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ALLGEMEINE und
ANORGANISCHE CHEMIE
(605.036; 2 Std)
Wintersemester 2003/2004
10. Einheit
Hauptgruppen V-VIII
Stickstoffgruppe
(N, P, As, Sb, Bi)
Die Elemente der 5. Hauptgruppe haben
Li Be
2
3
die Valenz-Elektronenkonfiguration ns np
Na Mg
(n = Periode). Die Oxidationszahl kann
K Ca
Werte von –3 bis +5 annehmen. Die
Rb Sr
Stabilität der höchsten Oxidationsstufe
Cs Ba
(+5) nimmt in der Gruppe von oben
Fr Ra
nach unten ab, d.h. Bi2O5 ist ein
Oxidationsmittel, H3PO3 ist ein Reduktionsmittel.
H
He
Ne
C
N
O
F
Al Si
P
S
Cl Ar
B
Ga Ge As Se Br Kr
In Sn Sb Te
I
Xe
Tl Pb Bi Po At Rn
EIGENSCHAFTEN: N ist ein typisches Nichtmetall; Bi ein
typisches Metall; P, As, und Sb kommen in metallischen und
nichtmetallischen Modifikationen vor (allotrope Formen).
N kann als Element der 2. Periode maximal 4-bindig sein (OktettRegel), da keine d-Orbitale verfügbar sind.
P kann bis zu 6 Bindungen ausbilden, da hier die 3d-Orbitale
genutzt werden können; durch den großen Atomradius sind aber
keine Mehrfachbindungen möglich.
Stickstoff (N)
Als N2 ist er farb-, geruch- und geschmacklos und schwer löslich in
Wasser; nicht brennbar und sehr reaktionsträge. Ursache: N-Atome
werden durch eine Dreifachbindung zusammen-gehalten: IN≡NI
In Verbindungen variiert die Oxidationszahl von -3 (z.B. NH3) bis +5
(z.B. HNO3), auch nichtganzzahlige Werte sind möglich (z.B. 1/3 in
Aziden N3-)
VORKOMMEN: Luft (78 Vol.% N2); gebunden als KNO3 (Salpeter),
NaNO3 (Chilesalpeter).
GEWINNUNG: fraktionierte Destillation von flüssiger Luft; N2
verdampft zuerst (Kp. –196°C), O2 bleibt zurück (Kp. –183°C).
VERWENDUNG: als billiges Inertgas bei chemischen Reaktionen;
Kühlflüssigkeit für tiefe Temperaturen; Ausgangsstoff für die NH3Synthese (Haber-Bosch-Verfahren).
NH3 (Ammoniak) ist ein farbloses, stechend riechendes Gas, das sich
sehr leicht in Wasser löst (Salmiakgeist), wobei die Lösung alkalisch
reagiert:
NH3 + H2O ' NH4+ + OH- (NH3 ist eine schwache Brönsted-Base)
NH3 ist eine starke Lewis-Base, z.B. in Komplexen [Cu(NH3)4]2+.
Flüssiges (wasserfreies) Ammoniak löst Alkali- und Erdalkalimetalle
mit blauer Farbe durch solvatisierte Elektronen (e- . n NH3).
Darstellung aus den Elementen nach Haber-Bosch:
N2 + 3H2 ' 2 NH3 Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts mit
steigendem Druck und fallender Temperatur; Katalysator benötigt
400-500°C; Druck beträgt zumindest 200 bar.
Verwendung: Düngemittel;
für Reinigungszwecke; als Kältemittel.
Struktur: N ist sp3-hybridisiert,
daher annähernd Tetraeder;
Umklappen erfolgt mit 2 . 1010 Hz.
H2N-NH2 (N2H4, Hydrazin)
ist eine ölige, farblose, giftige Flüssigkeit; bei Erhitzung erfolgt
explosionsartige Disproportionierung: 3 N2H4 ' 4 NH3 + N2
Schwächere Base als NH3 und starkes Reduktionsmittel.
Darstellung durch Hydrazin-Synthese nach Raschig:
NH3 + ClO- (Hypochlorit) ' NH2Cl (Chloramin) + OHNH3 + NH2Cl ' NH2NH2 + HCl
Verwendung: als Korrosionsinhibitor; für Herbizide und Pharmaka;
als Treibstoff in der Luftfahrt.
HN3 (Stickstoffwasserstoffsäure) [Salze: Azide (N3-)]
HN3 ist eine schwache Säure; NaN3 dient als bakterizides Mittel und
ist stoßempfindlich (in Air-Bags: 2 NaN3 ' 2 Na + 3 N2).
Schwermetallazide sind hochexplosiv, daher Verwendung als
Initialzünder z.B. Pb(N3)2.
Struktur:
N2O (Distickstoffmonoxid, Lachgas)
ist ein farbloses Gas, das gut in Wasser löslich ist.
Verwendung als Narkosemittel. Struktur:
lineares Molekül
NO (Stickstoffmonoxid)
ist ein farbloses, giftiges, sehr reaktionsfähiges Gas.
Oxidation an der Luft: 2 NO + O2 ' 2 NO2
Struktur: Radikal (ungepaartes Elektron),
daher paramagnetisch
NO2 (Stickstoffdioxid)
ist ein rotbraunes, korrodierendes Gas.
Gleichgewicht: 2 NO2 ' N2O4 (farbloses Dimer).
