4 Nichtmetalle 4.5 Chalkogene

Gruppeneigenschaften

Vorkommen

- Sauerstoff ist das häufigste Element in der Erdkruste

Vorkommen

+ Volumenanteil in der Luft 21 %

+ hoher Anteil in Silicaten, Carbonaten und Oxiden

Vorkommen

+ Volumenanteil in der Luft 21 %

+ hoher Anteil in Silicaten, Carbonaten und Oxiden

Vorkommen

- Schwefel kommt vor

+ gediegen in Lagerstätten

+ in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie

# Pyrit FeS2

Vorkommen

# Pyrit FeS2

# Zinkblende ZnS

Vorkommen

# Pyrit FeS2

# Zinkblende ZnS# Bleiglanz PbS

Vorkommen

# Pyrit FeS2

# Zinkblende ZnS# Bleiglanz PbS# Kupferkies CuFeS2

Vorkommen

# Pyrit FeS2

# Schwerspat BaSO4

Vorkommen

# Pyrit FeS2

# Schwerspat BaSO4

# Gips CaSO4 2 H2O

Vorkommen

- Selen und Tellur kommen vor

+ spurenweise in sulfidischen Erzen

+ in geringer Menge gediegen

gediegenes Selen

Tellurid, TeO2

Die Elemente

Sauerstoff

- unter NB ist elementares O2 ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas

- verflüssigt oder in dickeren Schichten ist Sauerstoff hellblau

- bei 0 °C und 1 bar lösen sich 0,049 l O2 in 1 l Wasser

- im O2-Molekül sind die Sauerstoffatome durch eine - und eine -

Bindung aneinander gebunden (Bindungslänge 121 pm)

Sauerstoff

- unter NB ist elementares O2 ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas

- verflüssigt oder in dickeren Schichten ist Sauerstoff hellblau

- bei 0 °C und 1 bar lösen sich 0,049 l O2 in 1 l Wasser

- im O2-Molekül sind die Sauerstoffatome durch eine - und eine -

Bindung aneinander gebunden (Bindungslänge 121 pm)

- das stabile O2 - Molekül dissoziiert erst bei hohen Temperaturen

Bei 3000 °C Dissoziations-

grad nur 6 %!

Sauerstoff

- Oxidation erfolgt daher meist erst bei hohen Temperaturen; allerdings

erfolgen mit vielen Stoffen langsame Oxidationen

Sauerstoff

- in reinem Sauerstoff laufen Reaktionen viel schneller ab

Sauerstoff

- in reinem Sauerstoff laufen Reaktionen viel schneller ab

Holz, Fe, S

Sauerstoff

- großtechnische Erzeugung von Sauerstoff durch Luftverflüssigung

(Linde - Verfahren)

Karl von Linde (1842 - 1934)

Sauerstoff

- großtechnische Erzeugung von Sauerstoff durch Luftverflüssigung

(Linde - Verfahren)

Sauerstoff

- reiner Sauerstoff läßt sich durch

Elektrolyse von Kalilauge erzeugen:

Sauerstoff - Ozon

- die zweite Modifikation des Sauerstoffs ist das gasförmige Ozon O3

- es riecht charakteristisch und besitzt eine blaßblaue Farbe

- Verflüssigung bei -111 °C, Fp. bei -193 °C

- Struktur kein Dreiring, sondern gewinkelt:

Bindungsgrad 1,5

Sauerstoff - Ozon

- Struktur kein Dreiring, sondern gewinkelt:

- reines Ozon ist eine endotherme Verbindung und, vor allem im

flüssigen Zustand, explosiv!

