kalsi3o8

ALLGEMEINE und
ANORGANISCHE CHEMIE
Trends innerhalb des Periodensystems
H
(605.036; 2 Std)
Wintersemester 2003/2004
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.
9. Einheit
Hauptgruppen I-IV
H
B
Atom- und Ionenradius
He
C
N
O
Na Mg Al Si
P
S
F
Atomradien nehmen entlang einer
Periode nach rechts ab (stärkere Kontraktion durch zunehmende Kernladung) und
entlang einer Gruppe nach unten zu
(Vermehrung der Elektronenschalen).
Ne
m
e
C tall Nic
ha isc h
ra he tkt r
er
Li Be
Cl Ar
M
e
ha t a l l
ra isc
kt he
er r
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
C
Rb Sr
Cs Ba
In Sn Sb Te
I
Ionenradien folgen ähnlichen Trends.
Fast nur Elemente der 2. Periode bilden
Mehrfachbindungen, da nur diese klein
genug sind, sodaß p-Orbitale überlappen
können und π-Bindungen ausbilden.
Fr Ra
Periode und nach unten hin entlang einer Gruppe zu.
Erste Ionisierungsenergie
1. Ionisierungsenergie: jene Energie,
die aufgebracht werden muß, um von
einem gasförmigen Atom ein Elektron
vollständig zu entfernen.
Einheit: kJ . mol-1
B
He
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
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
kaum eine
Überlappung
Überlappung der p-Orbitale
Der Radius eines Atoms bestimmt, wie
viele andere Atome binden können.
Der metallische Charakter nimmt nach links entlang einer
Kleine Atome haben geringe Valenzen, da sich wenige andere Atome
herum gruppieren können.
H
B
H
Li Be
Kationen sind kleiner und Anionen größer als das ungeladene Atom.
Xe
Tl Pb Bi Po At Rn
Li Be
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.
He
C
N
O
F
Ne
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr
In Sn Sb Te
I
Cs Ba
Tl Pb Bi Po At Rn
Xe
Elektronenaffinität
Elektronenaffinität: jene Energie,
die umgesetzt werden muß, um in
einem gasförmigen Atom oder Ion ein
Elektron aufzunehmen.
Einheit: kJ . mol-1
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.
H
Li Be
B
He
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
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
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.
1
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
Polarisierbarkeit
H
Li Be
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Li Be
B
Ne
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
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.
B
He
C
N
O
F
Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
Ca Ga Ge As Se Br Kr
Sr
In Sn Sb Te
Ba
Tl Pb Bi Po At Rn
I
Xe
Ra
Elektronegativitäten nehmen entlang einer Periode nach rechts zu
und entlang einer Gruppe nach unten ab.
Die Polarisierbarkeit wächst mit der Elektronenzahl (Anion leichter
polarisierbar als ungeladenes Atom) und bei gleicher Ladung mit der
Ionengröße.
Die Differenz der Elektronegativitäten (∆EN) zweier
Bindungspartner ist ein Maß für die Polarität (= Ionencharakter)
der Bindung. Je größer ∆EN, desto polarer ist die Bindung.
Die polarisierende Wirkung eines Ions wächst dagegen mit
abnehmendem Radius und zunehmender Ladung, d.h. kleine, hoch
geladene Ionen deformieren Nachbarteilchen stärker.
z.B. H-Cl (∆EN = 0,9; ca. 20% partieller Ionencharakter)
NaCl (∆EN = 2,1; ca. 60% partieller Ionencharakter)
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
Chemische Eigenschaften von binären Hydriden
Salzartige Hydride: Stark elektropositive metallische Elemente
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
Li Be
B
He
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
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.
I
Xe
Fr Ra
z.B. Si-Netzwerk.
Kovalente oder molekulare Hydride:
Elemente der 3. bis 7. Hauptguppe bilden kovalente
Verbindungen, wobei H die Oxidationszahl +1 hat.
