Hydride
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ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE (605.036; 2 Std) Wintersemester 2003/2004 9. Einheit Hauptgruppen I-IV Trends innerhalb des Periodensystems H He Jedes Element in einer Hauptgruppe Li Be B C N O F Ne hat eine charakteristische Elektronen- Na Mg Al Si P S Cl Ar konfiguration, die typisch für diese K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Gruppe ist. Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Die Elemente am oberen Ende der Fr Ra Gruppe (2. Periode) haben oft Eigenschaften, die sich von den anderen Mitgliedern unterscheiden. Ursache: kleine Radien der Atome der 2. Periode. Das 1. Element einer Hauptgruppe ähnelt mehr dem 2. Element der folgenden Hauptgruppe (Li ↔ Mg, Be ↔ Al, B ↔ Si) ⇒ Schrägbeziehung im Periodensystem. Ursache: Zunahme des Kationenradius (damit Verrringerung der deformierenden Wirkung) (Li+→Na+, Be2+→Mg2+, B3+→Al3+) wird durch Zunahme der Kationenladung (Na+→Mg2+, Mg2+→Al3+, Al3+→Si4+) kompensiert. H B C N O Na Mg Al Si P S F Ne m et C all Nic ha isc h ra he tkt r er Li Be He Cl Ar M C eta ha ll ra isc kt he er r K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn I Xe Fr Ra Der metallische Charakter nimmt nach links entlang einer Periode und nach unten hin entlang einer Gruppe zu. Atom- und Ionenradius Atomradien nehmen entlang einer Periode nach rechts ab (stärkere Kontraktion durch zunehmende Kernladung) und entlang einer Gruppe nach unten zu (Vermehrung der Elektronenschalen). Ionenradien folgen ähnlichen Trends. H He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Kationen sind kleiner und Anionen größer als das ungeladene Atom. Fast nur Elemente der 2. Periode bilden Mehrfachbindungen, da nur diese klein genug sind, sodaß p-Orbitale überlappen können und π-Bindungen ausbilden. kaum eine Überlappung Überlappung der p-Orbitale Der Radius eines Atoms bestimmt, wie viele andere Atome binden können. Kleine Atome haben geringe Valenzen, da sich wenige andere Atome herum gruppieren können. Erste Ionisierungsenergie H Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be 1. Ionisierungsenergie: jene Energie, die aufgebracht werden muß, um von einem gasförmigen Atom ein Elektron vollständig zu entfernen. Einheit: kJ . mol-1 He B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra 1. Ionisierungsenergien nehmen entlang einer Periode nach rechts zu (wachsende Kernladung) und entlang einer Gruppe nach unten ab (wachsender Atomradius und damit zunehmeneder Abstand zum Kern). Halb- und vollbesetzte Energieniveaus sind besonders stabil. Elemente mit diesen Elektronenkonfigurationen haben daher relativ hohe Ionisierungsenergien. Elektronenaffinität Elektronenaffinität: jene Energie, die umgesetzt werden muß, um in einem gasförmigen Atom oder Ion ein Elektron aufzunehmen. Einheit: kJ . mol-1 H He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Absolutwerte der Elektronenaffinitäten nehmen entlang einer Periode nach rechts zu und entlang einer Gruppe nach unten ab. z.B. Cl + e- → Cl- Eea = -364 kJ . mol-1 Nimmt ein Atom mehrere Elektronen auf, so muß Arbeit gegen die abstoßende Wirkung des ersten Elektrons geleistet werden, d.h. die Elektronenaffinität hat dann einen positiven Wert. Elektronegativität Elektronegativität: Maß für das Bestreben eines Atoms, in einer einfach kovalenten Bindung Elektronen an sich zu ziehen. Einheit: relative Zahlenwerte (Fluor als negativstem Element wird willkürlich die Zahl 4 zugeordnet). H He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Elektronegativitäten nehmen entlang einer Periode nach rechts zu und entlang einer Gruppe nach unten ab. Die Differenz der Elektronegativitäten (∆EN) zweier Bindungspartner ist ein Maß für die Polarität (= Ionencharakter) der Bindung. Je größer ∆EN, desto polarer ist die Bindung. z.B. H-Cl (∆EN = 0,9; ca. 20% partieller Ionencharakter) NaCl (∆EN = 2,1; ca. 60% partieller Ionencharakter) Polarisierbarkeit H Ne C N O F Mg Al Si P S Cl Ar Li Be Polarisierbarkeit: Maß für die VerschiebNa barkeit der Elektronenwolke eines K Teilchens in einem elektrischen Feld. Rb Polarisierbarkeiten nehmen entlang Cs einer Periode nach rechts ab und Fr entlang einer Gruppe nach unten zu. He B Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Sr In Sn Sb Te Ba Tl Pb Bi Po At Rn Ra Die Polarisierbarkeit wächst mit der Elektronenzahl (Anion leichter polarisierbar als ungeladenes Atom) und bei gleicher Ladung mit der Ionengröße. Die polarisierende Wirkung eines Ions wächst dagegen mit abnehmendem Radius und zunehmender Ladung, d.h. kleine, hoch geladene Ionen deformieren Nachbarteilchen stärker. Diagonale Nachbarn haben ähnliche Polarisierbarkeiten bzw. polarisierende Wirkungen und damit einen ähnlichen Grad an kovalentem Charakter in ihren Bindungen, die sie bilden. Trends in den Ausbildung von Bindungen Für Elemente der 2. Periode ergibt sich die Valenz aus der Zahl der Elektronen in der Valenzschale und der Oktettregel. Z.B. C mit 4 Valenzelektronen bildet 4 Bindungen O mit 6 Valenzelektronen bildet 2 Bindungen um schließlich 8 Valenzelektronen in der Verbindung zu haben. Elemente höherer Perioden können höhere Oxidationszustände und Valenzen erreichen, da leere d-Orbitale