Sauerstoff - Ozon

- Ozon kann aufgrund seiner antimikrobiellen Wirkung zur Entkeimung

von Trinkwasser verwendet werden

- Ozon bildet sich bei + elektrischen Entladungen

Sauerstoff - Ozon

- Ozon kann aufgrund seiner antimikrobiellen Wirkung zur Entkeimung

von Trinkwasser verwendet werden

- Ozon bildet sich bei + elektrischen Entladungen

+ Einwirkung von UV - Licht

Schwefel

- Schwefel besitzt die ausgeprägte Tendenz zur Ketten- oder Ringbildung:

Schwefel

- Schwefel besitzt die ausgeprägte Tendenz zur Ketten- oder Ringbildung:

- bei NB stabil ist der rhombische Schwefel; er ist hellgelb, spröde und

schwerlöslich in Wasser

Schwefel

- Schwefel kommt in mehreren Modifikationen vor

Schwefel

- Schwefel kommt in

mehreren

Modifikationen vor

Schwefelmoleküle

Schwefel

- der (Cycloocta)schwefel ist bei Normaltemperatur nicht sehr

reaktionsfähig: Reaktion nur mut F und Hg!

- bei erhöhter Temperatur erfogt allerdings Verbindungsbildung mit

vielen Metallen und Nichtmetallen; nicht jedoch mit Au, Pt, Ir, N2, Te,

I und den Edelgasen

Schwefel

- Wasser und nichtoxidierende Säuren greifen S8 nicht an, jedoch

oxidierende Säuren und Alkalien

- erzeugen läßt sich S8 z. B. bei der Zersetzung von Thiosulfaten mit

Säuren:

Schwefel

- ca. 70 % der Weltproduktion

von Schwefel enstammt

Lagerstätten aus

Elementarschwefel -

gefördert wird er durch

Schmelzen unter Druck

(Frasch - Verfahren)

Schwefel

- der Rest wird vorwiegend aus H2S - haltigen Gasen erzeugt

(Claus - Prozeß)

- für die zweite Rkn. sind Katalysatoren (Bauxit, Aktivkohle) erforderl.

Schwefel

85 % des Schwefels finden in der H2SO4-Produktion Verwendung!

Weitere Anwendungen sind

+ Zündhölzer

Schwefel

85 % des Schwefels finden in der H2SO4-Produktion Verwendung!

Weitere Anwendungen sind

+ Zündhölzer

+ Feuerwerkskörper

+ Schießpulver

Selen, Tellur, Polonium

- Selen kommt in 6 Modifikationen vor ; 3 monokline Mod. sind analog

S8 aus gewellten Se8 - Ringen aufgebaut und besitzen eine rote Farbe

- bei 100 °C erfolgt Umwandlung in das graue Selen, das aus spiraligen

Se - Ketten aufgebaut ist

- das handelsübliche schwarze,

glasige Selen ist amorph

- Selen-

modifikationen

- Tellur kristallisiert im gleichen Gitter wie graues Selen

- Graues Selen und Tellur sind Halbleiter, die Leitfähigkeit von Se

ist lichtabhängig

Belichtungsmesser

Bewegungsmelder

- Bei der Kupferraffination sammeln sich im Anodenschlamm Vbdg.

wie Cu2Se, Ag2Se, Au2Se, Cu2Te, Ag2Te und Au2Te an.

- Bei der Kupferraffination sammeln sich im Anodenschlamm Vbdg.

wie Cu2Se, Ag2Se, Au2Se, Cu2Te, Ag2Te und Au2Te an.

- Polonium ist bereits ein Metall. Es ist radioaktiv, kommt in der

Pechblende vor und fand technisch nur kurz in der Autozuliefer-

industrie Verwendung:

Sauerstoffverbindungen

- Verbindungsbildung mit allen Elementen außer mit He, Ne, Ar, Kr

- wichtigste Oxide sind ionisch bis kovalent mit der Oxidationsz. –2

- Bildung des Oxidions ist energieintensiv:

Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung

- das H2O - Molekül ist gewinkelt; die Bindungen sind polar

- charakteristisches Auftreten von Wasserstoffbrückenbindungen

- von Wasser sind 7 kristalline Phasen bekannt, bei NB nur Eis I

- Dichtemaximum bei 4 °C (1,0 g/cm3), Eis bei 0 °C (0,92 g/cm3)

Anomalie des Wassers

(Gewässer frieren nicht vollständig zu; wichtig für Flora

und Fauna)

-Anomalie des Wassers

- von Wasser sind 7 kristalline Phasen bekannt, bei NB nur Eis I

- Dichtemaximum bei 4 °C (1,0 g/cm3), Eis bei 0 °C (0,92 g/cm3)

- Wasser ist eine sehr beständige Verbindung (Dissoziation bei

2000 °C nur 2 %!