(1. und 2. Hauptgruppe außer Be) bilden ionische Verbindungen mit
Wasserstoff, der als Hydrid-Ion (H-) mit Oxidationszahl –1 vorliegt.
Eigenschaften: Weiß, fest, hochschmelzend.
Eigenschaften: gasförmig (NH3, HF, HCl, CH4) oder flüssig
(H2O, Oktan, Benzol)
Die verschiedenen Klassen binärer Wasserstoffverbindungen:
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
2
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.
Wasserstoff (H)
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 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
Wasserstoff liegt als H2-Molekül
vor. Es ist ein farbloses,
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
I
Xe
Rb Sr
In Sn Sb Te
Cs Ba
Tl Pb Bi Po At Rn
geruchloses Gas mit sehr
geringer Dichte (0,09 g/L) und
Fr Ra
H2, da es der Erd-Gravitation entkommt,
kondensiert erst bei 20 K
jedoch als H2O in Ozeanen und Gestein, als Kohlenwasserstoffe in
(= -253°C).
Erdöl, Erdgas, Kohle und Lebewesen.
1 K = 1 Kelvin = -273,13°C
EIGENSCHAFTEN: In der Natur gibt es 3 H-Isotope:
(absoluter Nullpunkt der
1H
(Wasserstoff; 99,9%), 2H = D (schwerer Wasserstoff,
Temperatur).
Deuterium; 0,02%), 3H = T (Tritium; radioaktiv).
Wasserstoff (H)
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)
4) Elektrolyse von leitend gemachtem Wasser (mit Säure oder
Lauge): 2 H2O(l) ' O2(g) + 2 H2(g)
VERWENDUNG:
2) Reaktion von Erdgas oder leichten Erdölfraktionen mit
Wasserdampf (Steam-Reforming).
CH4(s) + H2O(g) ' CO(g) + 3 H2(g) mit Ni-Katalysator
Haber-Bosch-Prozeß: N2(g) + 3 H2(g) ' 2 NH3(g) mit Katalysator.
NH3 ist wichtig in der Düngemittel-Industrie.
Konvertierung des Synthesegases mit Fe/Cu-Katalysator:
CO(g) + H2O(g) ' CO2(g) + H2(g)
Hydrometallurgische Extraktion von Kupfer u.a. edlen Metallen:
Cu2+(aq) + H2(g) ' Cu(s) + 2 H+(aq) in Schwefelsäure
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)
Fetthärtung in der Nahrungsmittelindustrie:
-C=C- + H2(g) ' -CH-CH- + 2 H+(aq) mit Katalysator.
Wasserstoff ist ein wichtiges Reduktionsmittel.
3
Fetthärtung in der Nahrungsmittelindustrie:
VERBINDUNGEN:
-C=C- + H2(g) ' -CH-CH- + 2 H+(aq) mit Katalysator.
Salzartige Hydride mit H- sind sehr instabil und daher sehr starke
Reduktionsmittel, die mit H2O sofort zerfallen:
Wird flüssiges Öl
hydrogeniert,
entsteht festes Fett.
Ursache: Doppelbindungen sind
starrer und
verhindern dichtere
Packung.
vorher
Durch
Hydrogenierung
entstehende sog.
gesättigte Fette
können sich dichter
aneinanderlagern.
nachher
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
Alkalimetalle
(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3)
sind weitere Moleküle mit Wasserstoffbrückenbindungen.
Alkalimetalle (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
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
He
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
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
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:
Na
Weiche, silber-graue Metalle
Die Schmelzpunkte sind niedrig und nehmen
innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab.
mit niedrigen Schmelzpunkten,
Siedepunkten und Dichten.
4
Alkalimetalle sind sehr reaktionsfähig. Innerhalb der Gruppe nimmt
die Heftigkeit der Reaktion zu. Rb und Cs reagieren mit Wasser
Alkalimetalle reagieren direkt mit allen Nichtmetallen (außer
explosionsartig.