zur Verfügung stehen. Durch den größeren Radius können sie auch Bindungen zu mehr Nachbarn bilden. Effekt des inerten Elektronenpaares: Neigung der Elemente der 3. und 4. Hauptgruppe mit steigender Ordnungszahl zu einer um 2 Einheiten geringeren Wertigkeit als der Gruppennummer entspricht. Ursache: Durch Abgabe von nur 1 (Tl) bzw. 2 (Sn, Pb) Außenelektronen erreichen sie eine stabilere Zweierschale von Außenelektronen z.B. Tl+: [Xe]4f145d106s2 , Sn2+: [Kr]4d105s2 Trends in der Ausbildung von Bindungen Edelgase bilden keine Bindungen miteinander aus. Elemente niedriger Ionisierungsenergie bilden metallische Bindungen miteinander aus. z.B. Na-Metall. Elemente hoher Ionisierungsenergie bilden kovalente Bindungen miteinander aus. z.B. Cl2-Molekül. Elemente um das Band der Metalloide H He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B haben mittlere Ionisierungsenergien K Ca Ga Ge As Se Br Kr und 3, 4 oder 5 Valenzelektronen; Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn sie bilden Netzwerk-Strukturen aus. z.B. Si-Netzwerk. Fr Ra I Xe Chemische Eigenschaften von binären Hydriden Salzartige Hydride: Stark elektropositive metallische Elemente (1. und 2. Hauptgruppe außer Be) bilden ionische Verbindungen mit Wasserstoff, der als Hydrid-Ion (H-) mit Oxidationszahl –1 vorliegt. Eigenschaften: Weiß, fest, hochschmelzend. z.B.: 2 K(s) + H2(g) ' 2 KH(s) Metallartige Hydride: bilden sich mit manchen Übergangsmetallen und sind Einlagerungsverbindungen, d.h. H-Atome besetzen Zwischengitterplätze im Metallgitter. Eigenschaften: Schwarz, pulvrig, elektrisch leitend. Mögliche Verwendung: Speicherung und Transport von Wasserstoff. z.B. 2 Cu(s) + H2(g) ' 2 CuH(s) Metallartiges Hydrid Kovalente oder molekulare Hydride: Elemente der 3. bis 7. Hauptguppe bilden kovalente Verbindungen, wobei H die Oxidationszahl +1 hat. Eigenschaften: gasförmig (NH3, HF, HCl, CH4) oder flüssig (H2O, Oktan, Benzol) Die verschiedenen Klassen binärer Wasserstoffverbindungen: Chemische Eigenschaften von binären Oxiden Metallische Elemente mit niedriger Ionisierungsenergie bilden ionische Oxide. Sie ergeben basische Lösungen in Wasser. Amphotere Oxide: Elemente mittlerer Ionisierungsenergie (z.B. Be, B, Al, Metalloide) bilden Oxide, die sich in sauren und basischen Lösungen auflösen. Saure Anhydride: [Anhydrid = formal durch Wasserentzug aus Säuren entstehende Verbindungen]. Oxide von Nichtmetallen (z.B. CO2, N2O5, SO3), die in Wasser saure Lösungen (z.B. H2CO3, HNO3, H2SO4) geben. Viele Oxide von Nichtmetallen sind gasförmig (z.B. CO2, NO, SO3) und können als Lewis-Säuren fungieren. d.h. O erniedrigt die Elektronendichte am Zentralatom, sodaß dieses als Elektronenpaarakzeptor wirken kann. z.B. CO2(g) + Na2O(s) ' Na2 CO3(s) Wasserstoff (H) Wasserstoff (H) Wasserstoff ist ein s1-Element; es ist ein typisches Nichtmetall und zeigt sehr große Unterschiede zu Alkalimetallen. Vorkommen: macht 89% aller Atome im Universum aus. Auf der Erde selten als H He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra H2, da es der Erd-Gravitation entkommt, jedoch als H2O in Ozeanen und Gestein, als Kohlenwasserstoffe in Erdöl, Erdgas, Kohle und Lebewesen. EIGENSCHAFTEN: In der Natur gibt es 3 H-Isotope: 1H (Wasserstoff; 99,9%), 2H = D (schwerer Wasserstoff, Deuterium; 0,02%), 3H = T (Tritium; radioaktiv). Wasserstoff liegt als H2-Molekül vor. Es ist ein farbloses, geruchloses Gas mit sehr geringer Dichte (0,09 g/L) und kondensiert erst bei 20 K (= -253°C). 1 K = 1 Kelvin = -273,13°C (absoluter Nullpunkt der Temperatur). Beide Meßzylinder enthalten die idente Masse an Flüssigkeit. Links Wasser, rechts flüssiger Wasserstoff, dessen Dichte 1/12 der Dichte von H2O entspricht. Wasserstoff (H) GEWINNUNG von H2: 1) Überleitung von Wasserdampf über glühenden Koks führt zu Wassergas (= Synthesegas). C(s) + H2O(g) ' CO(g) + H2(g) 2) Reaktion von Erdgas oder leichten Erdölfraktionen mit Wasserdampf (Steam-Reforming). CH4(s) + H2O(g) ' CO(g) + 3 H2(g) mit Ni-Katalysator Konvertierung des Synthesegases mit Fe/Cu-Katalysator: CO(g) + H2O(g) ' CO2(g) + H2(g) 3) Synthese im Labor durch Reaktion einer starken Säure mit eínem Metall mit einem unedlen Metall: Zn(s) + 2 H3O+(aq) ' Zn2+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l) Wasserstoff (H) 4) Elektrolyse von leitend gemachtem Wasser (mit Säure oder Lauge): 2 H2O(l) ' O2(g) + 2 H2(g) VERWENDUNG: Wasserstoff ist ein wichtiges Reduktionsmittel. Haber-Bosch-Prozeß: N2(g) + 3 H2(g) ' 2 NH3(g) mit Katalysator. NH3 ist wichtig in der Düngemittel-Industrie. Hydrometallurgische Extraktion von Kupfer u.a. edlen Metallen: Cu2+(aq) + H2(g) ' Cu(s) + 2 H+(aq) in Schwefelsäure Fetthärtung in der Nahrungsmittelindustrie: -C=C- + H2(g) ' -CH-CH- + 2 H+(aq) mit Katalysator. Fetthärtung in der Nahrungsmittelindustrie: -C=C- + H2(g) ' -CH-CH- + 2 H+(aq) mit Katalysator. Wird flüssiges Öl hydrogeniert, entsteht festes Fett. vorher nachher Ursache: Doppelbindungen sind starrer und verhindern dichtere Packung. Durch Hydrogenierung entstehende sog. gesättigte Fette können sich dichter aneinanderlagern. VERBINDUNGEN: Salzartige Hydride mit H- sind sehr instabil und daher sehr starke Reduktionsmittel, die mit H2O sofort zerfallen: NaH(s) + H2O(l) ' NaOH(aq) + H2(g) Die