Wasserstoffperoxid H2O2

- sirupöse, fast farblose (in dicker Schicht bläuliche) Flüssigkeit

(Fp. –0,4 °C, Kp. 150 °C)

- handelsüblich ist eine 30 %ige Lösung (Perhydrol)

- schwache O-O Bindung

- metastabile Verbindung, die sich, z. T. explosionsartig, zersetzt

-wirkt oxidierend

- z.B. SO2 zu SO42-, NO2

- zu NO3-, Fe(II) zu Fe(III), Cr(III) zu

Chromat

Die Erzeugung erfolgt hauptsächlich

+ durch elektrolytische Oxidation von H2SO4-SO42--Lsg.

Die Erzeugung erfolgt hauptsächlich

+ durch elektrolytische Oxidation von H2SO4-SO42--Lsg.

+ nach dem Anthrachinon-Verfahren

Aufgrund seiner Oxidationswirkung

dient H2O2 als Desinfektions-

Mittel und als Bleichmittel.

Aufgrund seiner Oxidationswirkung

dient H2O2 als Desinfektions-

Mittel und als Bleichmittel.

Perborat NaBO2(OH)2 • 3 H2O ist

Bestandteil von Waschmitteln.

Peroxide

Peroxide enthalten Sauerstoff in der Oxidationszahl –1; sie sind

formal

Salze der schwachen zweibasigen Säure H2O2.

Die Hydrolyse von Peroxiden liefert Wasserstoffperoxid:

Peroxide

Bekannt sind Peroxide der Alkalimetalle und von Ca, Sr, Ba.

Mit CO2 entwickeln alle Alkalimetallperoxide Sauerstoff:

Peroxide

Mit CO2 entwickeln alle Alkalimetallperoxide Sauerstoff; technisch

kann so Atemluft regeneriert werden.

Hyperoxide

K, Rb, Cs verbrennen in O2 zu Verbindungen des Typs MeO2.

Hier ist das Ion O2- enthalten; die Oxidationszahl von O beträgt –1/2.

Weiterhin sind LiO2, NaO2, Ba(O2)2 und Sr(O2)2 bekannt; sie können

nicht aus dén Elementen gewonnen werden.

Die Hyperoxide reagieren heftig mit Wasser:

Wasserstoffverbindungen von S, Se und Tellur

Das stark endotherme Tellan wird durch Zersetzung ionischer Tellurideerzeugt:

Im Labor stellt man H2S aus FeS her:

H2S, H2Se und H2Te sind farblose, sehr giftige, unangenehm riechendeGase.

H2S zerfällt bei hoher Temperatur in die Elemente (bei 1000 °C 25 %).

An der Luft verbrennt es unter Bildung von SO2 mit blauer Flamme.

H2S, H2Se und H2Te sind farblose, sehr giftige, unangenehm riechendeGase.

H2S zerfällt bei hoher Temperatur in die Elemente (bei 1000 °C 25 %).

An der Luft verbrennt es unter Bildung von SO2 mit blauer Flamme.

In 1 l Wasser lösen sich bei 20 °C 2,6 l H2S. H2S wirkt reduzierend:

H2S, H2Se und H2Te sind schwache zweibasige Säuren:

Analog dem Gang bei den Hydrogenhalogeniden nimmt die Säurestärke

In Richtung Tellurwasserstoff zu.

Sulfide

H2S bildet Hydrogensulfide (HS-) und Sulfide (S2-).

Die Sulfide stark elektropositiver Metalle sind ionisch (Na2S, K2S, Al2S3).