Edelgasen):
Alkalimetalle bilden an der Luft Hydroxide und zersetzen
6 Li(s) + N2(g) ' 2 Li3N (Lithiumnitrid)
(reduzieren) Wasser unter Bildung von Wasserstoffgas, H2(g):
Das Reaktionsprodukt der Reaktion der Alkalimetalle mit O2
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)
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:
Reaktion von Li
mit Wasser
4 Li(s) + O2(g) ' 2 Li2O(s) Lithiumoxid
Reaktion von Na mit
Wasser (entwickelte
Wärme läßt Na
schmelzen)
Reaktion von K
mit Wasser (H2
entzündet sich )
Die bevorzugten
Reaktionsprodukte der
Alkalimetalle mit
Sauerstoff
2 Na(s) + O2(g) ' Na2O2(s) Natriumperoxid
K(s) + O2(g) ' KO2(s) Hyper- bzw. Superoxid (M = K, Rb, Cs)
Lithium (Li)
Li+ hat eine große Ladungsdichte (Ladungsdichte = Ladung/Radius),
daher ähnelt es Mg2+ mehr als den anderen Alkalimetallen (SchrägNa2O2(s)
beziehung 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
KO2(s)
Li2O(s)
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.
Natrium (Na)
VORKOMMEN: Natrium kommt in Verbindungen als Na+-Kation
vor. Ausnahme sind einige kovalente Komplexverbindungen.
NaCl (Stein- bzw. Kochsalz), NaNO3 (Chilesalpeter), Na2CO3
VERWENDUNG: Li hat das negativste Standardpotential aller
(Soda), Na2SO4 . 10 H2O (Glaubersalz), Na3[AlF6] (Kryolith).
Elemente, d.h. es produziert ein hohes Potential in galvanischen
Zellen; daher Verwendung für wiederaufladbare Lithiumionen-
EIGENSCHAFTEN: Es oxidiert an feuchter Luft sofort zu NaOH
Batterien.
und muß daher unter Petroleum aufbewahrt werden:
Als Li2CO3 zur Behandlung manisch-depressiver Störungen.
Herstellung von Tritium: 6Li + 1n → 4He + 3H
2 Na(s) + 2 H2O(l) ' 2 NaOH(s) + H2(g)
Natrium gibt eine gelbe Flammenfärbung.
5
Natrium (Na)
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)
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):
Diaphragma-Verfahren:
Verwendung als Brause- und Backpulver:
Anode:
NaHCO3(aq) + HA(aq) ' Na+(aq) + A-(aq) + H2O(aq) + CO2(g)
2 Cl- → Cl2 + 2 e-
Die schwachen Säuren stammen aus den Zutaten (z.B.
Milchsäure, Zitronensäure oder Essigsäure).
Kathode:
2 Na+ + 2 H2O + 2 e- → 2 NaOH + H2
Amalgam-Verfahren: An der
Chloralkalielektrolyse: Bildung von Cl2, H2 und NaOH
Hg-Kathode wird bevorzugt Na+
(Natriumhydroxid, Ätznatron) durch Elektrolyse einer wäßrigen
reduziert und löst sich als Amalgam.
NaCl-Lösung (Chloralkalielektrolyse).
In der 2. Zelle ist Hg die Anode:
Zwei Verfahren: Diaphragma-Verfahren und AmalganVerfahren.
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
Verwendung von NaOH: für Seifen,
Cellulose, Farbstoffe, Kunstseide.
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.
Diaphragma-Verfahren
Amalgam-Verfahren
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)
DARSTELLUNG: Schmelzelektrolyse von KOH.
Das entstehende KOH entfernt ausgeatmetes CO2:
K2CO3 (Kaliumcarbonat, Pottasche): Verwendung für
Schmierseifen, Kaligläser und als Dünger.
KOH(s) + CO2(g) ' KHCO3(s)
6
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)
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.