anderen unzähligen Verbindungen, die Wasserstoff enthalten, werden bei den jeweiligen Elementen besprochen. Wasserstoffbrückenbindungen: WASSERSTOFFBRÜCKEN: Ein Molekül ist ein Dipol, wenn es aus Atomen unterschiedlicher Elektronegativität aufgebaut ist, und wenn die δ+ δ− Ladungsschwerpunkte der positiven und H F negativen Ladung nicht zusammenfallen. Dipolmoleküle können sich zusammenlagern und dadurch größere Molekülverbände bilden. Wasserstoffbrückenbindungen bilden sich, wenn positiv polarisierte H-Atome zwischen negativ polarisierten Atomen (N, O und F) liegen. Sie ist nur 5% so stark wie eine entsprechende kovalente Bindung; z.B. Fluorwasserstoff (H-F) F H F H F H Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) sind weitere Moleküle mit Wasserstoffbrückenbindungen. Alkalimetalle (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Alkalimetalle (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be Die Elemente der 1. Hauptgruppe heißen Alkalimetalle. Die Valenz-Elektronenkonfiguration ist ns1 (n = Periode). Das Valenzelektron kann sehr leicht abgegeben werden (geringe Ionisierungsenergie) unter Bildung von M+-Ionen. Alkalimetalle sind die reaktivsten Metalle, da sie extrem leicht oxidiert werden. Sie sind daher starke Reduktionsmittel. H B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Die Schmelzpunkte sind niedrig und nehmen innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab. Schmelzpunkte in °C Lithium, Li Natrium, Na Kalium, K Rb Cs Rubidium, Rb, und Caesium, Cs, sind hochreaktiv und müssen in evakuierten Gefäßen aufbewahrt werden. Francium, Fr, wurde nie in sichtbaren Mengen isoliert. EIGENSCHAFTEN: Weiche, silber-graue Metalle mit niedrigen Schmelzpunkten, Siedepunkten und Dichten. Na Alkalimetalle sind sehr reaktionsfähig. Innerhalb der Gruppe nimmt die Heftigkeit der Reaktion zu. Rb und Cs reagieren mit Wasser explosionsartig. Alkalimetalle bilden an der Luft Hydroxide und zersetzen (reduzieren) Wasser unter Bildung von Wasserstoffgas, H2(g): 2 M(s) + 2 H2O(l) → 2 MOH(aq) + H2(g) M steht für Alkalímetall z.B.: 2 Na(s) + 2 H2O(l) ' 2 NaOH(aq) + H2(g) Reaktion von Li mit Wasser Reaktion von Na mit Wasser (entwickelte Wärme läßt Na schmelzen) Reaktion von K mit Wasser (H2 entzündet sich ) Alkalimetalle reagieren direkt mit allen Nichtmetallen (außer Edelgasen): 6 Li(s) + N2(g) ' 2 Li3N (Lithiumnitrid) Das Reaktionsprodukt der Reaktion der Alkalimetalle mit O2 ändert sich innerhalb der Gruppe. Generell gilt, daß die Stabilität von Ionen größer ist, wenn das Kation und Anion ähnliche Ionenradien haben. Die bevorzugten Reaktionen der Alkalimetalle mit Sauerstoff sind daher: 4 Li(s) + O2(g) ' 2 Li2O(s) Lithiumoxid 2 Na(s) + O2(g) ' Na2O2(s) Natriumperoxid K(s) + O2(g) ' KO2(s) Hyper- bzw. Superoxid (M = K, Rb, Cs) Die bevorzugten Reaktionsprodukte der Alkalimetalle mit Sauerstoff Na2O2(s) KO2(s) Li2O(s) Lithium (Li) Li+ hat eine große Ladungsdichte (Ladungsdichte = Ladung/Radius), daher ähnelt es Mg2+ mehr als den anderen Alkalimetallen (Schrägbeziehung im Periodensystem). Große Ladungsdichte bedeutet große polarisierende Wirkung auf Anionen und Dipolmoleküle, daher bildet Li+ kovalente Bindungen. EIGENSCHAFTEN: Bildet an der Luft Li2O (Lithiumoxid) und Li3N (Lithiumnitrid) 6 Li(s) + N2(g) ' 2 LiN3(s) schon bei 25°C. Lithium gibt eine karminrote Flammenfärbung. VORKOMMEN: in Silicaten in geringer Konzentration. DARSTELLUNG: Schmelzelektrolyse von LiCl mit KCl als Flußmittel. VERWENDUNG: Li hat das negativste Standardpotential aller Elemente, d.h. es produziert ein hohes Potential in galvanischen Zellen; daher Verwendung für wiederaufladbare LithiumionenBatterien. Als Li2CO3 zur Behandlung manisch-depressiver Störungen. Herstellung von Tritium: 6Li + 1n → 4He + 3H Natrium (Na) VORKOMMEN: Natrium kommt in Verbindungen als Na+-Kation vor. Ausnahme sind einige kovalente Komplexverbindungen. NaCl (Stein- bzw. Kochsalz), NaNO3 (Chilesalpeter), Na2CO3 (Soda), Na2SO4 . 10 H2O (Glaubersalz), Na3[AlF6] (Kryolith). EIGENSCHAFTEN: Es oxidiert an feuchter Luft sofort zu NaOH und muß daher unter Petroleum aufbewahrt werden: 2 Na(s) + 2 H2O(l) ' 2 NaOH(s) + H2(g) Natrium gibt eine gelbe Flammenfärbung. DARSTELLUNG: Schmelzelektrolyse von NaCl: Anode: 2 Cl- → Cl2 + 2 eKathode: Na+ + e- → Na Gesamt: 2 Cl- + 2 Na+ ' Cl2 + 2 Na Es entstehen metallisches Na(s) und Chlorgas, Cl2(g) Natrium (Na) VERWENDUNG: als Kühlmittel in flüssiger Form in Kernreaktoren. Flüsssiges Na als Reduktionsmittel zur Gewinnung von Ti und Zr: z.B. TiCl4(g) + 4 Na(l) ' Ti(s) + 4 NaCl(s) NaCl (Natriumchlorid, Steinsalz, Kochsalz): Vorkommen in Steinsalzlagern, in Solen, im Meerwasser (~3%). Verwendung: für die Chlordarstellung; Für Speisezwecke und zur Konservierung; NaCl/Eis-Gemisch als Kältemischung (-21°C). Na2CO3 (Natriumcarbonat): als Na2CO3 . 