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Referat BLEI - Ohne Diaphragma, ÜBERGANGSMETALLE, Magnetismus

chemie referate

chemie referate

BLEI: Vorkommen: Pb-Sulfid, -carbonat,; Endprodukt des Uranzerfalls( Pb208/Pb204,) Blei hat bestimmtes Isotopenmuster( → je nach Ausgangsprodukt) im Massenspektrometer untersucht.

Isotopenmuster verrät Herkunft → Kriminaltechnisch (Blei in Kugel).

Pb wird aus Salzen reduziert. PbS wird oxidiert: an der Luft erhitzen: Rösten → PbO ;

½ PbS + PbO →∆ SO2 + Pb

Werkblei: grob + verunreinigt

Pb mit Luft durchblasen → Arsen, Antimon, Zinn reagieren + schwimmen am Blei als Schlacke.

Seigern: Absinken intermetallischer Verbindungen. → Pb(verunreinigt mit Silber).

Parkesieren: Extraktionsverfahren mit fl. Zink. Pb + Zink haben Mischungslücken. 100 kg Pb + 1 kg Zink geschmolzen mischen sich nicht, aber Silber reichert sich im Zink an. Zink verdampft bei 900°C → Silber bleibt (95%). Rohsilber: HNO3-Bad als Anode, geht in Lsg. und sondert sich an der Kathode ab. (elektrolyt. Raffinierung).

Pb ist härter als Zinn, bläulichgrau, frische Oberfläche glänzend→dann grau; ρ=11,3g/cm3, SP: 327°C.

Beständig gegen Luftfreies H2O: Pb + H2O + ½ O2 → Pb(OH)2. Für Abwasserrohre nicht aber für Trinkwasserrohre. Stabil gegen oxidierende Säuren (z.B.: HNO3).          MINUS PLUS

Verwendung: Pb-Akkus → Autos.    

I.          Pb + SO42- → Pb2+ + 2e- + SO42- → PbSO4

II.       PbO2+ 4 H+ + SO42- + 2e- → PbSO4 + 2 H2O

H2SO4

 
Pb0 +PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O + Energy

Aus Pb0 + PbIV → PbII

Pb PbO2

→ Konzentration der Schwefelsäure = Wie stark geladen

Beim Entladen wird H2SO4 verdünnt

→in etwa 1000 Ladezyklen; mechan. Alterungsvorgänge → Pb wird nicht mehr so angelagert wie vorher!

→ Billigste Methode Strom zu speichern

→ Nachteil: groß und schwer.

II-wertige Verbindungen: PbCrO4 Verwendung als rotes Bleipigment → Gesundheit: im Knochen gelagert → Schmerzen → Entfernung durch Vit. C; Nachteile für ZNS.

IV-wertige Verbindungen: im Benzin als Antiklopfmittel (Pb(Ethyl)4) in Promille = Radikalfänger: saugt freie e- auf → keine vorzeitige Zündung. Kleine Mengen Blei werden frei → Als Schmiermittel verwendet. Zusatz: Ethylbromid, damit Pb nicht im Motor bleibt: Pb-Bromid durch Auspuff.

Jetzt Kat.: Pb beschädigt diesen → keine Bleizugabe mehr. Damit Benzin vollständig verbrennt, sodaß kein unverbranntes Benzin frei wird. Al2O3 Block + feine Bohrungen überzogen mit 1-2 g Iridium/Platin → große Oberfläche. → durch Auspuffgase erhitzt: Luftüberschuß im Auspuffgas verbrennt Benzin am Kat zu CO2 + H2O.

Es gibt viele Katgifte: blockieren Oberfläche z.B.: Pb, S.

Jetzt gegen Klopfen: Benzol bis zu 5 % → Leukämie; gefährlich für Kinder → Benzol sinkt zu Boden. → Es bleibt beim Raffinieren über: → im Labor im Giftschrank. Ester oder Alkohole statt Benzol in USA im Einsatz: Verlust von 3-4% Effektivität.

Pb3O4: Pb2[PbO4] Spinell, Menninge → Rostschutz für Brücken + Eisenkonstruktionen → Es geht kein Pb in Lösung. PbCrO4 ist rot, PbO als Malerweiß → geht leicht in Lösung → gibt Blei leicht ab. statt dessen TiO2.

Plumbat: Blei kommt in Verbindungen als Anion vor. PbO2 starkes Ox-Mittel.

Bleisulfid / -glanz: schwere, schwarze, glänzende Kristalle.

Plumban: PbH4 schweres giftiges Gas. Mit H2O: Pb(OH)4 + PbO

SAUERSTOFF: Chalkogene Erzbildner. Zu 20 % in Luft aus Photosynthese. Licht: Spaltung von H2O durch Chlorophyll / Licht. 2 H2O → O2 + H wird an Red-Aquivalent gebunden, durch schwache chem. Verbindung gebunden. H-Gas schlecht handhabbar.

Dunkel: [H]-R-CO2 → Kohlehydrate, O2 wird abgegeben: O ist Gift für Pflanzen.

Früher 30% CO2 in Atmosphäre → jetzt 0,03 % weil als CaCO3 in Gebirgen.

O2: Diradikal; Oxidiert alles. Organische Substanzen altern, Metalle rosten. Mensch erzeugt durch Atmung 1 l H2O → gebundener H + O2 , C wird zu CO2 verarbeitet. H2O verdunstet.

Viel Sauerstoff in Erdkruste(oberste 16 km + Meere + Atmosphäre). Häufigstes Element → Gebunden! in Gesteinen: SiO2, -CO3, Granit, Gneis, Kalk, H2O. Lithosphäre schwimmt am flüssigen Fe-Kern → Isoliert.

O2-Gewinnung 1) Aus der Luft (Abtrennung von CO2,N)

2) aus H2O (Elektrolyse)

Ad 1) LINDE-Verfahren / Joule-Thomsoneffekt

Luft ist reales Gas → kühlt sich bei Expansion ab. Gas komprimieren → wird wärmer. Drossel Engstelle. Wärme in Kühlwasser abgegeben. Gas breitet sich hinter Drossel wieder aus und kühlt zusätzlich ab. Gekühlte Luft wird als Vorkühlung für komprimiertes Gas verwendet. In mehreren Zyklen kühlt es immer mehr ab. Irgendwann bilden sich Tropfen. Expansion → Moleküle bewegen sich auseinander → bewegen sich langsamer → Abkühlung.

Flüssige Luft wird destilliert O2,N2,Ar

Siedepunkt von O2 höherer Siedepunkt, N2 verdampft als erstes. Flüssiges O2: blau. Sauerstoffflaschen nie mit fetten Händen öffnen → Explosionsgefahr.

Nutzung:→ LD-Verfahren. (Stahlerzeugung)

→ zum Schweißen, Schneiden, + Acetylen / H

→ Medizin: Beatmungsgas. reines O2 ist nur kurz verträglich, 1-2 Tage → Lungenoberfläche wird gereizt und geschädigt.

Hämoglobin: transportiert O2, Fe ist immer 3-wertig., flaches Häm-Molekül + kugelförmiges Eiweiß. Stärke der Komplexbildung ist abhängig vom PH-Wert, im sauren schwächer. O2 soll bis in die Zellen (Mitochondrien) transportiert werden. Je weiter Blut in den Körper vordringt, desto leichter wird es abgegeben, wegen saurem Milieu des Blutes durch Stoffwechselprodukte.

Im Muskel: O2 wird vom Hämoglobin ans Myoglobin abgegeben, erst das dringt in Zelle ein. Niere und Hirn sind Hauptverbraucher des O2. In der Atemkette wird O2 mit H verbunden [in Mytochondrien durch Cytochrome (z.B.: Cytochrom C)]

Knallgasreaktion läuft in mehreren Schritten ab ( = Atemkette) bei jedem Schritt wird kleine Energiemenge frei. ADP → ATP(eigentlicher Treibstoff des Körpers).

Andert Fe seine Wertigkeit auf 2: Methämoglobin kann keinen O2 transportieren. Kleiner Anteil ist immer vorhanden, ca. 1%, aber er kann durch Nitriteinnahme steigen. Methäm: 10-20% → Kinder bleiben zurück. Verhältnis Körpergewicht zu O2-Aufnahme.

CO2 tauscht mit O2 im Hämoglobin in Lunge. CO bindet sich stärker am Häm → Vergiftung. Langsames Rauswaschen mit Druck-O2. Raucher: 10% des Häm gebunden → mehr rote Blutkörperchen werden produziert: Fließfähigkeit leidet → kleine Gefäße verstopfen leichter.

20 l/h O2 braucht der Mensch in Ruhe.



π* π* Triplett O2


Triplett-O2 kann durch Energiezufuhr in Singulett-O2 überführt werden (UV, Photosensibilatoren: Eosin, Methylenblau).