Disproportionierung: 2 NO2 + H2O ' HNO3 + HNO2
Struktur: Radikal (ungepaartes Elektron),
daher paramagnetisch
N2O5 (Distickstoffpentoxid)
bildet farblose Kristalle und liegt in
fester und flüssiger Form als
Nitrylnitrat (NO2+NO3-) vor, als
Gas hat es folgende Struktur:
Es ist das Anhydrid der Salpetersäure (HNO3) und entsteht daraus
durch Wasserentzug: 2 HNO3 ' N2O5 + H2O
HNO2 (Salpetrige Säure) [Salze: Nitrite (NO2-)]
ist frei nur in verdünnter, kalter wäßriger Lösung beständig;
es ist eine schwache Säure. Beim Aufkonzentrieren oder Erwärmen
erfolgt Disproportionierung über mehrere Stufen:
3 HNO2 ' HNO3 + 2 NO + H2O
Darstellung: Umsetzen von Nitriten mit Säuren.
Verwendung: in der Farbstoffherstellung;
Nitrite in Fleischprodukten (bildet einen Komplex mit
Hämoglobin und Myoglobin; zur Erzeugung der rosaroten Farbe)
und in Pökelsalz.
HNO3 (Salpetersäure) [Salze: Nitrate (NO3-)]
Wasserfreie HNO3 ist eine stechend riechende
Flüssigkeit, stark ätzend und an der Luft rauchend.
Zersetzung im Licht: 2 HNO3 ' H2O + 2 NO2 + ½ O2
HNO3 ist ein kräftiges Oxidationsmittel und eine starke Säure.
Oxidationswirkung: NO3- + 4 H+ + 3 e- ' NO + 2 H2O
Sie oxidiert fast alle Metalle außer Gold und Platin; Ausnahmen sind
Metalle, die eine Oxid-Schutzschicht bilden (Passivierung) wie
Aluminium und Eisen.
Erhöhung der oxidierenden Wirkung: Königswasser (Mischung aus
1 Teil konz. HNO3 + 3 Teile konz. HCl); dieses löst sogar Gold.
Ursache ist die Bildung von Chlor-Atomen, die sehr reaktiv sind:
HNO3 + 3 HCl ' NOCl + 2 H2O + 2 Cl.
DARSTELLUNG durch katalytische NH3-Verbrennung (Ostwald-Verfahren): 4 NH3 + 7 O2 ' 4 NO2 + 6 H2O
4 NO2 + 2 H2O + O2 ' 4 HNO3
VERWENDUNG: für Nitrate z.B. NH4NO3 als Dünger und in Sprengstoffen (2 NH4 NO3 ' 2 N2 + O2 + 4 H2O), als Oxidationsmittel.
Phosphor (P)
Er kommt in mehreren Modifikationen vor:
Weißer (gelber, farbloser) Phosphor
ist fest, wachsweich, wasserunlöslich und sehr giftig.
Er entzündet sich bei 45°C an der Luft und verbrennt zu
P4O10, daher ist eine Aufbewahrung unter Wasser nötig.
Darstellung durch Erhitzen von Phosphaten mit Koks und Sand:
2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 ' 6 CaSiO3 + 10 CO + 4 Pweiß
Roter Phosphor
ist ein amorphes Pulver, unlöslich in organ. Lösungsmitteln, ungiftig
und durch Reibung entzündbar.
Darstellung aus weißem P durch Erhitzen unter O2-Ausschluß.
Violetter Phosphor
bildet ein Schichtgitter und ist nicht giftig. Darstellung aus rotem P
durch Erhitzen.
Schwarzer Phosphor
ist ungiftig, unlöslich, metallisch und leitet den elektrischen Strom.
Darstellung aus weißem P bei hohem Druck und Temperatur.
VORKOMMEN: 3 Ca3(PO4)2 . CaF2 (Apatit), 3 Ca3(PO4)2 .
Ca(OH,F,Cl)2 (Phosphorit); Ca3(PO4)2 in den Knochen.
VERWENDUNG: zur Synthese von Phosphorsäure und Phosphaten
z.B. in Düngemitteln; roter Phosphor zusammen mit Glaspulver auf
der Reibfläche von Zündholzschachteln, der Zündkopf enthält
Schwefel und KClO3, durch Reibung entzündet sich das P-KClO3Gemisch.
PH3 (Monophosphan) farbloses, giftiges, brennbares Gas.
P4O6 (Diphosphorhexoxid)
entsteht bei Verbrennung unter O2-Mangel.
P4O10 (Phosphor(V)oxid)
entsteht bei Verbrennung unter O2-Überschuß.
Es ist das Anhydrid der Phosphorsäure.
Verwendung als Trocknungsmittel.
H3PO2 (Phosphinsäure, Hypophosphorige Säure)
ist eine einwertige Säure, da 2 H-Atome direkt mit
P verbunden sind; Salze heißen Phosphinate.
Phosphinsäure ist ein starkes Reduktionsmittel.
H3PO3 (Phosphonsäure, Phosphorige Säure)
ist eine zweiwertige Säure, da 1 H-Atom direkt mit
P verbunden ist; Salze heißen Phosphonate.
Phosphonsäure ist ein starkes Reduktionsmittel.
H3PO4 (Phosphorsäure, Orthophosphorsäure)
ist eine dreiwertige, mittelstarke Säure.
Verwendung: als Phosphate z.B. als Dünger, in der
Arzneimittelproduktion,
als Säuerungsmittel (z.B.
in Getränken).