10 H2O (Soda). Verwendung in der Seifen- und Waschmittelindustrie; in der Glasindustrie als Quelle für Na2O durch Erhitzen; als schwache Base im Labor. NaHCO3 (Natriumhydrogencarbonat, Natriumbicarbonat): Verwendung als Brause- und Backpulver: NaHCO3(aq) + HA(aq) ' Na+(aq) + A-(aq) + H2O(aq) + CO2(g) Die schwachen Säuren stammen aus den Zutaten (z.B. Milchsäure, Zitronensäure oder Essigsäure). Chloralkalielektrolyse: Bildung von Cl2, H2 und NaOH (Natriumhydroxid, Ätznatron) durch Elektrolyse einer wäßrigen NaCl-Lösung (Chloralkalielektrolyse). Zwei Verfahren: Diaphragma-Verfahren und AmalganVerfahren. Diaphragma-Verfahren: Anode: 2 Cl- → Cl2 + 2 eKathode: 2 Na+ + 2 H2O + 2 e- → 2 NaOH + H2 Amalgam-Verfahren: An der Diaphragma-Verfahren Hg-Kathode wird bevorzugt Na+ reduziert und löst sich als Amalgam. In der 2. Zelle ist Hg die Anode: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 Verwendung von NaOH: für Seifen, Cellulose, Farbstoffe, Kunstseide. Amalgam-Verfahren Kalium (K) EIGENSCHAFTEN: Es reagiert mit H2O noch heftiger als Na zu KOH, wobei sich H2 selbst entzündet (Aufbewahrung unter Petroleum). Kalium gibt eine rotviolette Flammenfärbung. VORKOMMEN: K[AlSi3O8] (Feldspat), KCl (Sylvin), KMgCl3 . 6 H2O (Carnallit), K2SO4. Das in der Natur vorkommende Isotop 40K ist radioaktiv und eignet sich zur Altersbestimmung von Mineralien. DARSTELLUNG: Schmelzelektrolyse von KOH. K2CO3 (Kaliumcarbonat, Pottasche): Verwendung für Schmierseifen, Kaligläser und als Dünger. KOH (Kaliumhydroxid; wäßrige Lösung: Kalilauge): ist eine starke Base; Verwendung in der Seifenproduktion und als Ätzmittel. KO2 (Kaliumsuperoxid): Verwendung in Gasmasken, U-Booten und in der Raumfahrt. Es entfernt darin Wasserdampf und produziert Sauerstoff: 4 KO2(s) + 2 H2O(g) ' 4 KOH(s) + 3 O2(g) Das entstehende KOH entfernt ausgeatmetes CO2: KOH(s) + CO2(g) ' KHCO3(s) KNO3 (Kaliumnitrat): Es setzt Sauerstoff beim Erhitzen frei: 2 KNO3(s) ' 2 KNO2(s) + O2(g) Verwendung als Düngemittel und als Bestandteil von Schwarzpulver: 75% KNO3, 15% Holzkohle, 10% Schwefel. Bei der explosionsartiger Verbrennung entstehen CO, SO2 und N2: 2 KNO3(s) + 4 C(s) ' 2 K2CO3(s) + 3 CO(g) + N2(g) 2 KNO3(s) + 2 S(s) ' K2SO4(s) + SO2(g) + N2(g) Rubidium (Rb), Caesium (Cs) EIGENSCHAFTEN: Eigenschaften: Sie sind noch reaktiver als die leichteren Homologen Na und K. Ihre Verbindungen sind den K-Verbindungen ähnlich. Flammenfärbung: Rb (rot); Cs (blau) VORKOMMEN: in geringen Konzentrationen als Begleiter von Na- bzw. K-Verbindungen VERWENDUNG: Caesium-Atomuhr (133Cs-Atome schwingen bei Anregung mit Mikrowellen mit 9,1 x 109 Hz; zur Zeitmessung und als Definition der Sekunde) Francium (Fr) Vorkommen: in Uranmineralien als radioaktives Zwischenprodukt der Uran-Actinium-Zerfallsreihe. Erdalkalimetalle (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) H Die Elemente der 2. Hauptgruppe heißen Erdalkalimetalle. Die Valenz-Elektronenkonfiguration ist ns2 (n = Periode). Die 2 Valenzelektronen können sehr leicht abgegeben werden unter Bildung von M2+. He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B K Ca Ga Ge As Se Br Kr I Xe Rb Sr In Sn Sb Te Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra EIGENSCHAFTEN: Abgesehen von Be mit nichtmetallischen Eigenschaften, sind die anderen typische Metalle. Sie bilden basische Oxide und Hydroxide, wobei der basische Charakter in der Gruppe nach unten hin zunimmt. 2 M(s) + O2(g) ' 2 MO(s) M(s) + 2 H2O(l) ' M(OH)2(aq) + H2(g) (nicht Be) Durch die größere Kernladung und die doppelte Ladung der Ionen haben sie höhere Dichten, Schmelz- und Siedepunkte als die Alkalimetalle. Be Mg Ba Sr Ca Mg, Ca, Sr und Ba wurden innerhalb eines Jahres (1808) von Humphry Davy entdeckt. 1828 Be (F. Wöhler) und 1898 Ra (Pierre u. Marie Curie) Erste und zweite Ionisierungsenergien (kJ/mol) Z Name Schmelzpunkt (°C) 4 Be 1285 12 Mg 650 20 Ca 840 38 Sr 770 56 Ba 710 88 Ra 700 Beryllium (Be) Be zeigt eine deutliche Schrägbeziehung zu Al. Es bildet Bindungen mit stark kovalentem Charakter aus. Es ist amphoter, reagiert also mit Säuren und Laugen. Beryllium ist sehr giftig (Lungengift). Kleines, stark polarisierendes Ion. EIGENSCHAFTEN: hartes, aber sprödes Metall. VORKOMMEN: als Beryll (3 BeO . Al2O3 . 6 SiO2), Smaragd (grüner Beryll durch Cr3+), Smaragd Aquamarin (blauer Beryll durch Fe3+). Aquamarin Be ist also das einzige Erdalkalielement, das in NaOH(aq) reagiert: Be(s) + 2 OH-(aq) + 2 H2O(l) ' [Be(OH)4]2-(aq) + H2(g) [Be(OH)4]2-(aq), Beryllat-Ion DARSTELLUNG: 1) Schmelzelektrolyse von BeCl2. 2) Reduktion von BeF2 mit Mg: BeF2 + Mg ' MgF2 + Be. VERWENDUNG: Be dient als Austrittsfenster für Röntgenröhren, da die geringe Elektronendichte für Transparenz sorgt. Be-CuLegierungen (2-3% Be) sind hart, bruchfest und elektrisch leitend. Be kann formal nur 2 kovalente Bindungen ausbilden (BeX2) und erreicht somit nur ein Elektronenquartett. Dennoch erreicht es in Verbindungen folgendermaßen ein Elektronenoktett: 1) Adduktbildung mit Donormolekülen (= Lewis-Basen) (Ether, Ketone, Chlorid) z.B. BeCl2 . 2 OR2 OR2 Cl Be OR2 Cl 2) Ausbildung von Doppelbindungen (pπ-pπ-Bindungen) z.B. (BeCl2)2, BeCl2 Cl Be Cl Be Cl Cl Cl Be Cl 3) Ausbildung von DreizentrenZweielektronen-Bindungen (3 Atome durch 2 Elektronen verknüpft) z.B. (BeH2)x, (Be(CH3)2)x 4) Polymerisation R R R Be Be Be R R R mit R = H, CH3 BeCl2(s) z.B. festes Berylliumclorid oder Berylliumhydrid BeH2(s) Magnesium (Mg) EIGENSCHAFTEN: Mg-Verbindungen zeigen einen geringen kovalenten Charakter. In Wasser liegt der Hexaquo-Komplex vor: [Mg(H2O)6]2+. Magnesium bildet an der Oberfläche einen MgO-Film und ist so vor weiterer Oxidation geschützt. VORKOMMEN: CaCO3 . MgCO3 (Dolomit), MgCO3 (Magnesit), MgSO4 . H2O (Kieserit), KMgCl3 . 