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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
55
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
58
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
60
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-