Struktur: Tetraeder
mit pπ-dπ-Bindungen
Dihydrogenph.
Hydrogenph.
Phosphat
H4P2O7 (Diphosphorsäure, Pyrophosphorsäure)
ist eine vierwertige Säure.
(HPO3)n (Metaphosphorsäuren) cyclische
Verbindungen mit n = 3-8. Sie sind relativ starke
Säuren.
Phosphorsulfide: P4S3, P4S5, P4S7, P4S10
Darstellung durch Schmelzen von rotem P
mit Schwefel. Verwendung in der organ. Chemie
als Schwefelüberträger.
P4S3
P4S5
P4S7
P4S10
Arsen (As)
Es gibt mehrere Modifikationen:
Graues oder metallisches Arsen normale und stabilste Modifikation;
glänzend, spröde und elektrisch leitend.
Gelbes Arsen (As4)
nichtmetallisch; ähnelt weißem Phosphor, ist jedoch instabiler.
Darstellung: durch Abschrecken von As-Dampf mit flüssiger Luft.
Amorphes Arsen ist schwarz und nichtmetallisch.
VORKOMMEN: As4S4 (Realgar), As2S3 (Auripigment), NiAs
(Rotnickelkies), FeAsS (Arsenkies).
GEWINNUNG:
1) Erhitzen von Arsenkies: FeAsS ' FeS + As
2) Reduktion mit Kohlenstoff: As2O3 + 3 C ' 2 As + 3 CO
VERWENDUNG: in der Halbleiterproduktion; als
Legierungsbestandteil; in der Schädlingsbekämpfung.
AsH3 (Arsenwasserstoff)
ist ein farbloses, nach Knoblauch riechendes, sehr giftiges Gas.
In der Hitze zerfällt es in die Elemente und bildet auf kalten Flächen
einen schwarzen Belag von metallischem As (Arsenspiegel).
(As2O3)x (Arsentrioxid, Arsenik)
ist ein sehr giftiges, in Wasser wenig lösliches weißes Pulver.
Darstellung durch Verbrennung von Arsen: 4 As + 3 O2 ' 2 As2O3
Verwendung: zur Schädlingsbekämpfung; zur Konservierung von
Tierpräparaten und Häuten; zur Glasfabrikation.
H3AsO3 (Arsenige Säure) [Salze: Arsenite (AsO33-)]
ist im freien Zustand unbekannt und eine schwache Säure.
H3AsO5 (Arsensäure) [Salze: Arsenate (AsO53-)]
ist eine mittelstarke, dreiwertige Säure; wirkt als Oxidationsmittel.
Verwendung: Schädlingsbekämpfungsmittel.
GaAs (Galliumarsenid)
Verwendung in Lasern z.B. in CD-Playern
Antimon (Sb)
Es gibt mehrere Modifikationen:
Graues, metallisches Antimon: glänzendes, sprödes Metall, guter
elektrischer Leiter.
Schwarzes, nichtmetallisches Antimon: Darstellung durch
Aufdampfen von Sb auf kalte Flächen.
VORKOMMEN: Sb2S3 (Grauspießglanz), Sb2O3 (Weißpießglanz),
in geringen Mengen gediegen.
DARSTELLUNG:
1) Rösten: Sb2S3 + 5 O2 ' Sb2O4 + 3 SO2
Reduktion mit Kohlenstoff: Sb2O4 + 2 C ' 2 Sb + 2 CO2
2) Verschmelzen mit Eisen: Sb2S3 + 3 Fe ' 2 Sb + 3 FeS
VERWENDUNG: als Legierungsbestandteil; in der Halbleitertechnik.
SbH3 (Antimonwasserstoff, Monostiban) ist ein farbloses, giftiges
Gas.
SbCl5 (Antimonpentachlorid) ist eine gelbe Flüssigkeit,
Verwendung als Chlorierungsmittel.
(Sb2O3)x (Antimontrioxid) ist ein weißes, wasserunlösliches Pulver.
Darstellung durch Verbrennung:
4 Sb + 3 O2 ' 2 Sb2O3
Sb2O4 (Antimontetroxid) ist ein weißes, wasserunlösliches Pulver.
Es ist ein Antimon(III,V)oxid: Sb(III)[Sb(V)O4].
H[Sb(OH)6] (Antimon(V)säure) ist eine mittelstarke, oxidierend
wirkende Säure.
Bismut (Sb) bzw. früher Wismut
Es ist ein glänzendes, sprödes, rötlich-weißes Metall.
VORKOMMEN: gediegen; Bi2S3 (Bismutglanz), Bi2O3
(Bismutocker).
DARSTELLUNG: Rösten: Bi2S3 + 9/2 O2 ' Bi2O3 + 3 SO2
Reduktion mit Kohlenstoff: 2 Bi2O3 + 3 C ' 4 Bi + 3 CO2
VERWENDUNG: als Bestandteil niedrig schmelzender Legierungen,
z.B. als Feuerdetektor in Sprinkleranlagen.
Bi2O3 (Bismuttrioxid)
unlöslich in Wasser, löslich in starken Säuren und konz. Laugen.
Verwendung für Gläser hoher Lichtbrechung und für farbige
Glasuren.
Bismutverbindungen z.B. das basische Nitrat BiO(NO3) wirken
örtlich entzündungshemmend und antiseptisch.