Sulfide

Die Schwerlöslichkeit der Metallsulfide benutzt man in der analytischenChemie zur Trennung von Metallen

Dies alles versetzest Du mutig und keß mit Salzsäure doppeltnormal, und duftig entweicht das H2S hier oben, da ist's ja egal! Und wenn du filtrierst, so faßt Du beim Wickel die schwarzen Sulfide von Kobalt und Nickel.

http://h2o.htu.tuwien.ac.at/fsch/Fsch05/aetzer/prak.htm

Sulfide

Die Schwerlöslichkeit der Metallsulfide benutzt man in der analytischenChemie zur Trennung von Metallen

Schon aus saurer Lösung fallen:

In ammoniakalischer Lösung (Sulfidionenkonzentration größer!) fallen:

Sauerstoffsäuren des Schwefels

Als reine Verbindungen isolierbar sind:

+ Schwefelsäure+ Dischwefelsäure+ Peroxoschwefelsäure+ Peroxodischwefelsäure+ Thioschwefelsäure

Alle anderen S‘säuren sind nur in wäßriger Lösung oder in Form

ihrer Salze bekannt. Mit Ausnahme der Peroxoschwefelsäure sind

alle S‘säuren zweibasig

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure H2SO4

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure

- eines der wichtigsten großtechnischen Produkte

- Hauptmenge dient zur Düngerherstellung

- Erzeugung fast ausschließlich nach dem Kontaktverfahren; Hauptreaktion:

- Hauptproblem: Bei hoher Temp. GG-Verschiebung nach links, bei niedriger Temp. gehemmte Reaktion (Aktivierungsenergie zu hoch!)

- Lösung Katalysator als Sauerstoffüberträger (V2O4/V2O5 auf SiO2)

- konz. Schwefelsäure :

+ farblos

+ ölig (Fp. 10 °C, Kp. 280 °C)

+ handelsüblich 98 %ig, bei 338 °C azeotrop siedend

+ mit einem SO3 - Überschuß als „Oleum“ oder

rauchende Schwefelsäure bekannt

+ wird aufgrund ihrer wasserentziehenden Wirkung als

Trocknungsmittel verwendet

- konz. Schwefelsäure wird

aufgrund ihrer wasserentziehenden

Wirkung als Trocknungsmittel

verwendet

- konz. Schwefelsäure entzieht das Wasser nicht nur physikalisch,

sondern auch chemisch aus Verbindungen:

Zucker C(H2O)6 + H2SO4

Zucker C(H2O)6 + H2SO4 Kohle (C) und (H2O)

- konz. Schwefelsäure ist eine oxidierende Säure:

- heiße, konz. Schwefelsäure löst neben unedlen Metallen z.B.

Kupfer, Silber und Quecksilber

Mg Zn Cu (k. Rkn.)

Metall + verd. H2SO4

- heiße, konz. Schwefelsäure löst neben unedlen Metallen z.B.

Kupfer, Silber und Quecksilber

Kupfer + heiße, konz. H2SO4

- die heftig exotherme Rkn. mit H2O geschieht in zwei Schritten

- es leiten sich + Hydrogensulfate (mit HSO4-)

und + Sulfate (mit SO42-)

- Lewisformeln

- Peroxoschwefelsäuren

besitzen die Gruppe

Carosche Säure H2SO5 Peroxodischwefelsäure H2S2O8

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schweflige Säure

- gut wasserlöslich (45 l SO2 in 1 l H2O bei 15 °C)

- Lösung reagiert sauer und reduzierend

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schweflige Säure

- gut wasserlöslich (45 l SO2 in 1 l H2O bei 15 °C)

- Lösung reagiert sauer und reduzierend

- es leiten sich zwei Reihen von Salzen ab:

+ Hydrogensulfite HSO3- (gut lösl.)

+ Sulfite SO32- (schwerlöslich)

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Thioschwefelsäure H2S2O3

- bei H2SO4 formaler Ersatz eines O- durch ein S-Atom

- wasserfrei bei -80 °C als farblose, ölige Flüssigkeit isolierbar

z. B. nach :

- wasserfrei bei -80 °C als farblose, ölige Flüssigkeit isolierbar

z. B. nach :

- bei Erwärmen schon unterhalb 0 °C Zerfall (Rückrkn.)