π* π* π* π*

Nach mehr Energiezufuhr unterschiedlicher Spin. Angeregter O2 ist aggressiver + reaktionsfreudiger.

Im H2O gelöste Luft hat 3-4 mal so hohen Anteil an Singulett-O2:

pos.: für Fische: kommen mit weniger O2 aus

neg.: Metallteile rosten im H2O schneller.

Angeregter O2: kann Zellen zerstören. Dismutasen machen die gefährlichen O2 unschädlich(schnellsten Enzyme). Als entzündungshemmende Substanz. (muß gespritzt werden); weiße Blutkörperchen (Leukozyt) bringt Bakterium mit HCl oder O3 um (Cl, O2).

Alterung ist zum Teil durch O2 bedingt.

Pflanzen haben Schutz: Carotin → gelb, wenn Chlorophyll verschwindet Gelbfärbung der Blätter im Herbst.

Verbindungen: O2- Oxid: CaO OZON: O+

                        O22- Peroxid O O

O2- Hyperoxid

O3- Ozonid

O2+ Dioxigenyl gegenüber Fluor

Ozon: aus O + O2; O2 wird gespalten in O; dazu ist viel Energie notwendig. (Thermisch, geht aber schlecht; starkes UV + Photosensibilatoren; für Praxis: Siemens'scher Ozonator- verspiegelte Röhre.

Spannung 3000 V. O2 → O2 + O3. Man bekommt bis zu 15% Ozon.

Ozon zerfällt rasch wieder. Zum desinfizieren von Trink- und Abwässern. Muß an Ort und Stelle produziert werden.

Ozon wird auch zum bleichen von Papier, und sterilisieren im Krankenhaus verwendet.

Bodennahes Ozon als Gas aggressiv

O2 + NO2 → NO + O3 Stickstoff wirkt als O2 -Überträger. Normal Gleichgewicht auf der linken

Seite. Funktioniert wenn NO-Moleküle entfernt werden → Radikalreaktionen. Teilstoffe für O3 kommen aus der Natur: N2O (Lachgas → Wiese), Terpene, CH4,

→Ozonbelastung ist von Sonneneinstrahlung abhängig. Ozonwolke aus der Stadt steigt auf und wird weitergetragen durch Wind → Erhöht sich das Land kommt es zur Berührung an Erdoberfläche. → Gefährlich für Pflanzen und Tiere.


Ozon in Stratosphäre: Schützt Erde vor UV-Licht.(190-254nm).

O2 →UV 2 O0

H2O → UV H2↑ + O0

Luftdichte ändert sich mit der Höhe, Alle 5500 m ändert sich Luftdichte um die Hälfte.

O2 → 2O0 O3 filtert UV-Licht.

O2 + O0 → O3 240 nm wird von O3 gefiltert.

Im Körper: H2O →UV OH. reagieren mit Gewebe → Zerstörung.

→ Erstes Leben kann sich nur im Wasser entwickelt haben → weil UV-Filter.

O3 ist nicht beständig wenn oxidierbare Stoffe vorhanden, es hat längere Lebensdauer als das bodennahe Ozon.

Je höher die Luftschicht, desto größer ist die Lebensdauer des O3. Die Ozonmenge ist in den Schichten gleich, aber die Konzentration steigt im Vergleich zu den Luftmolekülen nach oben hin.


FCKWs: Fluorchlorkohlenwasserstoffe. Verschiedenster Molekülbau + unterschiedliche Siedetemperatur, je mehr Fluor, desto stabiler. Sie haben sehr ähnliche Eigenschaften., sehr beständige reale Gase, ungiftig, nicht brennbar, geruchlos, chem. Widerstandsfähig, auch als Feuerlöscher verwendbar: verdrängen Luft. Schwerer als Luft = Halone(besonders große Moleküle.)

In der Stratosphäre: F0, Cl0

Normale KWs werden in der Troposphäre chemisch umgesetzt, oxidiert durch O3-Einfluß, hartes Licht. Freone (FCKW) sind aber so beständig, daß sie bis in die Stratosphäre gelangen und dort vom UV-Licht zu Radikalen werden. Es kommt zu photochem. Reaktionen: Sauerstoffkonzentration nimmt ab → Es wird weniger O3 gebildet. Cl0, F0 reagiert mit O0.

Ozongehalt wird in Dobson-Units gemessen. [mg O3 / m2]. Praktisch mit Luftproben aus Ballonen. Naßchemisch: I- + O3 → O2 + I (Farbreaktion).

China, Indien verwenden noch FCKW (billig). Ersatz: Propan, Nachteil: brennbar.

Verwendung von O3: Strukturanalyse (statt Kernresonanz)

-C=C- + O3 → -C - O - C- Molozonid

O-O

Verwendung von FCKW: Als Treibgas (bei Spraydosen), in Kühlschränken, Feuerlöscher

Ersatz durch Propan.

Narkosegas: stark fluorierte KW lösen sich in Fettmasse (Gehirn) und stören Impulsübertragung der Nervenzellen. → weil FCKW ein Stoff ist der durch Stoffwechsel nicht angegriffen wird → Keine schädlichen Abbauprodukte.

4 Phasen der Narkose:1.Euphorische Phase,2.Excitationsphase: Körper spürt Schmerz ist aber Bewußtlos.,3.Schmerzempfinden sinkt,4.verlängertes Rückenmark (Atmung, Herzschlag setzt aus). Für längere Narkose, maschinell beatmet (mit Gemisch aus O2 + Luft + N2O, Halothan, Fluothan. Schwere Edelgase: (Krypton: Bestes Narkosemittel, fettlöslich → sehr teuer: muß wiedergewonnen werden).

O-VERBINDUNGEN:

H2O: Von woher? Theorien: Durch Meteoriten (meist staubiges Eis).

Erstes Leben im Wasser → UV-Schutz. Meer: 3½% Salz (1%KCl) Urmeer 0,9%;

Größtes Süßwasserreservoir: Polkappen → Es kann nur reines Wasser zu Eis werden→Konzentration im übrigen Meer steigt.

Trinkwasserknappheit: Entsalzung von Meerwasser: Umkehrosmose sehr teuer.


Deionat: Ionenaustauscher: Kugeln aus organischen Polymeren. Anionenaustauscher: Harz+Hydroxylammingruppen -N-H -OH- ; Kationenaustauscher: Harzkugel+Sulfonsäure -S -OH+. Über elektrische Leitfähigkeit wird der Wirkungsgrad gemessen → wenn Leitfähigkeit steigt sind mehr Ionen im Wasser. Regenerieren: Spülen mit HCl (Kat.), Spülen mit Lauge (Ani.).

CaNO3 → HNO3 über Kationenaustauscher.

Vom Salz zur Säure über Kationenaustauscher.

Kationenaustauscher: Immobilisierte Sulfonsäure = hochpolymer, bleiben an Kugeln haften.

Austauscher: für gezielte Trennungen von komplizierten Gemischen. z.B.: Abfall aus AKW→ verschiedene Kationen werden festgehalten, dann wird der Kationenaustauscher mit Pufferlösungen (versch. pH-Werte) gewaschen - bestimmte Kationen gehen wieder in Lösung.

Anionenaustauscher: organische Basen herstellen. Für Medizin zur Senkung des Cholesterinspiegels. Unterbricht Kreislauf von Galle-Fettemulgation und Rückresorption, Spiegel im Blut sinkt.


Destilliertes H2O: besser als Deionat, bidestilliert für Medizin. Kochendes H2O löst Glas oberflächlich → für Destillation ist es besser Quarzapparaturen zu verwenden. Noch besser Apparate aus Silber = Leitfähigkeits-H2O (= fast vollständiger Isolator).


Blaues H2O: Spiegelung des Himmels, geringe Blaufärbung durch Schwingungsoberwelle. Oberwellen sind sichtbar. H2O-Moleküle schwingen verschieden. Unsymmetrische Schwingung.

Wasser hat hohe Schmelz und Verdampfungsenthalpie: → guter Wärmepuffer für Erde (Tag-Nacht-Ausgleich).


Anomalie: Bei 4°C geringste Dichte. → Sickert in Gestein und bei weiterer Abkühlung dehnt es sich aus und sprengt ihn.


Polarität: Messung durch Dielektrizitätskonstante: Kondensator zwischen Leitern. Kondensator mit H2O als Dielektrikum und Vergleichsweise mit Vakuum. H2O kann 72 mal mehr Strom speichern. Nur durch starke Polarität flüssig. → Wasserstoffbrücken!

Mensch benötigt ca. 2 L H2O pro Tag. Zu wenig H2O führt zur Hyperthermie → Nierenversagen.