Chalkogene
(O, S, Se, Te, Po)
H
Die Elemente der 6. Hauptgruppe heißen
Li Be B C N O
Chalkogene (Erzbildner). Die ValenzNa Mg Al Si P S
2
4
Elektronenkonfiguration ist ns np
K Ca Ga Ge As Se
(n = Periode). Für O ist die Oxidationszahl
Rb Sr In Sn Sb Te
fast immer –2 (Ausnahme z.B. Peroxide
Cs Ba Tl Pb Bi Po
mit –1). Für O gilt die Oktettregel streng.
Fr Ra
Die anderen Chalkogene kommen in den
Oxidationsstufen –2 bis +6 vor (Beteiligung von d-Orbitalen).
He
F
Ne
Cl Ar
Br Kr
I
Xe
At Rn
EIGENSCHAFTEN: O und S sind typische Nichtmetalle; Po ein
typisches Metall; Se und Te kommen in metallischen und
nichtmetallischen Modifikationen vor.
Polonium (Po) ist ein radioaktives Zwischenprodukt aller
Zerfallsreihen; ein silberweißes, glänzendes Metalloid.
Gewinnung aus Uranpechblende oder durch Elementumwandlung
im Kernreaktor
Sauerstoff (O)
VORKOMMEN: mit ~50% das häufigste Element in der Erdrinde.
Luft (21 Vol.% O2); gebunden im Wasser und fast allen
mineralischen und organischen Stoffen.
O2 (Sauerstoff) ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, das in
Wasser wenig löslich ist. O2 ist ein Diradikal, d.h. es enthält 2
ungepaarte Elektronen. Dies bedingt die blaue Farbe von flüssigem
O2 und den Paramagnetismus.
GEWINNUNG: 1) fraktionierte Destillation von flüssiger Luft
(Linde-Verfahren); N2 verdampft zuerst (Kp. –196°C), O2 bleibt als
blaßblaue Flüssigkeit zurück (Kp. –183°C).
2) Elektrolyse von leitend gemachtem Wasser.
VERWENDUNG: als Oxidationsmittel z.B. bei der Oxidation von
Sulfiden (‘Rösten‘), bei der Stahlerzeugung (zur Oxidation von
Verunreinigungen, vor allem Kohlenstoff)
O3 (Ozon) ist ein bläuliches, sehr
giftiges Gas. Das Molekül ist gewinkelt.
Es zerfällt leicht (O3 → O2 + O) und
ist ein starkes Oxidationsmittel. Vorkommen: in der Atmosphäre
(Bildung durch O2-Spaltung durch UV-Strahlung; schützt Lebewesen
durch Absorption vor UV-Strahlung)
Darstellung in Ozonisatoren aus O2 durch elektrische Entladungen:
O2 ' 2 O; O2 + O ' O3
Verwendung: als Bleichmittel; zum Desodorieren und Desinfizieren.
H2O2 (Wasserstoffperoxid)
ist ein farblose, viskose Flüssigkeit,
zerfällt leicht (2 H2O2 ' 2 H2O + O2)
und ist ein starkes Oxidationsmittel.
H2O2 ist eine schwache Säure, ihre
Salze heißen Peroxide.
30% H2O2 als ‘Perhydrol‘ im Handel.
Verwendung: als Bleichmittel; als Desinfektionsmittel.
gewinkeltes
Molekül
Sauerstoff (O)
H2O (Wasser) ist eine farb-, geruch- und geschmacklose Flüssigkeit. Es hat bei 4°C seine größte Dichte.
Beim Übergang zu Eis erfolgt eine Volumszunahme von 10% (Eis
bildet weitmaschigeres Kristallgitter).
Natürliches Wasser ist nicht rein. Es enthält gelöste Salze (K+, Na+,
Ca2+, Mg2+, Cl-, SO42-) und kann durch Destillation oder mit
Ionenaustauschern entmineralisiert werden.
Vorkommen: in Meeren, Seen, Flüssen; im Grundwasser; als
Kristallwasser in Gesteinen; in der
Kristallgitter im Eis
Atmosphäre als Wasserdampf.
H2O-Moleküle sind über ein fluktuierendes
Wasserstoffbrücken-Netzwerk miteinander verbunden
1 ps
1 ps
Schwefel (S)
S kommt in vielen Modifikationen vor, als Ketten und Ringe.
α-Schwefel (rhombischer S)
gelb, stabilste Modifikation, S8.
β-Schwefel (monokliner S)
S8
S6
gelb, nadelförmig; ebenfalls S8.
cyclo-Hexaschwefel (S6)
orangerot, hohe Ringspannung.
catena-Schwefel
catena-S
VORKOMMEN: zum Teil gediegen; gebunden als FeS2
(Schwefelkies, Pyrit), ZnS (Zinkblende), PbS (Bleiglanz), CaSO4 .
2H2O (Gips); H2S (im Erdgas); SO2 (in Vulkangasen).
GEWINNUNG
1) Ausschmelzen aus vulkanischem Gestein.
2) Erhitzen von H2S unter Luftunterschuß: H2S + ½ O2 ' S + H2O
3) 2 H2S + SO2 ' 3 S + 2 H2O
VERWENDUNG: zur Schwefelsäureproduktion; zum Vulkanisieren
von Kautschuk; für Zündhölzer, Schießpulver, Fungizide.
H2S (Schwefelwasserstoff) [Salze: Sulfide (S2-), Hydrogensulfide
(HS-)] ist ein farbloses, übel riechendes (faule Eier), sehr giftiges Gas;
schwache, 2-wertige Säure und starkes Reduktionsmittel.