VORKOMMEN: in geringen Konzentrationen als Begleiter von
Na- bzw. K-Verbindungen
Bei der explosionsartiger Verbrennung entstehen CO, SO2 und N2:
VERWENDUNG: Caesium-Atomuhr (133Cs-Atome schwingen bei
Anregung mit Mikrowellen mit 9,1 x 109 Hz; zur Zeitmessung und
als Definition der Sekunde)
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)
Francium (Fr)
Vorkommen: in Uranmineralien als radioaktives Zwischenprodukt
der Uran-Actinium-Zerfallsreihe.
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+.
Erdalkalimetalle
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
Li Be
B
He
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
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
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.
Erste und zweite
Ionisierungsenergien
(kJ/mol)
Be
Mg
Ba
Sr
Ca
Z Name
Schmelzpunkt (°C)
4
1285
Be
12 Mg
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)
650
20 Ca
840
38 Sr
770
56 Ba
710
88 Ra
700
7
Be ist also das einzige Erdalkalielement, das in NaOH(aq) reagiert:
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+).
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
Aquamarin
Verbindungen folgendermaßen ein Elektronenoktett:
1) Adduktbildung mit Donormolekülen (= Lewis-Basen)
(Ether, Ketone, Chlorid)
z.B. BeCl2 . 2 OR2
Magnesium (Mg)
OR2
Cl
Be
OR2
Cl
EIGENSCHAFTEN: Mg-Verbindungen zeigen einen geringen
kovalenten Charakter. In Wasser liegt der Hexaquo-Komplex vor:
2) Ausbildung von Doppelbindungen
(pπ-pπ-Bindungen)
z.B. (BeCl2)2, BeCl2
[Mg(H2O)6]2+. Magnesium bildet an der Oberfläche einen MgO-Film
Cl
Cl Be
Be Cl
Cl
Cl Be Cl
VORKOMMEN: CaCO3 . MgCO3 (Dolomit), MgCO3 (Magnesit),
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
MgSO4 . H2O (Kieserit), KMgCl3 . 6 H2O (Carnallit), Meerwasser.
DARSTELLUNG:
1) Schmelzflußelektrolyse von wasserfreiem MgCl2
BeCl2(s)
z.B. festes Berylliumclorid
oder Berylliumhydrid
und ist so vor weiterer Oxidation geschützt.
BeH2(s)
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.
2) Carbothermisches Verfahren im Lichtbogen:
MgO + CaC2 ' Mg + CaO + 2 C
Vielleicht die wichtigste
Magnesiumverbindung ist
das Chlorophyll im
Photosyntheseapparat der
Pflanzen.
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.
8
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.
Marmor, eine sehr dichte
2) Chemisch: CaCl2 + 2 Na ' Ca + 2 NaCl 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)
Mörtel: Bindemittel, die mit Wasser angerührt erhärten (abbinden).
CaO (Calciumoxid, gebrannter Kalk)
wird durch Glühen von CaCO3 bei 1000°C herhestellt
(Kalkbrennen):
Kalkmörtel: wäßriger Brei von Ca(OH)2 und Sand.
Abbindeprozeß: Ca(OH)2 + CO2(g) ' CaCO3(s) + H2O(l)
CaCO3(s) ' CaO(s) + CO2(g)
Zement besteht aus CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3; entsteht
beim Brennen (bei 1400°C) einer gemahlenen Mischung
von Kalkstein, Sand und Ton (Aluminiumsilicat).
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)
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.
Verwendung: für Bauzwecke; zur Glasherstellung; in der
Metallurgie.
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.
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)
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)
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
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.
Ca5(PO4)3F (Fluorapatit)
ist widerstandsfähiger gegen Säuren als Hydroxyapatit; härtet den
Zahnschmelz, daher Wasser mit NaF-Zusatz und Zahnpasta mit SnF2
oder Na2FPO3.
9
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.
Borgruppe
(B, Al, Ga, In, Tl)
BaSO4 (Bariumsulfat): schwerlöslich; als Röntgen-Kontrastmittel
von Magen/Darm und Anstrichfarbe (Permanentweiß)
Radium (Ra)
Vorkommen: in Pechblende (UO2) als radioaktives Zerfallsprodukt
von 238U.