H2O2: gewinkeltes Molekül. viel viskoser als H2O. Als Perhydrol im Handel: 30%. Vorsichtig Destillieren: → 100% explosiv.

3 Verfahren zur Herstellung:

Brinnsches Verfahren

BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2

Elektrolyse von H2SO4: An Anode entsteht Peroxoschwefelsäure HSO4-OH

3. Anthrachinonverfahren: H2O2 mit H2O herausextrahieren.

OH O


+ O2


OH O

Mit H + Balladium wieder reduziert in Schwerölbasis

Nutzung: Borate umgesetzt zu Naperborat als Bleichmittel in Waschmitteln / Papier. In USA und Japan: Na2CO3.H2O2 als Bleichmittel → ist aggressiv. Weil weniger mechanische Beanspruchung durch Bottichwaschmaschine. Japan: Kaltwasser.

H2O2 verdünnt als Desinfektionsmittel 3%. In Kontaktlinsenlösung. H2O2 zersetzt sich schnell (Zugabe von Schwermetallen und Laugen) → Stabilisatoren: EDTA bindet Schwermetalle. Abfüllung in Plastikflaschen, Phosphorsäure in geringen Mengen.

Nachweis für Peroxide: TiCl → Bildet Komplexe H-O-TiO2 leuchtend gelb.

Anwendung: destillieren organ. Substanz z.B. Ether (bildet leicht Peroxide durch Licht beim Destillieren → Zerstörung mit Braunstein.

SCHWEFEL: S8 Kronenform

Vorkommen: Als Sulfid: CuS, BaS, FeS2(Pyrit), PbS, ZnS, FeS

Als Sulfate: CaSO4(Gips), BaSO4(Schwerspat)

In Eiweißverbindungen: (Schwefelbrücken z.B.: Haare nicht H2O löslich. → hochpolymer, für Dauerwelle: S-Brücken gebrochen, in Form gebracht + geschlossen.)

Schwefellagerstätten oft neben Erdöl weil es Schwefelhaltige Produkte enthält. → Abtrennung aus Erdöl. → Gewinnung.

H2S +Ox → SO2 + H2S → S8 + H2O

Vorkommen aus elementarem S in USA: Einschlüsse im Gestein. Durch H2O-Dampf wird dieses Herausgelöst indem es ausschäumt.

Verwendung: 1. Vulkanisieren von Reifen; Festigkeit der organ. Polymere.

      2. für H2SO4: eine der meistverkauften Chemikalien.

3. Schwefelmilch: CS2 löst S → in Wasser kollodiale Lösung. Im Weinbau als Spritzmittel gegen Pilze. In der Dermatologe: Cremes (Feinverteilung) gegen Pilze.

4. Feuerwerkskörper und Zündhölzer.

Schmelzen von S: S8 rhombisch (α) →100°C: monoklin (β) → flüssig (γ) S8-Ketten brechen. Bei 440°C verdampft S8. Atomares S: 2000°C

NaS-Batterie: bester Akku. Elektrolyt ist fest. Na und S-Elektroden sind flüssig. ~300°C Betriebstemp.

Na0

2 Na → 2Na2+ + 2e-                                    Na-Aluminat

3/8 S + 2e- → S32-                                         S80

10-fache Menge an Strom speicherbar im Vergleich zu Pb-Akku, und mehr Ladezyklen ~10 Jahre.

Sulfide: Salze aus H2S (schwache Säure) + Schwermetalle

S-Verbindungen:S-Halogenide: SF6: sehr stabil als Einziges. Gas mit hoher Dielektrizitätskonstante als Dielektrikum für Transformatoren.

SCl2, SOCl2(Thionylchlorid), SO2Cl2 (Sulfonylchlorid). → verdampfen leicht, stechender Geruch, ätzend, hydrolysieren in H2O.

CH3

O=S Dimethylsulfoxyl DMSO →Universallösemittel: löst Salze, H2O, Fette

CH3

kann durch Haut diffundieren → Transdermal.

Verwendung: Salben → als Schlepper: bringt Substanzen, die nicht von allein in die Haut gelangen hinein.(Nikotin, Hormone,).

Schwefeloxide: entstehen bei Verbrennung: SO2 (Ausschwefeln von Fässern).

Saurer Regen durch minderwertige Braunkohle; Fällung mit Fe(OH)2 = Luxmasse in Schornsteinen. Schädigt Spaltöffnungen bei Pflanzen. SO2-Anteil hauptsächlich Vulkanischen Ursprungs.

H2SO4-Gewinnung: Kontaktverfahren: Vanadiumpentoxidkat. + Luft aus SO2 → SO3 + Wasser → H2SO4 (Oleum) → teuer.

Bleikammerverfahren: Salpetersäure + Luft +SO2 → H2SO4.

Flüssiges SO2: Ahnliche Eigenschaften wie H2O; H2O-frei nicht sauer → Lösemittel.

H2SO4 aus SO3 (Anhydrid) + H2O O O

H2SO3 aus SO2 (Anhydrid) + H2O ║ O ║

DiH2SO4 → H2S2O7          O=S S=O

│ │ O O

OH OH ║ ║

H2S2O4 Dithionsäure (Dithionate)     O=S-S=O

                                                                                                   │ │ OHOH O O O

H2S2O4 Dischwefelige Säure aus 2H2SO4-H2O = H2S2O4                      S S

                                            O O OH OH

Dithionige Säure S-S

Salze: Dithionite             OH OH

Thioschwefelsäure unbeständig aber Salze wichtig → Fixiersalze: Na2S2O3 (Natriumthiosulfat löst AgCl, AgBr,.) O OH O O

Peroxoschwefelsäure: S Peroxodischwefelsäure: ║ ║

O OOH OH-S-O-O-S-OH

║ ║

O O

Caro'sche Säure: H2SO4 kochen, mehrere verschiedene Säuren sind enthalten.

Polythionsäure: Wie Dithionsäure nur mehr S.

alle Thione S-S-Verbindungen für Waschmittel.

Verwendung: Geschirrspülmittel, Düngemittel (Ammonsalze), Kunstfasern, Farben, Pigmente

Peroxoschwefelsäure: H2SO5 Teil der rauchenden H2SO4.

Fotographie: Trägerschicht aus Nitrocellulose → feuergefährlich. Heute aus Polycarbonat + Gelatine (enthält Lichtempfindliche Kristalle aus AgBr + Licht → Br0 + Ag0)

Es entstehen Fehlstellen im Kristall. Entwickler (Red-Mittel) z.B.: Hydrochinon. Alle Ag+ zu Ag. Belichteter Kristall braucht 5-15 min. um zu reagieren. Unbelichtetes bräuchte länger → Vorher Abbruch. AgBr + 3 Na2S2O3 → [Ag(S2O3)3]Na3 + NaBr. Löslicher Komplex wird herausgewaschen. Nur blaues Licht ist stark genug um e- herauszuschlagen→rotes Licht in Dunkelkammer. In Suspension noch Photosensibilisatoren enthalten. Empfindlichkeit des Kristalls hängt ab von Größe der Kristalle → je größer umso empfindlicher. hochempfindlicher Film → schlechtere Auflösung.

Farbfilm in Schichten sensibilisiert.

Röntgenbilder sind 2seitig beschichtet.

Latentes Bild: Das zu entwickelnde Bild. Dort wo belichtet wurde Ag0. Bild noch nicht haltbar → Fixiersalz Na2S2O3.

Fixieren: Nicht entwickelte, feste Silberhalogenide reagieren mit Salz zu einem Komplex [Ag(S2O3)3Na3 + NaBr. Komplex ist wasserlöslich und nicht mehr fest → AgBr wird herausgewaschen.

Wassern: Alle Reste wegwaschen, je besser gewassert wurde, umso länger ist Bild haltbar.

Schwefel-N-Verbindungen: R-SO3H Sulfonsäuren (→ Ionenaustauscher) sauer wie H2SO4 aber nicht H2O anziehend. Bei langkettigen R-SO3Na → Waschmittel.

NH


R-S-OH Sulfonammid: Antibakteriell. Jetzt Penicillin (wirksamer).


NH

Thermochrome: Andern bei Temperatur ihre Farbe. reversibel und irreversibel.

SELEN: selten, ähnlich S, mehr metallisch. Vorkommen: FeSe, CuSe

Pflanzen: Selenbeständig(SeO) in Meeresnähe. Wenn nicht gedeihen sie schlecht.

Hefe: Nimmt Se auf → getrocknet als Tablette, reines SeO nutzlos. Im Körper Schutzmittel gegen Entstehung von Krebs, sonst toxisch.

SeO: Als Antischuppenmittel in Shampoos

Verwendung als Metall: reagiert auf Licht (photoelektr. Effekt).