Darstellung: z.B. FeS + 2 H+ ' H2S + Fe2+
H2Sx (HS-Sx-2-SH [x = 2-8], Polysulfane) sind gelbe bis rotbraune
Flüssigkeiten, sehr instabil (Zerfall zu H2S und S mit Laugen).
SF6 (Schwefelhexafluorid) ist ein farb- und geruchloses Gas, das sehr
stabil ist. Darstellung: Verbrennen von S in F2-Gas; Verwendung als
Isoliergas.
SO2 (Schwefeldioxid) farbloses, reizendes Gas; gut in Wasser löslich
(saure Reaktion). SO2 ist ein starkes Reduktionsmittel.
Darstellung:
1) Verbrennen von Schwefel
2) ‘Rösten‘: 2 FeS2 + 5½ O2 ' Fe2O3 + 4 SO2
VERWENDUNG: zur Konservierung
H2SO3 (Schwefelige Säure) [Salze: Sulfite (SO32-), Hydrogensulfite
(HSO3-)] ist frei nicht beständig und eine 2-wertige Säure;
Darstellung der Sulfite durch Einleiten von SO2 in Laugen.
Verwendung der Sulfite: zum Bleichen und als Desinfektionsmittel.
SO3 (Schwefeltrioxid)
Darstellung: 2 SO2 + O2 ' 2 SO3
es gibt 3 Modifikationen:
γ-SO3: eisartig, aus Sechserringen.
α-, β-SO3: asbestartig, lange
Ketten.
H2SO4 (Schwefelsäure) [Salze: Sulfat (SO42-); Hydrogensulfat
(HSO4-)] ist eine ölige, stark hygroskopische Flüssigkeit; in Wasser
eine starke 2-wertige Säure und ein Oxidationsmittel.
Darstellung: Kontaktverfahren: 2 SO2 + O2 ' 2 SO3 mit Vanadinoxid-Kontakt (V2O5) als Katalysator; SO3 wird in konz. H2SO4
geleitet (Oleum) und dann verdünnt.
Verwendung: für Dünger, Sprengstoffe, Farbstoffe.
Sauerstoffsäuren
des Schwefels
Sulfat, SO42-
Chlorsulfonsäure,
HSO3Cl
Schwefelsäure, H2SO4
Thioschwefelsäure, H2S2O3
Dischwefelsäure, H2S2O7
Peroxodischwefelsäure, H2S2O8
Hydrogensulfat, HSO4-
Schwefelige Säure, H2SO3
Dithionige Säure, H2S2O4
Tetrathionat, S4O62-
Selen (Se)
Se kommt in 6 Modifikationen vor.
Graues, hexagonales, metallisches Selen ist am stabilsten; aus
helixartig gewundenen Se-Ketten; Halbleiter.
Rotes Selen (α-,β- und amorphe Modifikationen) aus Se8-Ringen;
Nichtleiter.
Schwarzes glasartiges Selen und schwarzes amorphes Selen
VORKOMMEN: gemeinsam mit Schwefelmineralien (PbSe, Hg2Se).
GEWINNUNG: aus Anodenschlämmen bei der Kupferproduktion,
woraus Se extrahiert wird; dann Reduktion:
SeO2 + 2 SO2 ' Se + 2 SO3
VERWENDUNG: in Gleichrichtern und Photoelementen.
H2Se (Selenwasserstoff) [Salze: Selenide (Se2-)] übelriechendes,
farbloses, giftiges Gas; stärkere Säure als H2S.
H2SeO4 (Selensäure) [Salze: Selenate (SeO42-)] ist farblose,
kristalline, hygroskopische Säure; es ist eine schwächere Säure, aber
ein stärkeres Oxidationsmittel als H2SO4.
Tellur (Te)
Te tritt in 2 Modifikationen auf:
Braunes, amorphes Tellur ist instabil, geht leicht in metallisches Te
über.
Metallisches, kristallines Tellur ist silbrig glänzend und sehr spröde;
Halbleiter.
VORKOMMEN: gediegen gemeinsam mit Ag und Au; gebunden als
Cu2Te, Ag2Te, Au2Te.
GEWINNUNG: aus Anodenschlämmen.
VERWENDUNG: als Legierungsbestandteil; für Halbleiter und
Photozellen.
Te(OH)6 (Tellursäure, Orthotellursäure) [Salze: Tellurate (TeO66-)]
ist eine sehr schwache Säure. Struktur: TeO6-Oktaeder; diese sind bei
der kristallinen Tellursäure über Wasserstoffbrücken verbunden.
Halogene
(F, Cl, Br, I, At)
Die Elemente der 7. Hauptgruppe heißen
Halogene. Die Valenz-Elektronenkonfiguration ist ns2np5 (n = Periode).
Ein Elektron kann daher sehr leicht aufgenommen werden. Dabei bilden sich die
Halogenid-Ionen (F-, Cl-, Br-, I-) oder zweiatomige Moleküle.
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
Fluor ist das elektronegativste aller Elemente und ein sehr starkes
Oxidationsmittel; in Verbindungen ist die Oxidationszahl -1.
Alle anderen Halogenen haben Oxidationszahlen von –1 bis +7.
Die Halogene kommen wegen ihrer hohen Reaktivität in der Natur
nicht elementar vor.
