Darstellung v. Sauerstoff

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1 Darstellung v. Sauerstoff
400°C a) 2 HgO(rot) 2 Hg + O2 (Priestley) b) Aus KClO3, KNO3, KMnO4 + V 400°C + VII - I Labor z.B. 4 KClO3 3 KClO4 + KCl + VII - II 500°C - I KClO4 KCl + 2O2 - I MnO2 - II c) 2H2O2 2H2O + O2 d) „Brinsches Bariumperoxid-Verfahren” hist. techn. 500°C 2 BaO + O2 (Luft) 2 BaO2 700°C zersetzung von KClO3 Fraktionierte Destillation flüssiger Luft Verflüssigung nach LINDE-Verfahren; Trennung durch fraktionierte Destillation. techn. + Labor f) Elektrolyse einer wässrigen NaOH-Lösung Versuche

2 Stratosphäre: a) Bildung v. O3 O2(g) + h (<260 nm) O(g) + O(g) O2(g) + O(g) O3(g) b) Abbau v. O3 O3(g) + h ( nm) O2(g) + O(g) c) Zerstörung v. O3 CFCl3 + h ( nm) •CfCl2 + Cl• Cl• + O3 ClO + O2 ClO + O Cl• + O O3 + O 2O2 Troposphäre: Bildung v. O3 NO2 + h (260 nm) NO + O O + O2 O3

3 Wasserhaerte Ca-, Mg-Salze CaCO3(s) + H2O + CO2(aq)
Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) “Ca(HCO3)2” Gesamthaerte = temporaere Haerte + permanente Haerte (CaSO4, MgSO4, . . .) VI 100: Versuch Kalkgleichgewicht 1° dH = 1mg “CaO” / 100 cm3 H2O in Wien 7 – 20 ° dH Versuch

4 Organische Ionenaustauscher
Kationenaustauscher R1 – SO3-H+ 2R1-SO3H + Ca2+ (R1-SO3)2Ca + 2H+ Anionenaustauscher R2 - NH3+OH- 2R2-NH3OH + SO42- (R2-NH3)2SO4+2OH- 2H+ + 2OH- 2H2O

5 H2O2 Eigenschaften Farblos Dichte: 1.47 kg/dm3 Fp: -0.4 ° C
Kp: 151 ° C -II -I 2H2O2 2H2O + O2 VI 54: Glimmholzstab in Titrierkolben gefüllt mit H2O2 halten passiert nichts + MnO VI48 naoh + tensid Blut im Kelchglas neu: sektflasche chemie in faszinierenden Experimenten seite 80 ΔH °298 = kJ mol-1 Versuch

6 Struktur H2O2

7 H2O2 als Oxidationsmittel
-II H2O2 + 2H+ + 2e- 2H2O 2x (Fe2+ Fe3+ + e-) H2O2 + 2H+ + 2Fe2+ 2Fe3+ + 2H2O E° = 1.77 V -(E° = 0.77V) ΔE = 1.00V III II -I -II 4x(H2O2 + 2H+ + 2e- 2H2O PbS + 4H2O PbSO4 + 8H+ + 8e- PbS + 4H2O2 PbSO4 + 4H2O -II VI -I -II H2O2 + 2H+ + 2e- 2H2O 2I- I2 + 2e- 2I- + H2O2 + 2H+ I2 + 2H2O VI 60 VI -I Versuch

8 H2O2 als Reduktionsmittel nur gegenueber ausgepraegten Oxidationsmitteln
E° = V -(E° = 1.52V) ΔE = 0.84V 5x(H2O2 O2 + 2H+ + 2e-) 2x(MnO4- +8H++ 5e- Mn2+ + 4H2O) 2MnO4- + 5H2O2+ + 6H+ 2Mn2+ + 2O2 + H2O II VII -I 3x(H2O2 O2 + 2H+ + 2e-) 2x(MnO4- +2H2O+ 5e- MnO2(s) + 4OH-) 6OH- + 6H+ 6H2O 2MnO4- + 3H2O2 2MnO2(s) + 2H2O + 3O2 + 2OH- VII IV VI 61 -I H2O2 O2 + 2H+ + 2e- MnO2(s) + 4H+ + 2e- Mn2+ + 2H2O MnO2(s) + 2H+ + H2O2 Mn2+ + 2H2O + O2 -I IV II Versuch