Es lädt sich auf: 1. Xerox-Verfahren für Kopierer: Selentrommel aufgeladen → durch Belichtung Entladung → Farbpartikel werden aufgenommen.

2. Als Photozelle → Belichtungsmesser. CdS genauer.

3. Gleichrichter von Wechselstrom.

4. Lichtschranken.

Verschiedene Modifikationen: grau, rot, amorph, teils metallisch, meist Halbleiter.

Selen bildet Anionen: H2SeO3 Selenige Säure → Na2SeO3 Selenide

TELLUR: Analog Selen; sehr selten.

POLLONIUM: Von Marie Curie entdeckt. Aus 1000 kg Uranpechblende → 30 mg

STICKSTOFFGRUPPE: [N]: 1s2 2s2 2p3

NGas

ArsenHalbmetall

BismutMetall

STICKSTOFF: 78% Luft-N2 │N≡N│ inertes Gas kräftige Bindung. Knöllchenbakterien können N2 spalten und organ. gebund. N herstellen. In gebundener Form: Nitrate; KNO3 Salpeter, Chilesalpeter

N in Aminosäuren → Eiweiß

R-C-COOH                   R-C-OOH

│ │

NH2 NH

COOH                            C=O

C-NH2                            C-NH2

R                                     R

Beginn des Lebens mit Enzymen → sehr Störanfällig → Gerinnung: Neuerfindung Nucleinsäuren. Gebrauch: für Phänotyp: Eiweiß; Genotyp: Erbmaterial.

Metabolismus von N: Aufnahme anderer Zellen.

Ausscheidung: Harnstoff, Harnsäure H2O + O=C(NH2)2→Enzym→ CO2 + 2NH3 Menschen fehlt dieses Enzym → Nieren.

Urimie: Eintrübung des Bewußtseins → Gehirn wird vergiftet.

→ Dialyse: Blut rinnt durch Schläuche (aus Zellophan) die in Waschlösung tauchen (Leitungswasser und Salze). Zellophan ist für kleine Moleküle (Harnstoff) durchlässig! Stoffe die nicht herausgewaschen werden sollen, müssen in Waschlösung vorhanden sein.(Zucker, Salze). Es bleiben aber größere Moleküle zurück → Langfristig trotzdem Vergiftung → Einlagerung in Gewebe.

Bakterien im Harn: Können Harnstoff zersetzen → Urin stinkt.

Haber-Bosch-Verfahren Aus N+H → NH3

Linde-Verfahren: Luft wird verflüssigt und N abgetrennt.

Katalysatoren: Kristallines Fe: (1mol) N2 + (3mol) 3H2 → (2mol) 2NH3.

Reaktion versucht dem äußeren Zwang auszuweichen.

Möglichst hoher Druck und niedrige Temperatur. → 500°C ist Kompromiß zwischen Schnelligkeit und Ausbeute (15%). Reaktionsgase werden durch Brause geschickt: NH3 wird ausgewaschen.

Praxis: durch Strömungsgeschwindigkeit nur 10% Ausbeute,nichtreagierter N + H wird zurückgeleitet.

Problem: H → Versprödung der Rohre → Legierungen.

Verwendung von NH3: Speicherung als flüssiger NH3 (-33°C), fest bei -77°C

Weiterverarbeitung im Ostwald-Verfahren: Er wird oxidiert:


N2O3

NO2 Pt-Netz (angeheizt) heizt dann von selbst → NH3 verbrennt.


NH3 O2

Produkte: Stickoxide in H2O → HNO3

HNO3 + NH3 →neutralisieren → NH4NO3 Dünger.

NH3 mit H2SO4 →neutr. → (NH4)2SO4

NH3 mit H3PO4 → Superphosphat → (PO4)2(SO4)3

NH3: stechend riechendes Gas, leicht verflüssigbar, leicht zu verfestigen.

Das freie e-Paar schwingt auf und ab.             _ → Ausgenützt für Atomuhren.

                                                               N

H H

H

flüssiges NH3  sehr H2O ähnlich: polar, relativ ungiftig: Eigendissoziation: 2NH3 → NH4+ + NH2-.Als Lsg.-Mittel wenn H2O ungeeignet, in zu hoher conc. Verätzung. Löst metallisches Natrium: dunkelblaue Lsg. (Reaktionsmittel).

NH4+: Ammoniumion: Lewis-Säure, ähnlich groß wie K+

NH3: Lewis-Base (e-Donator)

NH4Cl: Salmiak/Ammonchlorid, weißer Film, als Elektrolyt in Batterien, als Lötstein.

Diammid der Kohlensäure: (H2CO3) = Harnstoff.

Carbaminsäure(Insektizide: Carbamate) → Zersetzen sich relativ schnell an Luft/Licht/H2O. In der Medizin als Schlafmittel.        NH2 ONH4

                                           O=C Ammoncarbamat:O=C

OH NH2

Hirschhornsalz: Mischung von Ammoncarbamat mit (NH4)2CO3 als Backtreibmittel für Lebkuchen.

Stickstoffwasserstoffsäure: HN3 → H + N=N=N (gibt H+ ab um symmetrisch zu werden).

Salze: Azide: →Ionische Azide z.B.: NaN3; →Kovalente Azide: PbN3, AgN3 instabil: Inizialzünder.

Initialzünder in Patrone. PbN3 zündet TNT.

Nitride: BN, CN, WN, FeN : nicht stöchometr. Verbindungen, Einlagerungsverbindungen. Hartmetalle→für Bohrer, Meißel, Ahnlich wie Carbide(WC,BC); Einsatzzeit der Bohrer ist wichtig.

NH: Hydrazin: Aus NH3 + Hypochlorid ; H2N-NH2; mit O2 brennbar; Raketentreibstoff; zusetzen zu Kesselwasser als Ox-Schutz für Leitungsrohre. O2 und Hydrazin wird zu H2O reduziert. Atzend, Kanzerogen, Im Labor: Hydrazinsulfat: Handschuhe.

NH2OH: Hydroxylamin durch Reduktion aus Nitraten oder Nitriten in Technik zur Erzeugung von Caprolactam, Braucht man für Nylon, Perlon, reißfester als Stahl.

Stickoxide N-O:

N2O

NO

NO2

N2O3

N2O5

→Entstehen nebeneinander durch reagieren von N2 + O2.


Distickstoffoxid N2O: (Lachgas) → Narkosegas, Treibmittel für Schlagobers (Schmeckt leicht süßlich)

reagiert nicht mit H2O.

Alle übrigen ergeben mit H2O aggressive Säuren( sie sind Anhydride).

2HNO3 -H2O → N2O5

H2N2O4 - H2O → N2O3                Dämpfe: braun und giftig.


NOX: reingewaschen in den Boden nach Blitzen: 10% der Weltdüngung. Vor allem in den Tropen.

→kurzzeitig: in der Lunge Salpeter-/Salpetrige Säure → ätzend.

→langfristig: Canzerogen

Salpetrige Säure ist instabil aber Nitrite sind es.

3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O

Disproportionierung


NO: giftig, wird aber vom Körper hergestellt. Zur Gefäßsteuerung → Blutdruckregelung, Erhaltung der Körpertemperatur. NO führt zur Erschlaffung des Muskels → Erweiterung der Gefäße.

Bei Herzanfällen: Nitroglyzerin → Wird gelutscht → Schleimhäute nehmen es auf. → Gefäße erschlaffen → es wird weniger Blut in die Gefäße geschaufelt → Weniger Anstrengung für Herz. Aber nur für kurze Zeit günstig da Unterversorgung des Körpers mit O2.

Viagra hemmt NO-Abbauendes Enzym (Ursprünglich Herzmittel).


Salze der Salpeter und Salpetrigen Säure:

Nitrite: NaNO → Pökelsalz, Fleischkonservierung

Fleisch bleibt rosa, Keine Oxidation von Hämoglobin.

Wachstum der Erreger der Fleischvergiftung wird gehemmt(stärkstes bekannt. Gift→1μg Tod)

Im Sauren Magen mit Aminosäuren und Pepsin→ reagieren mit Nitrit→Nitrosamine→ cancerogen, diese entstehen auch im Zigarettenrauch, grillen.

Nitrit im Trinkwasser: bei Kleinkindern gefährlich. Es wirkt auf Hämoglobin (kann keinen O2 mehr transportieren) → blaß, Wachstumsstörungen.

Nitrate: als Düngemittel, Sprengstoffe, TNT

Nitrite + Nitrate: als Beize für Autokarosserien, vor dem Lackieren.

N-Kreisläufe: enthalten in Lebewesen, Boden, Luft. → Umwälzung: N-Bindende Bakterien; durch Blitze; beim Abbau von Lebewesen.

PHOSPHOR: eines der ältesten bekannten Elemente.