Der Salzcharakter nimmt von Fluorid zum Iodid ab, da die Elektronegativität abnimmt und der Ionenradius zunimmt; somit nimmt die
Polarisierbarkeit zu und damit wächst der kovalente Bindungsanteil.
Fluor (F)
Fluor ist das reaktionsfähigste aller Elemente und ein sehr starkes
Oxidationsmittel, stark ätzend und sehr giftig.
Fluor reagiert heftig mit Wasser: F2 + H2O ' 2 HF + ½ O2
VORKOMMEN: CaF2 (Flußspat, Fluorit), Na3AlF6 (Kryolith),
Ca5(PO4)3F (Apatit).
DARSTELLUNG: Schmelzflußelektrolyse einer wasserfreien
KF/HF-Schmelze durch anodische Oxidation von Fluorid-Ionen:
Kathode: 2 H+ + 2 e- → H2
Anode: 2 F- → F2 + 2 eΣ: 2 HF → H2 + F2
VERWENDUNG: zur Herstellung von UF6 für die Uran-Isotopentrennung; für Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW) als Kühlflüssigkeiten; zur Synthese von Teflon (Polytetrafluorethylen); zur
Fluorierung von Trinkwasser.
HF (Fluorwasserstoff) [Salze: Fluoride (F-)]
ist eine farblose, stechend riechende, sehr giftige Flüssigkeit. Die
wäßrige Lösung heißt Flußsäure und ist eine mäßig starke Säure.
Flußsäure ätzt Glas: SiO2 + 4 HF ' SiF4 + 2 H2O
DARSTELLUNG: CaF2 + H2SO4 ' 2 HF + CaSO4
VERWENDUNG: Glasätzerei; Oberflächenbehandlung von
Halbleitern.
HOF (Hypofluorige Säure) ist instabil:
2 HOF ' 2HF + O2;
2 HOF ' F2O + H2O
DARSTELLUNG: Überleiten von F2 über Eis.
F2O (Sauerstoffdifluorid) ist ein farbloses, sehr giftiges Gas.
F2O2 (Disauerstoffdifluorid) ist eine orangerote Flüssigkeit und ein
starkes Oxidations- und Fluorierungsmittel.
Chlor (Cl)
Cl2 ist ein gelbgrünes, nicht brennbares, stechend riechendes Gas.
Chlor löst sich gut in Wasser (Chlorwasser). Es ist ein starkes
Oxidationsmittel, z.B. 2 Fe + 3 Cl2 ' 2 FeCl3
VORKOMMEN: NaCl (Steinsalz, Kochsalz), KCl (Sylvin),
KCl . MgCl2 . 6 H2O (Carnallit), KCl . MgSO4 (Kainit).
DARSTELLUNG:
Elektrolyse einer NaCl-Lösung (Chloralkali-Elektrolyse)
2 NaCl + 2 H2O ' Cl2 + H2 + 2 NaOH
VERWENDUNG: zur Chlorierung von organ. Verbindungen
(Pestizide, Farben, Kunststoffe); zur Herstellung von Salzsäure; zur
Desinfektion von Trinkwasser und zur Bleichung.
Chlorbleichen: Cl2 disproportioniert in Wasser:
Cl2 + H2O ' HOCl + HCl
Es entsteht HOCl, das beim Zerfall reaktionsfähigen Sauerstoff
bildet; dieser zerstört Farbstoffe und Mikroorganismen oxidativ.
Dies ist die Ursache der bleichenden und desinfizierenden
Wirkung feuchten Chlors.
HCl (Chlorwasserstoff) [Salze: Chloride (Cl-)]
ist ein farbloses, stechend riechendes Gas und in Wasser gut löslich.
Die wäßrige Lösung heißt Salzsäure und ist eine starke Säure.
Konzentrierte Salzsäure ist 38%ig. Darstellung:
1) Chlorknallgasreaktion: Cl2 + H2 ' 2 HCl
2) 2 NaCl + H2SO4 ' 2 HCl + Na2SO4
3) Nebenprodukt bei der Chlorierung von organ. Verb.
HOCl (Hypochlorige Säure) [Salze: Hypochlorite (OCl-)]
ist ein starkes Oxidationsmittel und eine schwache Säure.
Darstellung: Einleiten von Cl2 in Wasser: Cl2 + H2O ' HOCl + HCl
Hypochlorite (NaOCl (Natriumhypochlorit), CaCl(OCl) (Chlorkalk),
Ca(OCl)2 (Calciumhypochlorit)) entstehen durch Einleiten von Cl2 in
starke Basen:
Cl2 + 2 NaOH ' NaOCl + H2O + NaCl
Verwendung als Bleich- und Desinfektionsmittel.
HClO2 (Chlorige Säure) [Salze: Chlorite (ClO2-)] ist als freie Säure
instabil; die Chlorite sind starke Oxidationsmittel und dienen zum
Bleichen.
Darstellung der Chlorite durch Einleiten von ClO2 in A1kalilaugen:
2 ClO2 + 2 NaOH ' NaClO2 + NaClO3 + H2O
HClO3 (Chlorsäure) [Salze: Chlorate (ClO3-)] ist eine starke Säure
und ein starkes Oxidationsmittel. Darstellung:
1) Ansäuern von ClO- durch Disproportionierung:
2 HOCl + ClO- ' 2 HCl + ClO32) Elektrolyse von heißer NaCl-Lösung: an der Anode entsteht Cl2,
das Hypochlorit reagiert; an der Anode wird das Hypochlorit weiter
zu Chlorat oxidiert.