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
B
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
(n = Periode). Es können
maximal 3 Elektronen abgegeben werden
bzw. zur Bindungsbildung dienen.
Rb Sr
In Sn Sb Te
I
Xe
Cs Ba
Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
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.
EIGENSCHAFTEN: Bor nimmt eine Sonderstellung ein, da es ein
VORKOMMEN: Borax (Na2B4O7 . 10 H2O),
Kernit (Na2B4O7 . 4 H2O).
Nichtmetall ist und nur kovalente Bindungen ausbildet.
Der Metallcharakter nimmt nach unten zu.
Thallium bildet sowohl einwertige
(Tl+)
als auch dreiwertige
DARSTELLUNG:
(Tl3+)
Ionen.
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.
10
Erhitzung: B2H6 ' 2 B + 3 H2.
Weitere Borane: B4H10, B5H9
Aluminium (Al)
Al ist ein Metall; es ist dreiwertig (Al3+), kann aber auch die
Koordinationszahl 6 erreichen (z.B. [Al(H2O)6]3+).
Borane sind Elektronenmangelverbindungen:
H
Η
B
Es stehen zu wenige Elektronen zur Ver-
H
Η
B
H
fügung, sodaß sich 2-Elektronen-3-Zentren-
H
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
Bindungen ausbilden, d.h. 1 Elektronenpaar
sich diese Oxidschicht verstärken (Eloxal-Verfahren).
ist über 3 Atome delokalisiert.
B2H6
Bindungsordnung B-H: 1/2
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+).
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):
Rubin (Al2O3
mit Cr3+Einlagerungen)
Saphir (Al2O3
mit Fe3+
und Ti4+Einlagerungen)
Topaz (Al2O3
mit Fe3+Einlagerungen)
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
Al(OH)3 (Aluminiumhydroxid)
als amphotere Substanz löst es sich in Säuren
niedrigerer Schmelztemp. als reines
Al2O3; 950°C statt 2050°C)
und Basen:
Kathode: Al3+ + 3 e- ' Al
Al(OH)3 + 3 H3O+ ' [Al(H2O)6]3+
Anode: 2 O2- + C ' CO2 + 4 e-
Al(OH)3 + OH- ' Al(OH)4-
Σ: 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
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.
11
Gallium (Ga)
An feuchter Luft Rauchbildung:
VORKOMMEN: vergesellschaftet mit Zinkblenden.
AlCl3 + 3 H2O ' Al(OH)3 + 3 HCl.
VERWENDUNG: in der Halbleitertechnologie und für Solarzellen.
Wenn in der Nähe Ammoniak
Indium (In)
freigesetzt wird, führt dies zur Bildung
VORKOMMEN: vergesellschaftet mit Zink- und Bleierzen.
eines weißen Nebels aus NH4Cl(g)
VERWENDUNG: Legierungszusatz; in der Halbleiterindustrie.
(siehe rechts).
Thallium (Tl)
Alaune (gemischte Sulfate; M+M‘3+(SO4)2 . 12 H2O)
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.
KAl(SO4)2 . 12 H2O (Kaliumalaun; für Abwasserreinigung)
NH4Al(SO4)2 . 12 H2O (Ammoniumalaun).
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
Li Be
B
He
C
N
O
F
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
Ne
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.
Kohlenstoffgruppe
(C, Si, Ge, Sn, Pb)
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.
Kohlenstoff (C)
Si
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
Sn
organischen Materialien.
C
(Graphit)
Modifikation: sind verschiedene Zustandsformen chemischer
Ge
Pb
Elemente oder Verbindungen, die bei gleicher Zusammensetzung
unterschiedliche Eigenschaften aufweisen.
Allotropie: Eigenschaft von Elementen in verschiedenen
Modifikationen vorzukommen.
Gruppe 14 - Elemente
Polymorphie: Eigenschaft von Verbindungen in verschiedenen
Modifikationen vorzukommen.
12
Graphit
Diamant
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.