→ Phosphate: Adenintriphosphat; Nucleinsäurephosphate: Wichtig für den Körper → 70 kg ATP wird täglich durch Atemkette umgesetzt. Intrazellulär wird Phosphatpuffer verwendet. Genug wird mit der Nahrung aufgenommen. Trotzdem wird zugesetzt H3PO4 Säuerungsmittel.

H3PO4: ist stark viskos, ätzend. Stärker als Essigsäure, keinen Dampfdruck. Bei Durchfall →Cola(viel Phosphorsäure, Zucker).

Polyphosphate 1. In Lebensmittel wegen hygroskopischer Wirkung (Fleisch, Brot): Feuchtigkeit bleibt erhalten.

2. als Dünger

3. Phosphatbäder: Oberflächenkorrosionsschutz(Primer)

Ca3PO4: Apatit: Calziumphosphat. Mit H2SO4 wird Phosphorsäure frei → großtechn. Herstellung.

CaSO4: Gips

Knochen bestehen aus CaH5(PO4)3 + Anion; z.B.: Hydroxyapatit +H

Zahnschmelz: Fluoroapatit → Manchmal Trinkwasser mit NaF versetzt.

Phosphor: (von Leuchten)

Reduktion von CaPO4 + Kohle unter Lichtabschluß ~400°C → P4 verdampft, unter H2O aufgefangen → weißer Phosphor (wachsartige Masse).

Phosphor hat 11 Modifikationen.

Weißer Phosphor: reaktiv → Umwandlung in andere Formen → reagiert mit O2.

Verwendung: chem. Industrie. Auflösen in Schweröl→ Napalm (Phosphor-Benzintropfen entzünden sich an der Luft.

reaktionsärmere Formen: roter Phosphor(Mischform) beigemischt bei Zündflächen der Zündhölzer. Grauer + schwarzer Phosphor(metallartig, reaktionslos).

Phosphate: Im Waschmittel um Ca auszufällen → Überdüngung der Gewässer.

Diphosphate, Triphosphate: Durch erhitzen wird H2O abgespalten→

O O

                                          ║ ║

HO-P-OH HO-P-OH

│ │

OH OH

Calgon: Diphosphat: als Kalkschutz, wirkt nicht düngend.

Knochenkrebs: Diphosphat kann verabreicht werden, wird eingebaut statt Hydroxyphosphat → Knochen können nicht abgebaut werden.

Niederdosiertes Diphosphat: Kalziumabbau wird gestoppt, nach Menopause. → Calzitonin: beeinflußt Ca-Haushalt. Fluorid: Hydroxyphosphat, Knochen wird stabil.

Phosphane: P-H-Verbindungen. PH3: Gas. P2H5: Diphosphan (flüssig), giftig, ätzend, brennbar, stinkend, Tauschen H gegen Metall: Mg2P2: Magnesiumphosphan, riechen in dünner Konzentration gut→Moschus.

Phosphan: aus Meer(abgestorbenes organ. Material.) → Meeresgeruch, Mit Feuchtigkeit: H3PO4: Düngung der Küstenregion.

Phosphiate: z.B.: Mg2P2 (In Sand: Mit Meerwasser leuchtet es + bildet Nebel), sehr hart, manche Halbleiter (Indiumphosphat).

Leuchtreaktionen: Phosphor: oxidiert zu Phosphat unter Lichtabgabe. → Chemolumeniszens.

P4O10 Anhydrid der H3PO4. Phosphorpentoxid(P2O5): weißes lockeres Pulver, hygroskopisch, als Exsiccatorpulver, kann man nicht trocknen, wirkt aber besser.

Phosphorhalogenide: P2Cl4 Verwendung als Chlorierungsmittel.

Orthophosphorsäure ≙ Monophosphorsäure H3PO4

Meta- oft zyklisch

Poly-

ARSEN: Vorkommen als Sulfid: As2S3. (Auripigment).

Als Oxid: (als Verunreinigung in Flugstaub- Cu-Gewinnung→ im Rauchfang.)

Auch einige Modifikationen: gelb(≙weißer Phosphor)

grau Halbleiter) Metall- leicht verdampfbar.

Giftig: Arsenverbindungen sind giftig (ähnlich Hg. reines ist kaum giftig allerdings ist As reaktiver.)

As ist S ähnlich- Brücken zwischen As → statt S-Brücken.

As-Oxid ist kraftsteigernd. Auf Dauer schädigend- Krebserregend. Im Körper eingebaut: As-Vergiftung an Haaren nachweisbar. Arsenspiegelnachweis (über As-Wasserstoff). Lithiumboroxid + HCl+ Probe → H*.

Arsenoxidpulver: Macht Haut blasser → Schminke. In Huterzeugung als Filzwalzmittel→ Langzeitvergiftung der Hutmacher. Schädlingsbekämpfung.

Arsen kommt auch in Boden vor→späteres eindiffundieren in Leichen → keine Vergiftung.

Verwendung: Metallurgie: Pb-Akku: ½%As

As: Als Malerfarbe(Cupfer-Arsen).

Arsenite/Arsenate: Arsen-O2-Säuren

z.B.: H3AsO4: Arsensäure

H3AsO3: arsenige S. nur Bedeutung für Mineralogie

ANTIMON: Sb(Stibium), Letternmetall (Pb, Sb, Bi, Sn)

SbS: schwarzes Pigment: als Wimperntusche, Lidstift, in Agypten.

Sb: kaum giftig

kaum größere Vorkommen, begleitend zu Cu, Ag.

Grauspießglanz, Weißspießglanz

Modifikationen: gelb, grau

SP: 360°C

Antimonpulver: Sb2 + Fe-Pulver reduziert.

Verwendung: Als Lagerschalen, Sauerstoffsäuren, Antimonwasserstoff für Nachweise.

BISMUT: Bi2O3 Bismutokker(-oxid) als Schminke bekannt. Kommen mit anderen der Gruppe als Sulfide oder Oxide vor.

SP: 271°C

Früher Arzneimittel gegen Magengeschwüre.

Für Schmelzsicherungen; Metallabgüsse, Kosmetik;

Bismutoxichlorid: Perlmutglanz (Schminke)

Bismuthydrid (flüchtig)

relativ edel, leicht schmelzend

HALOGENE: Brom + Iod: Haben hohen Dampfdruck, starke Ox-Mittel

FLUOR: Gasförmig, das reaktionsfähigste Element, zersetzt sogar H2O

2 H2O + 2F2 → 4HF + O2 → keine wäßrige Fluorlösung!

Vorkommen: Flußspat: CaF2

CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4 HF + NaF/KF → anod. Ox.→ F2 mit Graphitelektroden

Aufheben in Mg-Tanks: bilden innen MgF2-Schicht welche kein weiteres Fluorgas durchläßt.

C-F: Teflon: mit Fluor abgesättigte KWs → hitzebeständiger Kunststoff (~300°C) als Pfannenbeschichtung. Auch für chem. Geräte und Getriebezahnräder.

Chem-, Temperaturstabil.

Mensch: Fluor im Zahnschmelz (Ca5(PO4)3F) Aufnahme durch NaF.

HF: 38% durch Destillation. chem. schwach → schwach dissoziert; bringt Fluoride in Wunde (Gewebetoxisch).

Aufbewahrung: In Plastikflaschen: es reagiert mit Silikaten. SiO2 + HF → SiF4

Fluorierte Verbindungen: z.B.: Cortison, Valium + F → Rohibnol (gesteigerte Wirksamkeit).

Rohibnol: Bewußtseinslücken für Zeit der Wirkung.

HF: Starke Wasserstoffbrücken → nur deshalb flüssig.



20°c


HF HF 38% H2O 100%

DESTILLIEREN/SIEDEDIAGRAMM

Azeotrop: Verhält sich wie Reinstoff (vgl. 96% Alkohol)

CHLOR: chloros: griech.: gelbgrün → Chlorophyll(=Blattgrün)

Schweres gelbgrünes Gas, stark oxidierend, ätzend, erstickend

Vorkommen: NaCl, KCl, AgCl2

Gewinnung: aus Meerwasser (3% Salz, 2,5 % NaCl)





Chlor-Alkalielektrolyse:

In wäßriger Lösung mit Diaphragma

Cloud Callout: Cl2


2Na+ + 2e- → 2Na0

_

 

  2Na0 + 2H+ → 2H + 2Na+ 2NaOH

2H2O → 2H+ + 2OH-

2Cl- → Cl2 + 2e-

Diaphragma = poröse Trennwand

Ergebnis: H2, Cl2 + NaOH

Ohne Diaphragma:


In der Kälte: Anode: Cl2; Kathode: H2

NaOH: Cl2 + 2OH- → HOCl- (Hypochlorige Säure) + H2O + Cl-

Ist nicht stabil, nur ihre Salze. z.B.: NaOCl

Hypochlorid: zur Desinfektion in Bädern im H2O. Umkehrung: 3NaOCl → Cl2 + Cl-


In der Hitze: 3 OCl- → O3Cl- (Chlorat)

3 ClO3- → ClO4 (Perchlorat)

Chlorid: Cl-

Hypochlorid: OCl- → Hypochlorige Säure

Chlorit: O2Cl- → Chlorige Säure

Chlorat: O3Cl- → Chlorsäure; einigermaßen stabil

Perchlorat O4Cl- → Perchlorsäure; sehr stabil

Halogensauerstoffsäuren: z.B.: HOCl: Säurestärke nimmt in umgekehrter Reihenfolge zu.