Chlorate spalten bei Erhitzen Sauerstoff ab.
Verwendung: mit Mg als Blitzlicht; für Oxidationen; in der
Sprengtechnitk; zur Darstellung von Perchloraten.
HClO4 (Perchlorsäure) [Salze: Perchlorate (ClO4-)] ist eine farblose,
ölige, an der Luft rauchende, sehr starke Säure; sie ist ein sehr starkes
Oxidationsmittel und zersetzt sich beim Erwärmen explosionsartig.
Darstellung:
1) Erhitzen von Chloraten: 4 KClO3 ' KCl + 3 KClO4
2) Anodische Oxidation von Chloraten.
ClO2 (Chlordioxid) ist ein gelbes, giftiges Gas, es zerfällt
explosionsartig.
Darstellung: Reduktion von NaClO3 mit schwefeliger Säure:
2 HClO3 + H2SO3 ' 2 ClO2 + H2SO4 + H2O
Verwendung: in wäßriger Lösung als Bleichmittel und zur
Trinkwasseraufbereitung.
Weitere Oxide des Chlors: Cl2O (Dichloroxid), Cl2O3
(Dichlortrioxid), Cl2O6 (Dichlorhexoxid), Cl2O7 (Dichlorheptoxid).
Brom (Br)
Br2 ist eine rotbraune, korrosive, stechend riechende Flüssigkeit; es
löst sich nur wenig in Wasser (Bromwasser) und wird unter Licht
leicht reduziert:
2 Br2 + 2 H2O ' 4 H+ + 4 Br- + O2
VORKOMEN: meist zusammen mit analogen Chloriden als NaBr,
KBr, KBr . MgBr2 . 6 H2O (Bromcarnallit); AgBr (Bromargyrit),
Ag(Br,Cl) (Embolit), Ag(Br,I) (Iodembolit).
DARSTELLUNG:
1) technisch aus bromhaltigen Laugen der Kaliindustrie mit Chlorgas:
MgBr2 + Cl2 ' MgCl2 + Br2
2) 4 H+ + 4 Br- + MnO2 ' MnBr2 + 2 H2O + Br2 (in saurer Lösung).
VERWENDUNG: zur Herstellung von 1,2-Dibromethan; als Flammschutzmittel für Kunststoffe; für Arneien, Farben, Pestizide, für
Desinfektionsmittel; AgBr in photographischen Emulsionen.
Brom (Br)
HBr (Bromwasserstoff) [Salze: Bromide (Br-)] ist eine farbloses,
schleimhautreizendes Gas.
Darstellung:
1) aus den Elementen: H2 + Br2 ' 2 HBr
2) aus Bromiden: 3 KBr + H3PO4 ' K3PO4 + 3 HBr
HOBr (Hypobromige Säure) [Salze: Hypobromite (BrO-)]
Darstellung:
1) 2 Br2 + 3 HgO + H2O ' HgBr2 . 2 HgO + 2 HOBr
2) Brom mit Laugen: Br2 + 2 NaOH ' NaBr + NaOBr
Verwendung: Hypobromitlösungen als Bleich- und Oxidationsmittel.
Weitere Sauerstoffsäuren von Brom: HBrO2 (Bromige Säure),
HBrO3 (Bromsäure), HBrO4 (Perbromsäure).
Bromoxide: Br2O (Dibromoxid), BrO2 (Bromdioxid).
Iod (I)
I2 bildet violett-schwarze, glänzende Kristalle und ist bei
Raumtemperatur schon flüchtig; es ist ein mildes Oxidationsmittel;
seine Wasserlöslichkeit ist gering (Iodwasser):
I2 + 2 H2O ' HIO + H3O+ + II2 ist gut in einer KI- bzw. HI-Lösung löslich, wobei sich I3- bildet.
VORKOMMEN: Ca(IO3)2 (Lautarit), 7Ca(IO3)2 . 8CaCrO4 (Dietzeit;
mit Chilesalpeter NaNO3 gemeinsam).
DARSTELLUNG:
1) Reaktion von Ca(IO3)2 mit SO2:
2 IO3- + 5 SO2 + 4 H2O ' SO42- + 4 H2SO4 + I2
2) Oxidation mit Chlor: 2 I- + Cl2 ' 2 Cl- + I2
VERWENDUNG: 131I zur radioaktiven Markierung für Schilddrüsenuntersuchungen; in Farben und Pharmazeutika; als
Desinfektionsmittel z.B. Iodtinktur (7%ige I2-Lösung in Alkohol).
Iod (I)
HI (Iodwasserstoff) [Salze: Iodide (I-)] ist ein farbloses, stechend
riechendes Gas; es ist gut in Wasser löslich. HI ist ein starkes
Reduktionsmittel und in Wasser eine starke Säure. HI ist die stärkste
Halogenwasserstoffsäure, da die Bindungsenergie dieser innerhalb
der 7. Hauptgruppe abnimmt; daher steigt die Neigung, H+
abzugeben.
DARSTELLUNG: 1) durch Einleiten von H2S in I2-Wasser.
2) aus den Elementen: H2 + I2 ' 2 HI
3) Hydrolyse von Phosphortriiodid PI3.