6 H2O (Carnallit), Meerwasser. DARSTELLUNG: 1) Schmelzflußelektrolyse von wasserfreiem MgCl2 2) Carbothermisches Verfahren im Lichtbogen: MgO + CaC2 ' Mg + CaO + 2 C VERWENDUNG: als Leichtmetall im Flugzeug- und Automobilbau. Bestandteil von Blitzlichtpulver. MgO besteht aus Mg2+ und O2- mit kleinen Ionenradien, daher starker elektrostatischer Wechselwirkung und hohem Schmelzpunkt von 2800°C; Verwendung als hochfeuerfestes Material. MgO leitet Wärme gut, Strom aber schlecht und wird daher als Widerstand in elektrischen Heizgeräten verwendet. Zur Herstellung von MgO wird Mg(OH)2 oder MgCO3 erhitzt. Mg(OH)2 ist in Wasser schlecht löslich und bildet eine weißliche, kolloidale Suspension (Magnesiummilch), die als Mittel gegen Magenübersäuerung eingesetzt werden kann. Vorteil gegenüber HCO3-, das ebenfalls gegen Übersäuerung eingestzt wird ist, daß kein CO2(g) entsteht. Vielleicht die wichtigste Magnesiumverbindung ist das Chlorophyll im Photosyntheseapparat der Pflanzen. Calcium EIGENSCHAFTEN: Weißes, glänzendes Metall, das sich an der Luft mit einer Oxidschicht überzieht: 2 Ca(s) + O2(g) ' 2 CaO(s) Ca zersetzt H2O: Ca(s) + 2 H2O(l) ' 2 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) VORKOMMEN: CaCO3 (Kalkstein, Kreide, Marmor), CaCO3 . MgCO3 (Dolomit), CaSO4 . 2 H2O (Gips, Alabaster), CaF2 (Flußspat, Fluorit), Ca5(PO4)3F (Apatit), Ca-Phosphate, Ca-Silicate. DARSTELLUNG: 1) Schmelzelektrolyse von CaCl2. 2) Chemisch: CaCl2 + 2 Na ' Ca + 2 NaCl Marmor, eine sehr dichte Variante von CaCO3 (Farbe von Fe3+Verunreinigungen) Mit Ausnahme von Beryllium reduzieren alle Erdalkalielemente Wasser. Links im Becherglas läuft folgende Reaktion ab: Ca(s) + 2 H2O(l) ' 2 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) Erdalkalielemente kann man durch ihre charakteristische Flammenfärbung erkennen: Ca(orange-rot), Sr (blutrot), Ba (gelblich grün) CaO (Calciumoxid, gebrannter Kalk) wird durch Glühen von CaCO3 bei 1000°C herhestellt (Kalkbrennen): CaCO3(s) ' CaO(s) + CO2(g) 3 CaCl(OCl) . Ca(OH)2 . 5 H2O (Chlorkalk, Bleichkalk) Darstellung durch Einleitung von Cl2 in Calciumhydroxid; zum Bleichen von Papier und Textilien; zur Desinfektion. Ca(OH)2 (Calciumhydroxid, gelöschter Kalk) entsteht aus CaO mit Wasser unter starker Wärmeentwicklung: CaO(s) + H2O(l) ' Ca(OH)2(s) Verwendung: für Bauzwecke; zur Glasherstellung; in der Metallurgie. Mörtel: Bindemittel, die mit Wasser angerührt erhärten (abbinden). Kalkmörtel: wäßriger Brei von Ca(OH)2 und Sand. Abbindeprozeß: Ca(OH)2 + CO2(g) ' CaCO3(s) + H2O(l) Zement besteht aus CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3; entsteht beim Brennen (bei 1400°C) einer gemahlenen Mischung von Kalkstein, Sand und Ton (Aluminiumsilicat). Kalkmörtel beim Abbinden Zementmörtel: wäßriger Brei aus Zement und Sand; Abbinden erfolgt durch Bildung von SiO2 . 3 CaO, Aushärten unter Wasseraufnahme und Auskristallisieren zu Ca4(OH)2Si6O15 . 3 H2O. Beton: grobe Mischung aus Zementmörtel und Kies oder Schotter. CaSO4 (Calciumsulfat) kommt als Gips (CaSO4 . 2 H2O) und Anhydrit (CaSO4) vor. Gips verliert bei 130°C Kristallwasser und bildet gebrannten Gips (CaSO4 . 1/2 H2O); bei 1000°C entsteht Estrichgips (CaO in CaSO4), Calciumsulfat bedingt die bleibende (permanente) Härte des Wassers. Ca(HCO3)2 (Calciumhydrogencarbonat, Calciumbicarbonat) bedingt die temporäre Härte des Wassers; beim Kochen verschwindet sie: Ca(HCO3)2(aq) ' CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) CaCO3 (Calciumcarbonat) tritt in 3 kristallinen Modifikationen auf (Calcit = Kalkspat, Aragonit, Vaterit); Kalkstein, Kreide und Marmor bestehen aus feinen CalcitKristallen. Bestandteil der Schalen von Schalentieren wie z.B. Muscheln. CaC2 (Calciumcarbid) Darstellung: CaO(s) + 3 C(s) ' CaC2(s) + CO(g) bei 3000°C. Das Carbid-Ion (IC≡CI2-) ist eine Brönsted-Base und wird leicht durch Wasser protoniert unter Bildung von Acetylen (C2H2): CaC2(s) + 2 H2O(l) ' C2H2(g) + Ca(OH)2(aq) Ca5(PO4)3OH (Hydroxyapatit) als Bestandteil von Knochen und Zähnen. Hydroxyapatit wird leicht von Säuren angegriffen: Ca5(PO4)3OH(s) + 4 H3O+(aq) ' 5 Ca2+(aq) + 3 HPO42-(aq) + 5 H2O Ca5(PO4)3F (Fluorapatit) ist widerstandsfähiger gegen Säuren als Hydroxyapatit; härtet den Zahnschmelz, daher Wasser mit NaF-Zusatz und Zahnpasta mit SnF2 oder Na2FPO3. Strontium (Sr) VORKOMMEN: SrCO3 (Strontianit), SrSO4 (Coelestin). DARSTELLUNG: Schmelzelektrolyse von SrCl2. Barium (Ba) Lösliche Ba-Verbindungen sind sehr giftig. VORKOMMEN: BaCO3 (Witherit), BaSO4 (Schwerspat, Baryt). DARSTELLUNG: Reduktion von BaO mit Al bei 1200°C im Vakuum: 4 BaO + 2 Al ' BaAl2O4 + 3 Ba. BaSO4 (Bariumsulfat): schwerlöslich; als Röntgen-Kontrastmittel von Magen/Darm und Anstrichfarbe (Permanentweiß) Radium (Ra) Vorkommen: in Pechblende (UO2) als radioaktives Zerfallsprodukt von 238U. Borgruppe (B, Al, Ga, In, Tl) H He Sie umfaßt die Elemente der 3. Haupt- Li Be C N O F Ne gruppe. Die Valenz-Elektronenkonfigura- Na Mg Al Si P S Cl Ar tion ist ns2np1 (n = Periode). Es können K Ca Ga Ge As Se Br Kr maximal 3 Elektronen abgegeben werden bzw. zur Bindungsbildung dienen. B Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra EIGENSCHAFTEN: Bor nimmt eine Sonderstellung ein, da es ein Nichtmetall ist und nur kovalente Bindungen ausbildet. Der Metallcharakter nimmt nach unten zu. Thallium bildet sowohl einwertige (Tl+) als auch dreiwertige (Tl3+) Ionen. Xe Bor (B) B zeigt eine deutliche Schrägbeziehung zu Si. Es bildet Bindungen 1 mit stark kovalentem Charakter aus. EIGENSCHAFTEN: Elementares Bor kommt in mehreren Formen vor, vor allem als B12-Ikosaeder (Zwanzigflächner). Bor ist sehr hart und besitzt eine geringe Dichte. VORKOMMEN: Borax (Na2B4O7 . 