Halogenwasserstoffsäuren: z.B.: HF, HCl, HBr, HI Säurestärke nimmt von links nach rechts zu.

Transport: Cl2 in Stahlflaschen als Gas. → Es bildet sich Schutzschicht aus Chlor und Metall.

Cl2-Gas in H2O löslich (auch: Br, I, nicht: F) → Hypochlorige / Salzsäure

Cl2 →H2O→ HCl + HOCl (zerfällt)

Halogene machen gerne Radikalreaktionen: Homolytische Spaltung.

Startreaktion meist durch Licht (UV)

Start Cl2 → UV → Cl. + Cl.

Halogene s2p5

E=h*(c/λ)

EBindungsenergie von Cl2

h.Plank'sches Wirkungsquantum.

c.Lichtgeschwindigkeit

λ.Wellenlänge (UV)

Kette Cl. + H2 → HCl + H. CHLORKNALLGASREAKTION

H. + Cl2 → HCl + Cl.

Abbruch: Cl. + Cl. → Cl2

H. + H. → H2

Cl. + H. → HCl Radikale rekombinieren sich. Reaktion sehr energiereich: H2 → 2H. es ist drittes Teilchen vorhanden, welches freiwerdende e- aufnimmt; oder Reaktion findet an der Wand statt → Energie wird auf Wand übertragen. → Verhältnis von Volumen zu Oberfläche muß günstig sein, damit kein Abbruch. (Großes Volumen, kleine Oberfläche).


Kettenstart: durch Peroxoverbindungen NaO. aus Na2O2, H2O2 → 2HO.

Radikalreaktionen: sehr schnell, schwer zu kontrollieren (damit sie nicht erlahmt oder durchgeht); Reaktionen geben viel E ab (Explosion). → pos. Rückkopplung. entstehende Produkte verstärken Ursache. Normalfall: neg. Rückkopplung.

Chlorknallgasreaktion: Analog mit Br, I

BROM: einzig flüssiges Nichtmetall, hoher Dampfdruck; löst sich in H2O → Bromwasser. dem Chlor ähnlich aber weniger reaktionsfähig. Chlor verdrängt Brom → KBr mit Cl2-Gas → KCl+ Br

flüssiges Brom: kaum Bedeutung.

Halogenbromide: Fotografie, AgBr (90% der Bromide)

Früher Bromide als Beruhigungsmittel.

Vorkommen: Meerwasser: Algen.

IOD: Vorkommen: in Meerespflanzen → Gewinnung durch abweiden.

Iodat: in Chilesalpeter: NaNO3; NaIO3

metallisch glänzende Blättchen; großer Dampfdruck.

Löst sich in H2O nicht so gut. Alkohol besser → braune Färbung.

sehr gut löslich in KBr oder Chloroform, Benzol/Toluol.

Gewinnung aus Chilesalpeter mit schwefeliger Säure → HI + H2SO4

HI + IO3- → I2 reinigen durch Sublimieren


Mensch: In Schilddrüse für Thyroxin. Überproduktion: sehr dünne Menschen, agil.

Unterproduktion: In Kindheit: Kretinismus; Beim Erwachsenen: Verlangsamung → Kropfbildung.

Kaliumiodidtabletten: 127I nicht radioaktiv: Schilddrüse hat jetzt soviel Iod aufgenommen, daß es im Falle des Falles kein radioaktives Iod mehr aufnehmen kann. → Es wird ausgeschieden 131I.

Radioaktives Iod zur Diagnostik.

Halogendampflampen: Lichtausbeute ist direkt proportional zur Temperatur.


Im Kolben Spuren von Iod,Quarz möglichst eng am W-Draht~3000°C

Wolfram verdampft→schlägt sich am Quarz nieder→WI4flüchtig→

an Glühwendel: W+I. → entfleuchendes W wird immer wieder zurück geführt.

Entladungslampe: Anode Kathode Ionisiertes Gas


1000 V

Neonlampe: rot durchsichtig.

Na: gelb

Hg: gibt UV-Licht ab → Beschichtung mit Leuchtstoff, welcher im sichtbaren leuchtet. 3 Linien werden vom Gehirn als weiß definiert.

Wolframlampen: Kontinuierliches Strahlen.

Ionisierte Gase senden einzelne Linien des Spektrums aus, erhitzte Feststoffe ein ganzes Spektrum.

Van Arkel - De Boer Verfahren (Aufwachsverfahren); 1924.

Zur Gewinnung reinster Metalle: Ti, W, V,.(Nur teure Metalle weil Verfahren teuer).

                                     Iodkristalle


Heizdraht: 2000°C


Rohtitan 800°C

I2 + Ti → TiI4 → am Draht Zersetzung: Ti lagert sich ab + Iod fängt sich neues Ti.

Früher: Glühbirne → Eddison Glühdraht aus Kohlefaser: Verkohlte Bambusfaser

→Auer von Welsbach: Wolfram als Glühdraht.

ÜBERGANGSMETALLE: Nebengruppenelemente

d-Orbitale werden eröffnet + aufgefüllt: d-Gruppen-Elemente, alles Metalle

Unterscheiden sich in Schmelzpunkt, Redoxverhalten

Vorherrschende Bindungsform: Komplexbildung: Zentralatom, Liganden

Koordinationszahl: Wie viele Liganden.

z.B.: [Fe(CN)6]2-

Bindung über e-Paare = kovalente Bindung, e-Paar kommt nur von einem Partner.

                        CN

CN CN

Fe

CN CN

CN

Vergleiche: Cl. + Cl. → Cl-Cl Atombindung

│C≡N│ + Fe2+

Es gibt 5 d-Orbitale: Die freien Orbitale werden von Liganden aufgefüllt.

Komplexchemie: Cotton-Wilkinson "Anorganische Chemie".

Meist Zentralatom: Lewis-Säure, pos. Metallion → Bindung zwischen Lewis-Säure und Lewis-Base.(Halogenide: Chloro-, Bromo-, Iodo-Komplexe)

Liganden: negative Ionen; oder nichtbindende e-Paare. (Aqua: O; Amin: N; Carbonyl:CO).

Anlagerungskomplexe: Zentralatom und Ligand sind verschieden geladen, oder verschieden polar. z.B.: Cu-Aqua-Komplex.

Durchdringungskomplexe: Zentralatom hat freie Orbitale, Ligand hat freie e-.

Beide Komplexarten kommen gemeinsam vor, jeder Komplex hat bestimmte Anteile von beiden.

[Fe(CN)6]eher Durchdringungskomplexe (sehr stabil)

CuSO4.5H2O → Aquakomplex Anlagerungskomplex nicht stabil. H2O kann im Trockenschrank abgespalten werden.

Magnetismus:

Magnet. Feldstärke.H


                         HA HA


He- He-


H außen stärker                             H innen stärker

als im Stoff                      als außerhalb

DIAMAGNET                              PARAMAGNET

Kreisendes e-­­ verursacht Magnetfeld (→ Umlaufendes e- im Atom erzeugt Magnetfeld)

Paramagnet.: Magnetfeld richtet e im Atom aus → Magnetfeld wird verstärkt.


Diamagnet.: Magnetfeld des e- ist der äußeren Feldstärke entgegengerichtet → 1/100 des Paramagnetismus.

Ferromagnetismus: Stoffeigenschaft von Fe, Co, Ni, 104-105 größer als Paramagnetismus.

Stoff: Weiß'sche Bezirke: Paramagnet. Momente sind gleichgerichtet (unter Mikroskop sichtbar).

In einem größerem Teil heben sich die Eigenschaften auf. Bringt man Fe in Magnetfeld, richten sich diese Bezirke aus. Ausrichtung der Weiß'schen Bezirke = Phasenübergang bei Curie'scher Temperatur: Umwandlung der ausgerichteten Bezirke (Entmagnetisierung).

Alle Stoffe sind Dia- + Paramagnetisch; Ferromagnet ist aber Gruppeneigenschaft.


