig

HgCl2 + 2NaOH HgO + 2NaCl + H2O

CH3HgCl, Minamata Krankheit

Quecksilber und Hg-Verbindungen

170

z.B. [Ag(NH3)2]OH [Cr(H2O)6]Cl3

[Cu(NH3)4]SO4 K4[Fe(CN)6]

Ladung der Komplexionen:die Summe der Ladung von Zentralionund von den Liganden

Cu2+

N HH

H

N

H

H

H

N

H

H

HNH

H

H

2OH-

Zentralion Liganden

erste Koordinationssphäre

zweite Koordinationssphäre

Anzahl der Liganden: Koordinationszahl

- StrukturZentralion + Ionen und/oder

Moleküle

KOMPLEXVERBINDUNGEN

Liganden (mindestens1 einsames Elektronenpaar)

171

ZentralionLigand

[Ni(NH3)6]2+ [Co(en)3]3+

Komplexion

172

- Nomenklatur der Komplexverbindungen

- Der Name des Kations + Anion- Auf die Namen der Liganden folgt der Name des Zentralions,

die Vorsilbe zeigt die Anzahl der Liganden

- Die Liganden von Anionentyp bekommen eine „-o” EndungOH- hydroxo CN- cyanoF- fluoro NO3

- nitratoCl- chloro S2O3

2- thiosulfato

- Die Namen der Liganden ohne Ladung ändert sich nicht

Ausnahme: H2O aqua NH3 ammin

- Bei den Komplexanionen wird der lateinische Name des Metallesmit „-at” Nachsilbe benutzt.

z.B. [Ag(NH3)2]Cl Diamminsilber(I)-chlorid[Cr(H2O)6]Cl3 Hexaquachrom(III)-chlorid[Cu(en)2]SO4 Bis(ethylendiamin)-kupfer(II)-sulfatK4[Fe(CN)6] Tetrakalium-hexacyanoferrat(II)[CoCl(NH3)4H2O]Cl2 Tetramminaquachloro-cobalt(III)-chlorid

173

- Bindungsverhältnisse in Komplexverbindungen

- Koordinative, sogenannte Donor-Akceptor Bindung,vom kovalenten bis zum ionischen Charakter

Elektronenakzeptor (Lewis Säure)(am meistens ein Übergangsmetallion)

Elektronendonator (Lewis Base) Liganden: z.B. CN-, Cl-, Br-, SCN-, NO2

-

H2O, NH3, H2N-CH2-CH2-NH2

- Komplexbildung erhöhte Stabilität

BF3 + F- [BF4]-

- Stabilitätskonstante:[ ]

[ ][ ]LMLMLK

n

n

11

−

=MLn-1 + L MLn

β = K1. K2

. K3 ......

174

Fe: 1s22s22p6 3s23p63d64s2 Fe2+: 24 Elektronen 24 + (6 x 2) = 36 Elektronen

Elektronenkonfiguration von Kripton

-2e

Bevorzugt bilden sich Komplexe mit so vielen Liganden, daß eine Zahl von 18 Elektronen in der Valenzschale des Zentralatoms erreicht wird („18-Elektronen-Regel”).

z.B. 26Fe 26Fe2+ [Fe(CN)6]4-+ 6CN-

- Elektronenverteilung in den Komplexionen

-2e

Fe2+: 3d6 4s 4p

zum Teil leere Orbitaleleere Orbitale

2 3d1 4s3 4p

hybridisierte Orbitale

d2sp3 Hybridisierung

oktaedrische Symmetrie

Fe(CN)64- : 3d104s24p6

18 Elektronen!!

175

H3N Ag NH3

- Raumstruktur von Komplexionen

- linear [Ag(NH3)2]+

Pt

H3N

H3N NH3

NH3

- quadratisch-planar [Pt(NH3)4]2+, [PdCl4]2-

CdH3N

NH3

NH3

NH3

- tetraedrisch [BF4]-, [Cd(NH3)4]2+

Co Co- oktaedrisch [Co(H2O)6]3+

176

- Bildung von Chelat-Komplexen

Zwei- oder mehrzähnige Liganden mit mehreren Elektronenpaarenbilden ringförmige Chelat-Komplexe.

[Co(EDTA)]-

CH2 CH2

N N CH2COOHHOOCCH2

HOOCCH2 CH2COOH

Ethylendiamin-tetraacetat-Komplex

Ethylendiamin-tetraessigsäure:sechszähniger Ligand

177

C C

O

OH

O

HO

Zweizähnige Liganden

CH2 CH2

H2N NH2

Ethylendiamin

CH2 C

H2N

O

OH

Glycin Oxalsäure

Die Chelate sind sehr stabile Komplexe.

[Ni(NH3)6]2+ [Ni(en)3]2+

K = 8,6 < K = 18,3

K = Stabilitätskonstante

.. ..

178

Chlorophyll: Katalysator bei der Photosynthesein den grünen Pflanzen

Zentralatom: Mg

Struktur von Chlorophyll

179

- Isomerie der Komplexverbindungen

- Ionisationsisomerie

[Pt(NH3)2Cl2]Br2 [Pt(NH3)Br2]Cl2

orangengelb gelb- Hydratationsisomerie

[Cr(H2O)6]Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2 . H2O [Cr(H2O)4Cl2]Cl . 2H2O

violett hellgrün tiefgrün

- Cis-trans-Isomerie

NH3NH3

NH3

Cl

ClCl

ClNH3

NH3

180

- Bei tetraedrischer Strukur ist die cis-trans-Isomerie nicht möglich.

- Die cis-trans-Isomerie von dem oktaedrischen [Co(en)2Cl2]+ :

Die cis-trans-Isomerie

181

- Die Farbe der Komplexverbindungen

farbiges Ion

Komplexbildung

tiefere Farbe

Cu2+ [Cu(NH3)4]2+NH3

- Löslichkeit der Komplexverbindungen

AgCN [Ag(CN)2]-

HgI2 [HgI4]2-

unlöslich gut löslich

CN-

I-