- in Wasser beständig sind die Salze der T., die Thiosulfate:

Thiosulfatbildung durch Kochen von Sulfiten mit Schwefel

- als „Fixiersalz“ dient Natriumthiosulfat zum Komplexieren von

unbelichtetem Silberhalogenid (das Komplexsalz ist auswaschbar)

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur

- Selendioxid entsteht beim Verbrennen von Selen

kristallines rotes Selen

- Selendioxid entsteht beim Verbrennen von Selen

- SeO2 ist in der Gasphase monomer; im Kristall polymer

- analog SO3 existiert auch SeO3 als extrem starkes Oxidationsmittel

- SeO2 löst sich in H2O unter Bildung der Selenigen Säure

H2SeO3 (vgl. SO3) + kristallin isolierbar!

+ schwächere Säure als H2SO3

- wird von SO2, H2S, HI, Hydrazin zu rotem Selen reduziert:

- Selensäure H2SeO4 aus Oxidation von H2SeO3 mit H2O2, Permang.;

stärker oxidierend als H2SO4; HCl/ H2SeO4 ähnlich Königswasser

- Tellurdioxid kommt als Mineral vor (Tellurit)

- Tellurdioxid kommt als Mineral vor;

es entsteht bei Verbrennung von Te an der Luft

Halogenverbindungen

- SF6 ist ein farb- und geruchloses, ungiftiges Gas (Sblp. -64 °C) und

entsteht aus den Elementen:

- es ist ungewöhnlich reaktionsträge und reagiert trotz linker GG-Lage

bei 500 °C nicht mit Wasserdampf:

+ Grund ist in der sterischen Abschirmung der

oktaedrisch angeordneten Fluoratome zu suchen

Halogenverbindungen

- SF6 findet Verwendung als gasförmiger Isolator in

Hochspannungsanlagen

4 Nichtmetalle 4.6 Elemente der 5. Hauptgruppe

As Sb Bi

Vorkommen

- Stickstoff ist Hauptbestandteil der Luft (ca. 78,1 %)

- in gebundener Form im Chilesalpeter (NaNO3)

Vorkommen

- Bestandteil der Eiweißstoffe DNS

Vorkommen

- Phosphor ist reaktionsfähig; er kommt in der Natur nur in

Verbindungen vor - zumeist als Phosphat

Apatit (Ca[F,Cl,OH]-phosphat)

Vorkommen

- Hydroxylapatit Ca5(PO4)2 OH bildet die Knochensubstanz der

Wirbeltiere

Vorkommen

- Arsen kommt nur gelegentlich elementar vor

- Arsenide sind die häufigsten Mineralien:

Arsenolith(Slowakei),As2O3

Vorkommen

Realgar

Vorkommen

Auripigment

Vorkommen

- Antimon kommt gediegen vor

Finnland Rumänien

Vorkommen

- Antimon kommt gediegen vor

- daneben wie Arsen Vorkommen

als Sulfid oder Metallsalz

Antimonit(Grauspieß-glanz),As2S3

Toscana, I

Vorkommen

- Bismut (früher Wismut) kommt ebenfalls gediegen, als Sulfid und

als Oxid vor

Bismut,Bi

Erzgeb., D

Vorkommen

- Bismut (früher Wismut) kommt ebenfalls gediegen, als Sulfid und

als Oxid vor

Bismutglanz,Bi2S3

Die Elemente

Stickstoff

- bei Raumtemperatur ein Gas (Kp. –196 °C, Fp. –210 °C),

flüssiger Stickstoff wird als Kühlmittel verwendet

Stickstoff

- bei Raumtemperatur ein Gas (Kp. –196 °C, Fp. –210 °C)

- liegt biatomar vor:

- im Molekül eine , 2 - Bindungen, daher hohe Bindungs- und

Dissoziationsenergie

- daher chemisch sehr stabil Verwendung als Inertgas

- technische Darstellung durch fraktionierende Destillation

verflüssigter Luft

- chemisch reiner Stickstoff nach 2 NaN3 2 Na + 3 N2

300 °C

Phosphor

wurde 1669 von dem

Alchemisten

Henning Brand (1630 - 1710)

entdeckt.