Diamagnetismus: hervorgerufen durch e-Paare (abgeschlossene Schalen). Fast alle organischen Stoffe, sowie die Mehrzahl der Elemente + organischen Verbindungen.


Paramagnetismus: Eigenschaft eines einzigen e- in einer Schale.

Fast alle Stoffe haben Diamagnetismus (abgeschlossene Schalen). Beiträge jeder Schale summieren sich.

Paramagnetismus ist seltener: ungepaarte e- (=Radikale)

Ganz selten mehrere ungepaarte e- (ODiradikal). NO, NO2, Na, Al. Best. Übergangsmetalle, kaum Metalle.

Messung der magnet. Suszeptibilität: =Aufnahmefähigkeit für ein magnetisches Feld.

χ=∆H(außen-innen)/H(außen)

χbezogen auf mol oder Vol.

χges = χdia + χpara(Tempabhängig)

Messung mit Cavendish-Waage:

Wird Kontakt geschlossen und Stoff ist param.→ Feldlinien konzentrieren sich nach innen→ er wird

scheinbar schwerer.

Permanent-Magnet: Fe-Stab in elektrischem Feld → magnetisch bei bestimmtem C-Gehalt. Wegnahme des äußeren Magnetfeldes → Fe bleibt magnetisch.

Nicht-permanent-Magnet: Fe-Stab im elektr. Feld → magnetisch, beim Abschalten Verlust der Eigenschaft. (Weicheisen).

KRISTALLFELDTHEORIE:

Jeder Ligand erzeugt bestimmtes Feld (elektromagnet.). Zentralatom liegt im Feld der Liganden.

ZAd-Gruppenelement.


Y X X

Z Y Z

dzy dxy dxz dx2-y2 dz2

3e--- Aufenthaltsarten zwischen den Achsen

2e--- Aufenthaltsarten in Achsenrichtung

Oktaeder: Liganden können sich besser in dzy, dxy, dxz Einfügen, als in dx2y2 oder dz2.


      dzy dxy dxz dx2y2 dz2 dz2 dx2y2 ∆Kristallfeldenergie


dzy dxy dxz


freies Atom mit Liganden

Orbitale die mit Liganden wechselwirken werden ungünstiger → Energiereicher

                     dz2

∆Oktaeder dxy E=h*(c/λ) .. Energie liegt im Bereich sichtbarem Lichts

∆Oktaeder = h*(c/λ)

λ.200-1200 nm

Aufspaltung der d-Orbitale: durch Lichteinwirkung werden e- angehoben. z.B.: Blaues Licht wird absorbiert → gelb-rot.

Ligandenfeldtheorie erklärt Farbigkeit der Komplexe: bestimmtes Licht wird absorbiert, die Komplementärfarbe wird gesehen.

→Hauptgruppenelemente-Verbindungen: Weiß

Durchdringungskomplexe: stärker farbig.

Anlagerungskomplex: CuSO4.5H2O H2O Kristallwasser→Liganden.

Ionenverb. Salz. zwischen Cu + H2O → Komplexbildung,

SO4: Atombindung

Bei H2O-Abspaltung wird Cu weiß.

Silikagel: SiO2 Co, Ni Aufspaltung der d-Orbitale (blaues Glas).

wenn feucht: H2O-Moleküle verdrängen Oxide: rosafärbung.

Tetraederanordnung der Liganden: Benachteiligung der Orbitale die zwischen den Achsen liegen.

Quadratisch/Planar: Feld nimmt mit 1/r2 ab (Quadrat der Entfernung). → Tetragonale Verzerrung.

Oktaeder absorbiert genau eine Wellenlänge. Bei Tetragonaler Verzerrung: mehrere Wellenlängen werden absorbiert. → Entartung der d-Orbitale wird durch Komplexbildung aufgehoben.

Planar: → Messung der absorbierten Wellenlänge → rechnerisch: auf Kristallfeldenergie.

Intensität der Farbe: liegt an der Symmetrie→ nicht alle e-Zustände sind erlaubt, dies hängt von der Geometrie des Grundzustands + des angeregten Zustands ab.

KMnO4: stark unsymmetrisch → stark farbig.

MnII + H2O: sehr symmetrisch → blaß gefärbt

Ab d4 - d7 high oder low spin Komplex

d1-d3 + d8-d10 nur 1 Möglichkeit.

High und Lowspin hängt von magnet. Feldstärke des Liganden ab.

D1-GRUPPE:

Scandium

Yttrium

Lanthan

Actinium

Alle sind Metalle, sind ähnlich wie metallisches Ca; erdalkalimetallähnlich, elektropositiv, reaktionsfähig, Vorkommen nur in gebundener Form: Oxide und Phosphate. Metalloxide der

Lanthanide → f-Schale wird aufgefüllt.kommen sehr häufig vor, aber nie in angereicherter Form → gleichmäßige Verteilung; wurden nie aufkonzentriert wie Eisen

Monazit: Gemisch von Phosphaten + Metallen der d1-Gruppe.

Trennung der Elemente: Chromatographisch: löst alle Metalle auf und trennt sie an großer Kationensäule d=0,5 m, paar m Länge + 1 l Monazit in der Säule eluiert + mit Säure heruntergewaschen (PH-Wert, verdünnt → Ionenstärke → Kationen werden hintereinander ausgewaschen).


Extraktion: Ausgangsform wird in Phosphate oder Nitrate übergeführt, dann werden sie mit organ. Komplexbildnern (Benzin, Öl) extrahiert → extrahieren bei versch. pH. Verwendung verschiedener Komplexbildner für größere Mengen, besser automatisierbar. In Nucleartechnik: Aufarbeitung von verbrauchten Brennstäben (Gemisch aus fast allen Elementen in spaltbarer Form.) → Uranstab soll vor Einsatz nicht radioaktiv sein, auch bei Bomben: nur spaltbar, aber nicht radioaktiv.

Es entstehen viele seltene Erden: automatisierte Trennung (kein Mensch darf sich nähern). Aufgelöst in konz. HNO3.

Fraktionieren

Yttrium: Yttriumvanadat: (Vanadiumsalz): leuchtet auf e-Beschuß rot auf (→ Roter Punkt in Bildröhrl). Yttriumaluminiumoxide: künstlich erzeugte Schmucksteine → Diamanten mit Fremdatomen dotiert → bestimmte Färbung (Granat). Für techn. Zwecke.

LANTHAN: +Lanthanide (ähnliche Substanzen)

Lanthanoxide: Beimischung für optische Gläser → größerer Brechungsindex.

Optische Geräte meist 1 Linse mit Lanthanoxid → hohe Brechkraft (Zoomobjektive), bricht leicht.

Gemisch aus Lanthansalzen: Imprägnierung für Gasglühstrümpfe.

14 Lanthanelemente: sehr ähnlich, Auftrennung schwierig.

Lanthan ist Katalysator in Rauchgasentschwefelung.


CER: Cer + Fe 50:50 = Feuerstein in Feuerzeug.

SAMARIUM: Dauermagnet z.B.: Kopfhörer.

YTTRIUM-COBALT: Dauermagnet, hohe Sprungtemperatur → elektrischer Widerstand geht gegen Null → Supraleiter.

Sprungtemperatur: 2 e- koppeln sich zu einem Boson meist beim absoluten (Vodka) Nullpunkt.

D2-GRUPPE: Titan, Zirkonium, Hafnium

ZIRKONIUM: ZrSiO4: Inselsilikat, ZrO2: Zirkonerde. Herstellung analog Titan.

Wie Titan aber Dichte wie Stahl. Die selben Eigenschaften, hohe Korrosionsresistenz. Hat kleinen Neutronen-Einfangsschnitt → n gehen durch. → Hülle von Brennstäben.

Innen sind Pellets aus 235UO2(Natur:0,7%), 238UO2(99,3%). Zur Spaltung benötigt man 7% und 93%.

Anreicherung: Überführung in UF6; In Zentrifugen aufkonzentriert durch mehrere Zentrifugen hintereinander, Rückführung in UO2 (spaltbar, aber nicht radioaktiv). Für Bomben: Plutonium oder reines 235UO2. Im Inneren Entstehen aggressive Spaltprodukte + Gase → Überdruck: Zirkonium hält diesen Ansprüchen stand.

Verwendung: Zirkon: Schmuckstein

ZrO2: sehr hohen SP, für feuerfeste Steine. Leuchtet beim erhitzen(→früher Lampen). Metall: Brennstäbe, Implantate, als Stahllegierungsbestandteil (Schußfester Stahl).


HAFNIUM: Korrosionsfest, aber schwer wie Blei. sehr großer n-Einfangsquerschnitt (Abtrennung von Zr!). Zwischen La + Hf großer Sprung im Atomradius. Hf ist viel kleiner als der des La.