10 H2O), Kernit (Na2B4O7 . 4 H2O). DARSTELLUNG: 1) Reduktion mit Mg: B2O3 + 3 Mg ' 2 B + 3 MgO. 2) Reduktion mit H2: 2BBr3(g) + 3 H2(g) ' 2 B(s) + 6 HBr(g) VERWENDUNG: für Spezialstähle großer Härte; zu Versteifung von Kunstharzen und Leichtmetallen. 10B-Regelstäbe in Kernreaktoren zur Steuerung. B(OH)3, H3BO3 (Borsäure, Orthoborsäure) ist giftig und wurde als Antiseptikum und Pestizid verwendet. Sie reagiert als Lewis-Säure: (OH)3B + OH2 ' (OH)3B-OH2 Schwache, einwertige Säure: (OH)3B-OH2 + H2O ' H3O+ + B(OH)4Beim Erhitzen entsteht Metaborsäure (HBO2). B12C3 (Borcarbid): Hoher Schmelzpunkt; Härte ähnlich dem Diamanten. B12-Ikosaeder mit C-Verknüpfungen. 335 pm (BN)x (Bornitrid) 2 B + 2 NH3 ' 2 BN + 3 H2 Weiß; elektrisch nichtleitend; temperaturstabil. Unter hohem Druck geht es in Borazon (anorgan. Diamant) über, das extrem hart ist. B N (BN)x (Anorgan. Graphit; senkrecht übereinanderliegende Sechsringe) NaBH4 (Natriumborhydrid) Darstellung: 4 NaH + BCl3 ' NaBH4 + 3 NaCl Wichtig als Reduktionsmittel. Borane, Borwasserstoffe Darstellung: 3 BH4- + 4 BF3 ' 3 BF4- + 2 B2H6 (Diboran) Reaktion mit Wasser: B2H6 + 6 H2O ' 6 B(OH)3 + 6 H2. Erhitzung: B2H6 ' 2 B + 3 H2. Weitere Borane: B4H10, B5H9 Borane sind Elektronenmangelverbindungen: Es stehen zu wenige Elektronen zur Verfügung, sodaß sich 2-Elektronen-3-Zentren- H Η B H Η B H Bindungen ausbilden, d.h. 1 Elektronenpaar ist über 3 Atome delokalisiert. Bindungsordnung B-H: 1/2 B2H6 H Aluminium (Al) Al ist ein Metall; es ist dreiwertig (Al3+), kann aber auch die Koordinationszahl 6 erreichen (z.B. [Al(H2O)6]3+). Verbindungen haben ionischen und kovalenten Charakter. EIGENSCHAFTEN: geringe Dichte, gute elektr. und therm. Leitfähigkeit. Al bildet an der Luft eine Oxidschicht (Passivierung), die vor weiterem Angriff schützt. Durch anodische Oxidation läßt sich diese Oxidschicht verstärken (Eloxal-Verfahren). VORKOMMEN: 3.-häufigstes Element in der Erdrinde; Bauxit (Al2O3 . H2O), in Silicaten (Feldspat, Granit, Basalt, Gneis, Schiefer, Ton,...), α-Al2O3 (Korund), Rubin (α-Al2O3 mit Cr3+), Saphir (α-Al2O3 mit Fe3+/Ti4+), Topaz (α-Al2O3 mit Fe3+). Rubin (Al2O3 mit Cr3+Einlagerungen) Saphir (Al2O3 mit Fe3+ und Ti4+Einlagerungen) Topaz (Al2O3 mit Fe3+Einlagerungen) VERWENDUNG: Als Al/Fe3O4-Gemisch (Thermit) zum Schweißen (aluminothermisches Verfahren, Bildung von Al2O3 führt zu Temperaturen von 2400°C). Nach Fe sind Al und seine Legierungen wichtigste Werkstoffe, z.B. in Flugzeug- und Schiffsbau. DARSTELLUNG: Gewinnung von Al2O3 aus Bauxit (Bayer-Prozeß): Al2O3 . xH2O + 2 OH- + 3 H2O ' 2 Al(OH)4- + 3 CO2 + xH2O Al(OH)4-(aq) + CO2(g) ' Al(OH)3(s) + HCO3 -(aq) 2 Al(OH)3(s) ' Al2O3(s) + 3 H2O Anschließend Schmelzelektrolyse Dann Schmelzelektrolyse von Al2O3/Na3AlF6 (Mischung mit Stahlkathode Kohlenstoffanode niedrigerer Schmelztemp. als reines Al2O3; 950°C statt 2050°C) Kathode: Al3+ + 3 e- ' Al Anode: 2 O2- + C ' CO2 + 4 eΣ: 4 Al3+ + 6 O2- + 3 C ' 4 Al + 3 CO2 Hoher Energieverbrauch und hohe Flüssiges Aluminium Flüssiges Al2O3/Na3AlF6 CO2-Emission. Al2O3 (Aluminiumoxid) kommt in 2 Modifikationen vor: γ-Al2O3: unlöslich in Wasser; löslich in Säuren und Basen; Verwendung als Adsorbens in der Chromatographie. α-Al2O3: in der Natur als Korund; hart und säureunlöslich. Verwendung für Schleifmittel, feuerfeste Steine und Laborgeräte. Al(OH)3 (Aluminiumhydroxid) als amphotere Substanz löst es sich in Säuren und Basen: Al(OH)3 + 3 H3O+ ' [Al(H2O)6]3+ Al(OH)3 + OH- ' Al(OH)4- Al(OH)3 AlCl3 (Aluminiumchlorid) An feuchter Luft Rauchbildung: AlCl3 + 3 H2O ' Al(OH)3 + 3 HCl. AlCl3 ist eine Lewis-Säure, daher Verwendung als Katalysator. Aluminiumchlorid ist eine ionische Verbindung, in der ein Al3+-Ion von sechs Chlorid-Ionen umgeben ist. An feuchter Luft Rauchbildung: AlCl3 + 3 H2O ' Al(OH)3 + 3 HCl. Wenn in der Nähe Ammoniak freigesetzt wird, führt dies zur Bildung eines weißen Nebels aus NH4Cl(g) (siehe rechts). Alaune (gemischte Sulfate; M+M‘3+(SO4)2 . 12 H2O) KAl(SO4)2 . 12 H2O (Kaliumalaun; für Abwasserreinigung) NH4Al(SO4)2 . 12 H2O (Ammoniumalaun). Gallium (Ga) VORKOMMEN: vergesellschaftet mit Zinkblenden. VERWENDUNG: in der Halbleitertechnologie und für Solarzellen. Indium (In) VORKOMMEN: vergesellschaftet mit Zink- und Bleierzen. VERWENDUNG: Legierungszusatz; in der Halbleiterindustrie. Thallium (Tl) VORKOMMEN: vergesellschaftet mit Zn-, Cu-, Fe- und Pb-Erzen. VERWENDUNG: für niedrig schmelzende Gläser; für Photozellen. Tl ist in seinen Verbindungen ein- oder dreiwertig, wobei die einwertige Stufe stabiler ist. Tl-Verbindungen sind sehr giftig, z.B. Tl2SO4 früher als Rattengift. Kohlenstoffgruppe (C, Si, Ge, Sn, Pb) Sie umfaßt die Elemente der 4. Hauptgruppe. Die Valenz-Elektronenkonfiguration ist ns2np2 (n = Periode). C, Si, und Ge haben in ihren Verbindungen die Oxidationsstufe +4, Sn +2 und +4, Pb meist +2. H He Ne C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar Li Be B K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Der Metallcharakter nimmt nach unten zu. Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra C ist ein typische Nichtmetall, bildet kovalente Verbindungen mit Nichtmetallen und ionische mit Metallen. Oxide von C und Si sind sauer. Ge ist ein Metalloid, während Sn und Pb typische Metalle sind. C zeigt durch den kleineren Atomradius Tendenz zu pπ-pπMehrfachbindungen (z.B. C=C, C=O). Dagegen sind Si-Atome oft zu groß, um p-Orbitalen eine Überlappung zu ermöglichen. Si Sn C (Graphit) Ge Gruppe 14 - Elemente Pb Kohlenstoff (C) VORKOMMEN: frei in 3 Modifikationen als Graphit, Diamant und Fullerene; gebunden in Carbonaten (Kalkstein, Marmor, Kreide, Dolomit,..), in Kohle, Erdöl, Erdgas, in der Luft als CO2, in organischen Materialien. Modifikation: sind verschiedene Zustandsformen chemischer Elemente oder Verbindungen, die bei gleicher Zusammensetzung unterschiedliche Eigenschaften aufweisen. Allotropie: Eigenschaft von Elementen in verschiedenen Modifikationen vorzukommen. Polymorphie: Eigenschaft von Verbindungen in verschiedenen Modifikationen vorzukommen. Graphit EIGENSCHAFTEN: glänzend, weich; guter Wärme- und Stromleiter. VERWENDUNG: für Schmiermittel, Elektrodenmaterial, Bleistifte, Schmelztiegel usw. 670 pm Aufbau: Schichten aus Sechsecken, wobei 1. und 3. Schicht genau übereinander liegen. C-Atome sind sp2-hybridisiert, je ein p-Orbital bleibt über und bildet pπ-pπ-Bindungen. Sie bedingen die Leitfähigkeit entlang der Ansicht von oben Ebene und die mit 2 Schichten: schwarze Farbe. Ausschnit aus dem Graphitgitter: Ansicht von der Seite mit 3 Schichten Diamant EIGENSCHAFTEN: extrem hart; meist farblos und transparent; elektrischer Isolator, aber sehr guter Wärmeleiter. VERWENDUNG: als Brillanten in der Schmuckindustrie, für Werkzeuge zum Bohren, Schneiden, Schleifen und Polieren. Aufbau: jedes C-Atom ist sp3-hybridisiert und somit Mittelpunkt eines Tetraeders aus C-Atomen. 616 pm Diamant Jeder Kohlenstoff ist sp3-hybridisiert. Graphit Fullerene EIGENSCHAFTEN: Kristalle (Fullerite); löslich in manchen Lösungsmitteln z.B. Benzol. Aufbau: Fußball-förmig aus 5- und 6eckigen C-Ringen. C60 VERWENDUNG: das Innere der Fullerene kann andere Atome aufnehmen: z.B. K3C60 als Supraleiter. Bildung: in rauchenden Flammen und in Sternen (Roten Riesen). C70 Ruß EIGENSCHAFTEN: feinverteilter Kohlenstoff, der kugelförmige verkettete Aggregate (Durchmesser 10-500 nm) bildet, deren Feinstruktur der des Graphits ähnelt. Er hat eine große Oberfläche und ein hohes Adsorptionsvermögen. VERWENDUNG: als abriebfester Füllstoff für Autoreifen und Gummiartikel; als Farbstoffe und für Druckerschwärze. Entstehung: durch unvollständige Verbrennung oder durch thermische Spaltung von Kohlenwasserstoff-Gemischen (z.B. Erdöl, Erdgas, Steinkohleteer). Aktivkohle Aufbau: poröses, chemisch hoch aktives Gerüst aus ungeordneten C-Atomen und winzigen Graphitkristallen. Durch die riesige Zahl an Mikroporen hat sie eine große innere Oberfläche (bis 2000 m2/g). Das Adsorptionsvermögen ist daher sehr groß. Aktivkohle kann bis zu 25% mineralische Anteile (z.B. Kieselsäure) enthalten. VERWENDUNG: Sie entfernt organische Stoffe aus Flüssigkeiten und Gasen: Filtration von Lösungen, für Luftreiniger, Reinigung von Trink- und Abwasser, für Gasmasken und Zigarettenfilter. CO2 (Kohlendioxid) O=C=O Bildung: Ansäuerung von Carbonaten; Verbrennung von CVerbindungen unter Sauerstoffüberschuß. Beim Lösen in Wasser bildet sich Kohlensäure: CO2(g) + H2O(l) ' H2CO3(aq), daneben liegt HCO3-, CO32- und vor allem physikalisch gelöstes CO2 vor. VERWENDUNG: für Getränke; als Trockeneis (festes CO2) zur Kühlung. CO (Kohlenmonoxid) IC≡OI Bildung: Unvollständige Verbrennung von organischen Stoffen oder Kohlenstoff; kommerziell mit Wasser als Synthesegas (CO, H2). CO ist nicht sehr reaktiv, bildet aber leicht Komplexe mit Übergangs-metallen, z.B. Carbonyle: Ni(s) + 4 CO(g) ' Ni(CO)4(l) Hohe Toxizität von CO: es komplexiert Fe im Hämoglobin und blockiert somit die Bindungsstelle von O2 → Erstickungstod. VERWENDUNG: als Reduktionsmittel bei der Metallgewinnung, z.B. für Fe im Hochofen: Fe2O3(s) + 3 CO(g) ' 2 Fe(l) + 3 CO2(g) Carbide Salzartige Carbide: mit Metallen der 1. + 2. Hauptgruppe, sowie Al als Methide (C4-) oder Acetylide (C22-) starke Brönsted-Basen: Al4C3 + 12 H2O ' 3 CH4 + 4 Al(OH)3 Kovalente Carbide: z.B Siliciumcarbid (SiC) mit diamantähnlicher Struktur als Schleifmittel. Darstellung: SiO2 + 3 C ' SiC + 2 CO (bei 2000°C) Interstitielle Carbide: mit Übergangsmetallen, wobei die C-Atome Lücken zw. den MetallAtomen füllen. Sie sind extrem hart, Schmelzpunkte >3000°C. Z.B. Wolframcarbid (WC) für Bohrerköpfe, Eisencarbid (Fe3C) als Bestandteil von Stahl. Cyanide (CN-) und Blausäure (HCN) sind giftig; für Acrylnitrile (HCN + HC≡CH ' H2C=CH-CN) in synthetischen Fasern nach dessen Polymerisation. Silicium (Si) Si ist das 2.