Phosphor

- tritt in mehreren Modifikationen auf (Pweiß, Prot, Pviolett, Pschwarz)

Phosphor

Weißer Phosphor

- entsteht bei der Kondensation von Phosphordampf

- ist wachsweich, gelblich, Fp. 44 °C, löslich in CS2, nicht in H2O

- ist an Luft selbstentzündlich Aufbewahrung unter Wasser

- verbrennt zunächst zu P4O6,

dann unter Lichtaussendung

(Chemolumineszens) zu P4O10

Phosphor

Weißer Phosphor

- entsteht bei der Kondensation von Phosphordampf

- ist wachsweich, gelblich, Fp. 44 °C, löslich in CS2, nicht in H2O

- ist an Luft selbstentzündlich Aufbewahrung unter Wasser

- verbrennt zunächst zu P4O6, dann unter Lichtaussendung zu P4O10

- besteht aus tetraedrischen P4 - Molekülen

Phosphor

Roter Phosphor

- ist amorph

- entsteht durch Erhitzen von weißem Phosphor unter Luftausschluß

- ist ungiftig, luftstabil und entzündet sich erst oberhalb 300 °C

+ findet in Reibeflächen für Zündhölzer Verwendung

(der Streichholzkopf enthält

ein Gemisch aus Schwefel oder

Sb2S5 und Kaliumchlorat)

Phosphor

Darstellung

- aus Calciumphosphat durch Reduktion mit Koks bei 1400 °C im

Lichtbogenofen; der Phosphor entweicht dampfförmig:

2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C 6 CaSiO3 + 10 CO + P4

90 % des Phosphors wird zu Phosphorsäure H3PO4 verarbeitet.

- thermodynamisch stabile Modifikation ist das metallische oder

graue Arsen

- besitzt Schichtstruktur

Antimon

- graues Antimon ist mit grauem Arsen isotyp

- Kristalle sind glänzend und spröde

- Kristalle sind elektr. leitend

und schmelzen unter

Volumenabnahme

Antimonbarren aus dem

Deutschen Museum, München

Antimon

- graues Antimon ist mit grauem Arsen isotyp

- Kristalle sind glänzend und spröde

- Kristalle sind elektr. leitend und schmelzen unter Volumenabnahme

- wird aus Grauspießglanz (Sb2S3) nach zwei Verfahren hergestellt

- dient zur Herstellung von Legierungen

(Lagermetalle;

Pb-Sb- Legierungen als Letternmetalle

Bismut

- metallisches Bismut ist mit grauem Arsen isotyp

- schwach rotstichiges, silberweiß glänzendes, sprödes Metall

- schmilzt wie Ga, Ge, Sb unter Volumenabnahme

- wird aus oxidischen Erzen durch Reduktion mit Kohle hergestellt

Bismut

- dient zur Herstellung von Legierungen

(Woodsches Metall: 50 % Bi, 25 % Pb, 12,5 % Sn, 12,5 % Cd,

Fp. 70 °C) dient zur Herstellung von Schmelzsicherungen oder

von Sprinkleranlagen

4 Nichtmetalle 4.5 Chalkogene

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4 Nichtmetalle 4.6 Elemente der 5. Hauptgruppe

4.5 session 44 einheit 6

4.5. Barrierefreie GUI-Gestaltung - schmiedecke...TFH Berlin 4.5. Barrierefreie GUI-Gestaltung üPrinzipen üBarrierefreie Webseiten üBarrierefreie Webapplikationen üBarrierefreie

6. Chalkogene...Anorganische Chemie I Folie 3 Prof. Dr. T. Jüstel 6.2 Gruppeneigenschaften Die leichten Chalkogene (Schwefel und Sauerstoff) sind ausgeprägte Nichtmetalle, während

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