Zr + Hf sind gleich groß → Lanthanidenkontraktion. Atomradius sollte von Zr zu Hf zunehmen. Haben gleiche Eigenschaften nur doppelt so schwer und unterschiedl. SP. Gleiche e-Konfiguration.

Auch: Niob + Tantal. Weiter rechts im PSE nimmt der Effekt ab. Sehr hoher e-Einfangsquerschnitt →Wie Bor als e-Einfänger, stoppt Reaktionen.

TITAN: Schmelzpunkt von Fe aber halbe Dichte ρ = 4g/cm3; stark, leicht, teuer → darum maskulin. Sonst wie Stahl, es korrodiert aber nicht, und erzeugt keine Allergien (→ Implantate).

Häufigstes Element, aber keine Lagerstätten, häufiger als Cu, Zn, C, N; auch Meerwasserfest: Schiffsteile.

3 Mineralien die abgebaut werden: Ilmenit: FeTiO3; Perowskit: CaTiO3; Rutil, Anatas, Brookit: TiO2 je nach Kristallstruktur.

Technische Gewinnung aus Ilmenit: Fe + T: gleicher Atomradius → Ersetzen sich im Kristallgitter.

Abtrennung des Fe

Reduzieren mit C nicht möglich, da sonst Ti-Carbit entsteht

2 Verfahren:


Chlorid-Prozess: Führt zum Titan als Metall.

Funktion: Krollverfahren: Im elektrischen Lichtbogen, sehr hoher Temp. unter Zusatz von Koks(C). Das Mineral wird aufgeschmolzen reduziert. Fe wird zu Fe0 reduziert, es entstehen aber auch Carbide. Großer Teil des Fe ist dann abgetrennt.

→Ti-Schlacke: Ti-Oxid, Fe-Oxid, TiC; Sie wird gemahlen und bei 800°C mit Cl2-Gas umgesetzt →TiCl4 kovalente Verbindung ═ Destillierbar (Fraktionierung: reines TiCl4). TiCl4 wird mit metallischem Mg umgesetzt → MgCl2 + Ti unter Schutzgas Argon + 800°C schwimmt Titan als Schwamm auf flüssigem MgCl2. → Abtrennung. Aus Ti-Schwamm wird noch TiCl4 durch verdampfen entfernt. → Ti zu 99% rein.

Sulfat-Prozess: führt zu TiO2: Wird als weißes Farbpigment verkauft und so verwendet. Vergilbt nicht, ist ungiftig, strahlend weiß →Malerfarbe, Kunststoffe, Füllmaterial in Papier.

Hauptproduzent: USA wegen Hauptlagerstätten.

Verfahren: für Endprodukt: TiO2. Viel billiger.

Vermahlenes FeTiO3 wird digeriert mit H2SO4; Fe2(SO4)3 geht in Lösung. TiOSO4 Titanoxisulfat wird abfiltriert mit Alteisen beschickt (=Reduktionsmittel) → FeSO4

Mischung wird konzentriert und abgekühlt: FeSO4 kristallisiert aus + wird abgetrennt.

TiOSO4 hydrolysiert: Ti(OH)2 nicht sehr stabil → H2O abspaltung durch glühen → TiO2.

Verbindungen: Nicht besetzte, halb besetzte und ganz besetzte Schalen sind besonders stabil.

Verwendung: TiIV als Nachweis für Peroxide / mit Peroxiden Ti-Nw.

                                                               O

                        Ti4+ + H2O2 → [OH -Ti ]+ Peroxitantanyl- (Orange)

O

Ether bildet Peroxide: Vor Reaktion prüfen, sonst Explosion. Ist aber nicht mit TiO2 machbar.Zu inert.

Ti-Carbit/ -Borit/ -Nitrid sehr hart (fast wie Diamant)

Ti-Blech anlaufen lassen → Farben sehr intensiv → Schmuck.

Ti-Sandwich-Verbindungen:


                                                Cyclopentadien


Fe0 /Fe2+/Fe3+-Atom eingelagert

Ferrocen

Cl

Cl

Bicyclopentadianyltitandichlorid: In organ. Lösungsmittel löslich.

Sind sehr stark gefärbt (Ligand)

Sind Magnet → flüssiger Magnet: Lautsprecher, kühlt ihn.


Katalysatoren: Ti-Halogenide: Ziegler-Natta-Verfahren zur Polymerisation von Ethylen → PE.

Bei niederem Druck, Temp.

Es liefert Maßgeschneiderte Polymere, die bestimmte Eigenschaften haben.

RC RC CR

C C C

RC CR CR

C C C

RC RC RC

verschiedene physikalische Eigenschaften.


Bei radikalischer Polymerisation statische Verteilung der Endprodukte; hier wird durch Katalysatoren der Reaktand in bestimmter Stellung festgehalten + reagiert. → Es gibt definierte Endprodukte.

Titanhydrid: Einlagerungen von Ti + H.

Ti kann große Mengen H speichern / Einlagern ═ Schwamm- bis zum 3000-fachen des Eigenvolumens → für Entwicklung neuer Motoren (H-Verbrennung). Ti als Metall sehr teuer.


VANADIUM: Vanadis (nordische Göttin der Schönheit). Es macht viele farbige Verbindungen, nicht selten aber nirgends angereichert.

Vorkommen: VO3- Vanadat PbVO3; YVO3; Vanadiumglimmer (Schichtsilikat).

Mahlen der Erze, rösten mit Soda → NaVO3 ist H2O-löslich. Mit H2SO4 ansäuern → Es fallen Polyvanadate aus (gefärbt). → glühen V2O5 Vanadiumpentoxid hoher Schmelzpunkt. → Reduktion mit metallischem Ca → techn. Vanadium.

Reduktion mit Fe und V2O5: → Ferrovanadium (Legierung).→Werkzeugstahl.

V ist schwer in Lösung zu bringen: nur mit Cl2 oder F-Gas bei hoher Temperatur.

Halogenide sehr niedrige SP: VF5 20°C; SiedeP: 48°C.

VF4: grün.




NIOB + TANTAL: kommen gemeinsam vor als Niobat NbO3-, Tantalat TaO3­­- ,in Brasilien.

Niob: engl.: Columbium.


Herstellung: Schmelzflußelektrolyse der komplexen Fluoride. Erz →HF od. H2SO4→ K2[NbOF4], Na2[TaOF7] → durch Red zum Metall vorher Trennung der Salze mit Ionenaustauscher + Komplexextraktionsmittel.

Als Metall: hoher Schmelzpunkt Nb: 2000°C; Ta: 3000°C. Korrosionsfest.


Legierung aus Nb und Zr: sehr hohe Sprungtemperatur → Supraleitfähige Magneten →Kernresonanzgeräte. Verwendung als Implantate. Tantal ist schwer, Niob schwer wie Stahl → Stahllegierung für hochtemperaturfeste Stähle.

CHROM: chromos: Farbe.

Vorkommen: Cr-Eisenstein (Fe-Cr-Spinell): FeCr2O4 hart, farbig; PbCrO4


Herstellung: Aus FeCr2O4 Chromit

Erz gemahlen: Im Drehrohrofen bei 1000°C mit Soda und Kalk behandelt (Oxidativer Aufschluß) → FeO unlösl., NaCrO4/CaCrO4 löslich. → Trennung.

H2SO4 → Produkt: Kaliumchromat, Kaliumdichromat im sauren → pH-Abhängig.

Chromat reduzieren mit C → Cr2O3 + Al → Metall. Chromit + C + Fe → Chrom + Fe + CO2↑ Ferrochrom Verhältnis: 1:1.

Aus wässrigen Chromsalzen elektrolytisch Chrom abscheiden.

Stoßstange: verkupfert + in Chrombad (Stoßstange als Kathode). Fe ist gegen Rost geschützt.

Bei Nichtleitern: Leitbarmachen durch einpudern mit Graphitstaub, darunter Plastik. Heute: Aufdampfen im Hochvakuum.


Chrom: metallisch blau → kalt. Durch Vernickeln, Versilbern reflektiert es Wärmere Farben → Weichere Oberfläche.

Cr bildet CrO2        mit oxidierenden Säuren nicht angreifbar (Oxidschicht ist inert) Mit nicht oxidierenden Säuren eher angreifbar.(HCl).

Wichtiger Stahllegierungsbestandteil.


Cr-Salze: Zum Teil giftig, Krebsauslösend, zum Ledergerben (mit Cr-Alaum: fest, widerstandsfähig).


Chromleder: Autositze, Schuhe. Eiweißketten werden sofort verbunden, sodaß Bakterien oder Enzyme sie nicht spalten können. (Cr-Komplex). Eingelegt in Saft aus Galläpfeln und Eichenrinde: Leder wird weicher.





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