-häufigste Element in der Erdrinde. Es ist ein Halbleiter und sehr reaktionsträge. Vorkommen: als Silicate (Granit, Ton, Sand usw.), Quarz (SiO2), Asbest (faserartiges Silicatmineral). Darstellung: 1) Reduktion im Lichtbogen: SiO2 + 2 C ' Si + 2 CO 2) Reduktion mit H2: SiCl4(l) + 2 H2(g) ' Si(s) + 4 HCl(g) 3) Ultrareines Si für Halbleiter durch Zonenschmelzen Schmelzspule Schmelzzone Rein-Si Roh-Si Vakuum VERWENDUNG: in reinster Form als Halbleiter und für Solarzellen; Legierungsbestandteil von Stählen. SiO2 (Siliciumdioxid): bildet ein hartes Netzwerk, das in Wasser unlöslich ist. Achat VORKOMMEN: als Quarz (SiO2), Sand (goldbraun durch Fe-Oxide), Amethyst (mit Fe), Achat. Struktur: tetraedrisch mit Si Amethyst Onyx im Zentrum und 4 Bindungen zu O. Quarz Quarzit, eine granulare Form von Quarz Drei Modifikationen von SiO2 Cristobalit Die schwarzen Bereiche im Cristobalit stammen von Obsidian, einem Si-hältigen vulkanischen Gestein. H2SiO3 (Metakieselsäure) und H4SiO4 (Orthokieselsäure) sind schwache Säuren; Silicate: bestehen aus tetraedrischen Oxoanionen von Si. Zirkon (ZrSiO4): in der Schmuckindustrie als Diamant-Ersatz. Jade (NaAl(SiO3)2): Kettensilicat Tremolit (Ca2Mg5(Si4O11)2(OH)2): Bandsilicat; eines der Asbeste; feuerbeständig, daher früher für Isolierungen in Gebäuden. Talk (Mg3(Si2O5)2(OH)2): Schichtsilicat; weich und glatt. Asbest Silicate Inselsilicate Gruppensilicate Ringsilicate 6- SiO44- Si2O7 Olivine, Granate Thortveitit (SiO32-)3 Benitoit Ringsilicate (SiO32-)6 Beryll Schichtsilicate Kettensilicate Bandsilicate (Si2O64-)∞ (Si4O116-)∞ Pyroxene Amphibole (Si2O52-)∞ Asbest, Pyrophyllit, Talk, Kaolinit, Glimmer Grundgerüst Die Grundstruktur von Kettensilikaten heißt Pyroxen Si2O64- Silicone bestehen aus langen –O-Si-O-SiKetten, wobei z.B. Methylgruppn SiZentren ersetzen CH3 CH3 CH3 Si O Si O Si O CH3 CH3 CH3 Verwendung: um Stoffe wasserabweisend zu machen; für Schmiermittel, Dichtungsmasse. Silicium (Si) Alumosilicate (Aluminosilicate): einige Si4+ sind durch Al3+ ersetzt; die fehlende positive Ladung ist durch weitere Kationen ausgeglichen. Glimmer (KMg3(Si3AlO10)(OH)2): Tetraeder-Schichten werden durch K+ zusammengehalten; für Schmelzofenfenster. Feldspat (z.B. KAlSi3O8): bis zur Hälfte der Si4+ sind durch Al3+ ersetzt. Granit: Mischung aus Feldspat, Quarz und Glimmer. Durch Witterungseinflüsse bildet sich Lehm, ein anorganischer Bestandteil von Erde. Verwitterung: z.B. KAlSi3O8 + 2 H2O + CO2 ' K2CO3 + Al2Si2O5(OH)4 + 4 SiO2 Alumosilikate wie Glimmer können leicht in dünne Schnitte zerlegt werden (Fenster) Granit (Mischung aus Glimmer, Quartz und Feldspat) Zeolithe Zeolithe sind Alumosilicate mit einer porösen Struktur. Sie sind aus SiO4- und AlO4-Tetraedern aufgebaut, die über O-Brücken verbunden sind. Es entsteht eine räumliche Anordnung von Hohlräumen, die über Kanäle zugänglich sind. Kleine Moleküle können aufgenommen werden, größere werden ausgeschlossen, wodurch sie als Molekularsiebe wirken. Verwendung: als Ionenaustauscher und Katalysatoren. Gläser Glas: amorphe, d.h. ohne Kristallisation erstarrte, unterkühlte Schmelze (‘eingefrorene Flüssigkeit‘). Atome besitzen Nahordnung, aber keine gerichtete Fernordnung. Glas-Bildung tritt dann ein, wenn die Geschwindigkeit von Kristallkeimbildung bzw. Kritallwachstum in einer Schmelze unterhalb ihres Schmelzpunktes klein ist, verglichen mit der Abkühlgeschwindigkeit des geschmolzenen Stoffes. 90% aller Gläser sind Soda-Kalk-Gläser aus Na2O, CaO und SiO2. Borosilicat-Glas (z.B. Pyrex): enthält B2O3; besitzt einen geringen thermischen Ausdehnungskoeffizienten; für Geschirr und Laborgeräte. Glas ist sehr Chemikalien-resistent; Ausnahme: Flußsäure (HF) und Alkalien (OH- und CO32-), die Glas ätzen: SiO2 + 6 HF ' SiF62- + 2 H3O+ SiO2 + Na2CO3 ' Na2SiO3 + CO2 Zweidimensionale Strukturmodelle von kristallinem Quarz, Quarzglas und Alkalisilicatglas mit Trennstellen im Netzwerk Kristalliner Quarz Quarzglas Silicium Alkalisilicatglas Sauerstoff Alkalimetall SiO2 bildet eine Netzwerkstruktur, bei der -Si-O-Si-Bindungen durch -Si-O- M+ aufgebrochen wurden; dies bedingt die amorphe Struktur. Germanium (Ge) Ge ist ein schwarz-graues Metalloid, Halbleiter. Verwendung: Optische Elemente der Infrarot-Spektroskopie; in der Halbleierindustrie; als Katalysator und in Legierungen. Zinn (Sn) Sn ist sehr weich; es kommt als weiße, metallische Modifikation (β-Zinn) und als graue, nichtmetallische Modifikation (α-Zinn) vor. Darstellung: Reduktion mit Koks bei 1200°C: SnO2 + C ' Sn + CO2. VORKOMMEN: als SnO2 (Cassiterit, Zinnstein), Cu2FeSnS4 (Zinnkies). VERWENDUNG: zum Verzinnen (Weißblech = verzinntes Eisenblech), Verpackungsfolien (Stanniol), als Legierungsbestandteil [Bronze (aus Sn und Cu), Weichlote (Lötzinn mit 40-70% Sn + 3060% Pb), Letternmetall (bis 15% Sn). SnCl2 (Zinndichlorid): ist ein starkes Reduktionsmittel. SnS2 (Zinndisulfid): goldglänzend; für Anstriche. Blei (Pb) Pb ist ein weiches Schwermetall; es ist giftig. VORKOMMEN: als PbS (Bleiglanz), PbCO3 (Weißbleierz). DARSTELLUNG: 1) Röstreduktionsverfahren: Vollständiges ‘Rösten‘: 2 PbS + 3 O2 ' PbO + SO2 Reduktion mit CO: PbO + CO → Pb + CO2 2) Röstreaktionsverfahren: Unvollständiges ‘Rösten‘: 3 PbS + 3 O2 ' PbS + 2 PbO + 2 SO2 Erhitzung unter Luftabschluß: PbS + 2 PbO ' 3 Pb + SO2 VERWENDUNG: in Akkumulatoren; als Legierungsbestandteil. PbO (Bleiglätte): für Bleigläser. Pb3O4 (Mennige): als Antirostanstrich