HOI (Hypoiodige Säure) [Salze: Hypoiodite (IO-)] ist unbeständig
und disproportioniert: 3 HOI ' 2 HI + HIO3
Darstellung: 2 I2 + 3 HgO + H2O ' HgI2 . 2 HgO + 2 HOI
HIO3 (Iodsäure) [Salze: Iodate (IO3-)] bildet farblose Kristalle und ist
ein starkes Oxidationsmittel. Darstellung: Oxidation von I2 mit HNO3
oder Cl2 in wäßriger Lsg.
Periodsäuren: H5IO6 (Orthoperiodsäure), HIO4 (Metaperiodsäure).
Interhalogene
Die Halogene bilden untereinander Verbindungen aus. Diese
Interhalogene besitzen die Formeln XY, XY3, XY5, XY7 (X ist das
schwerere, größere Halogen).
Interhalogene sind umso stabiler, je größer die Differenz zwischen
den Atommassen von X und Y ist.
Die Eigenschaften liegen zwischen denen der Ausgangshalogene.
Darstellung durch direkte Reaktion der Halogene:
z.B. Cl2(g) + 3 F2(g) → 2 ClF3(g)
Die Verbindungen sind sehr reaktiv. Extrem reaktiv ist IF7, es ist ein
Fluorierungsmittel.
Astat (At)
kommt als kurzlebiges Zwischenprodukt der radioaktiven
Zerfallsreihen vor; alle Isotope sind instabil.
Edelgase
(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
Die Elemente der 8. Hauptgruppe heißen
Edelgase. Die Valenz-Elektronenkonfiguration ist 1s2 für Helium und ns2np6
(n = Periode) für alle anderen Edelgase.
Die hohen Ionisierungsenergien führen zu
großer chemischer Stabilität.
H
Li Be
B
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
Cs Ba
Tl Pb Bi Po At Rn
I
Fr Ra
EIGENSCHAFTEN: Sie sind farb-, geruchund geschmacklos, ungiftig und nicht
brennbar. Sie liegen als einatomige Gase vor.
GEWINNUNG: aus Luft (enthält 1 Vol.% Edelgase) durch
stufenweises Abkühlen der Luft (fraktionierte Luftverflüssigung),
Xe wird zuerst flüssig (-108°C), zuletzt bleibt He übrig.
Erdgasquellen dienen zur He-Gewinnung.
Xe
Helium (He)
He ist nach Wasserstoff das leichteste Gas und besitzt den niedrigsten
Schmelzpunkt. Es gibt 2 stabile Isotope, 4He und 3He.
VORKOMMEN: He ist das 2.-häufigste Element im Universum, auf
der Erde ist es jedoch selten.
GEWINNUNG: aus Erdgas.
VERWENDUNG: Schutzgas (für Lichtbogen-Schweißen), Atemgas
(für Taucher), Füllgas (für Ballons), Kühlflüssigkeit (in der Tiefsttemperatur-Technologie).
Neon (Ne)
VORKOMMEN: He ist das 3.-häufigste Element im Universum.
GEWINNUNG: aus der Luft durch fraktionierte Verflüssigung.
VERWENDUNG: Füllgas in Leuchtstofflampen; in der Kältetechnik.
Argon (Ar)
Es gibt 3 stabile Isotope und 9 instabile.
Vorkommen: Ar ist das 3.-häufigste Element in der Luft.
Gewinnung: aus Luftverflüssigungsanlagen.
Verwendung: Füllgas für Glübirnen; Schutzgas bei metallurgischen
Prozessen, z.B. beim Lichtbogenschweißen.
Krypton (Kr)
Es gibt 6 stabile Isotope und 19 instabile.
Vorkommen: Kr ist ein sehr seltenes Element auf der Erde.
Gewinnung: in Sauerstoffanlagen aus dem Kr-Xe-Konzentrat.
Verwendung: Füllgas für Lampen.
Xenon (Xe)
Es gibt 3 stabile Xe-Isotope und etliche instabile.
VORKOMMEN: Xe ist eines der seltensten Elemente der Erde.
GEWINNUNG: in Sauerstoffanlagen aus dem Kr-Xe-Konzentrat.
VERWENDUNG: Füllgas für Lampen.
Radon (Rn)
Es gibt kein stabiles Rn-Isotop, alle Isotope sind Zwischenprodukte
radioaktiver Zerfallsreihen; im Uranbergbau stellen sie bei Einatmung
durch ihre Radioaktivität eine Gesundheitsgefahr dar.
VORKOMMEN: in Spuren in Lagerstätten radioaktiver Mineralien.
VERWENDUNG: als Heilmittel in der Therapie.
Verbindungen der Edelgase
Nur die schweren Edelgase gehen mit stark elektronegativen
Elementen (O2, F2) Reaktionen ein, da die Ionisierungsenergien mit
steigender Ordnungszahl abnehmen.
Die erste dargestellte Verbindung war Xe+[PtF6]-.
Xenonfluoride (XeF2, XeF4, XeF6) sind farblose, kristalline,
verdampfbare Verbindungen. Synthese aus den Elementen, wobei
eine große Energie (elektrische Entladungen, UV-Strahlung, Erhitzen)
nötig ist, um die F2-Bindung zu spalten, d.h. es reagiert nur atomares
F mit Xe.
Xenonoxide (XeO3, XeO4) sind recht explosiv.
Darstellung z.B.: XeF6 + 3 H2O ' XeO3 + 6 HF
Xenonoxidfluoride (XeOF4, XeO2F2, XeOF2)
XeOF4 ist eine farblose Flüssigkeit.
Andere Edelgasfluoride: KrF2, RnFx