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
Ausschnit aus dem
Graphitgitter:
Ansicht von der Seite
mit 3 Schichten
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.
Diamant
Jeder Kohlenstoff
ist sp3-hybridisiert.
Bildung: in rauchenden Flammen und in
Sternen (Roten Riesen).
C70
Graphit
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.
13
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.
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: für Getränke; als Trockeneis (festes CO2) zur
VERWENDUNG: als Reduktionsmittel bei der
Kühlung.
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.
VERWENDUNG: in reinster Form als Halbleiter und für
Solarzellen; Legierungsbestandteil von Stählen.
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
Quarz
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.
Quarzit, eine granulare
Form von Quarz
Drei Modifikationen von SiO2
Cristobalit
Die schwarzen Bereiche im
Cristobalit stammen von
Obsidian, einem Si-hältigen
vulkanischen Gestein.
14
H2SiO3 (Metakieselsäure) und H4SiO4 (Orthokieselsäure) sind
Silicate
schwache Säuren;
Silicate: bestehen aus tetraedrischen Oxoanionen von Si.
Inselsilicate Gruppensilicate Ringsilicate
64-
SiO4
Si2O7
Olivine, Granate Thortveitit
Zirkon (ZrSiO4): in der Schmuckindustrie als Diamant-Ersatz.
(SiO32-)3
Benitoit
Ringsilicate
Grundgerüst
(SiO32-)6
Beryll
Jade (NaAl(SiO3)2): Kettensilicat
Tremolit (Ca2Mg5(Si4O11)2(OH)2): Bandsilicat; eines der Asbeste;
feuerbeständig, daher früher für Isolierungen
in Gebäuden.
Schichtsilicate
Talk (Mg3(Si2O5)2(OH)2): Schichtsilicat;
weich und glatt.
Asbest
Kettensilicate
Bandsilicate
(Si2O64-)∞
(Si4O116-)∞
Pyroxene
Amphibole
(Si2O52-)∞
Asbest, Pyrophyllit, Talk,
Kaolinit, Glimmer
Silicium (Si)
Die Grundstruktur von
Kettensilikaten heißt
Pyroxen Si2O64-
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
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
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.
Verwendung: um
Stoffe wasserabweisend zu machen;
für Schmiermittel,
Dichtungsmasse.
Durch Witterungseinflüsse bildet sich Lehm, ein anorganischer
Bestandteil von Erde.
Verwitterung: z.B.
KAlSi3O8 + 2 H2O + CO2 ' K2CO3 + Al2Si2O5(OH)4 + 4 SiO2
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.
Alumosilikate wie Glimmer
können leicht in dünne Schnitte
zerlegt werden (Fenster)
Granit (Mischung aus Glimmer,
Quartz und Feldspat)
Kleine Moleküle können aufgenommen werden, größere werden
ausgeschlossen,
wodurch sie als
Molekularsiebe
wirken.
Verwendung:
als Ionenaustauscher und
Katalysatoren.
15
Gläser
Glas: amorphe, d.h. ohne Kristallisation erstarrte, unterkühlte
Schmelze (‘eingefrorene Flüssigkeit‘). Atome besitzen Nahordnung,
aber keine gerichtete Fernordnung.
Zweidimensionale Strukturmodelle von kristallinem Quarz,
Quarzglas und Alkalisilicatglas mit Trennstellen im Netzwerk
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.
Kristalliner Quarz
Glas ist sehr Chemikalien-resistent; Ausnahme: Flußsäure (HF) und
Alkalien (OH- und CO32-), die Glas ätzen:
SiO2 bildet eine Netzwerkstruktur, bei der -Si-O-Si-Bindungen durch
-Si-O- M+ aufgebrochen wurden; dies bedingt die amorphe Struktur.
Quarzglas
Silicium
Alkalisilicatglas
Sauerstoff
Alkalimetall
SiO2 + 6 HF ' SiF62- + 2 H3O+
SiO2 + Na2CO3 ' Na2SiO3 + CO2
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
16