9 CHLOR Vorkommen: NaCl (Steinsalz), KCl(Sylvin), KMgCl3·6H2O (Carnallit); im Magensaft als HCl (~0,1 M)! Cl- als Elektrolyt in der belebten Natur Eigenschaften: gelbgrünes Gas; erstickender Geruch; in H2O löslich („Chlorwasser“) kräftiges Oxidationsmittel (Fe → FeCl3 Sb → SbCl3 H2 → HCl…) Kp: -34,1°C Fp: -101°C Chlorknallgasreaktion: H2 + Cl2 2HCl ∆H0298 = -185 kJ mol-1 Fe-Wolle, geschmolzenes Na, Fetzen mit Terpentin, Wasserstoffflamme in Cl2, Chlorknallgas mit UV-Licht h Kettenreaktion Cl2 2Cl • Cl • + H2 HCl + H • H • + Cl2 HCl + Cl • Abbruch: 2H • H2 bzw. 2Cl • Cl2 Versuche

10 Versuch: Ethin-Blitze unter Wasser
C2H2 + Cl2  2C + 2 HCl C2H2 + Cl2  C2H2Cl2

11 Darstellung von Cl2 Billigstes Ausgangsprodukt: NaCl
Durch Oxidation: Cl- → ½ Cl2 + e- Darstellung entweder aus NaCl direkt oder aus HCl (← NaCl + H2SO4) CuCl2 a)1) 4HCl + O2 2H2O + 2Cl2 DEACON-Verfahren 2) 4HCl + MnO2 2H2O + MnCl2 + Cl2 WELDON-Verfahren (Ausbeute geringer wegen MnCl2) auf diese Weise Cl2 von Scheele entdeckt. 3) im Labor 16HCl + 2KMnO4 5Cl2 + 2MnCl2 + 8H2O + 2KCl b) Elektrolyse v. NaCl 1) Schmelzfluss-Elektrolyse NaCl(l) Na + ½ Cl2 ↑ 2) Chloralkali-Elektrolyse 2NaCl(aq) + 2H2O H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

12 BROM Vorkommen: im Meerwasser (in Spuren);
in natürl. Salzablagerungen, z.B. im „Bromcarnallit“ KMgBr3∙6H2O Eigenschaften: Dunkelrote Flüssigkeit; Erstickender Geruch; Reagiert weniger heftig als Chlor Fp: -7,1°C Kp: 58,8°C Darstellung: Oxidation v. Bromiden; a) Technisch: MgBr2 + Cl2 MgCl2 + Br2 aus KMgBr3∙6H2O billiges Oxidationsmitel 30 ml Br2 in 2 l Kolben geben, Al-stange in den 2l Kolben einführen b) im Labor 4HBr + MnO2 MnBr2 + Br2 + 2H2O Verwendung: Medizin: NaBr, KBr Photographie: AgBr Versuch: 2 Al + 3 Br2  2 AlBr kJ/mol

13 IOD Vorkommen: im Meerwasser als I- (2.10-4 %);
im Chilesalpeter als NaIO3 (bis zu 0,1 % I) Eigenschaften: grauschwarze, metall. glänzende schuppige Kristalle; Molekülgitter; Dampf blauviolett; Lösungen: blauviolett in nichtpolaren, braun in polaren Lösungsmitteln. Darstellung: + V + IV - I + VI a) Technisch: HIO3 + 3H2SO3 Hl + 3H2SO4 + V - I HIO3 + 5HI 3H2O + 3I2 Bei geeigneter Wahl der Ausgangsmengen: + V + IV + VI 2HIO3 + 5H2SO3 5H2SO4 + H2O + I2 J2 und Mg in einem gr. Reagenzglas ; zuerst J2 dann Mg erhitzen KJ3 in Stärkelsg. In Eisbad anschliessend kochendes Wasser + b) im Labor 1) 2KI + MnO2 + 2H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + 2H2O I2 2) KI + ½ Cl2 KCl + ½ I2 Verwendung: Photographie (AgI), Medizin, Metallurgie

14 Versuche Mg + I  MgI2 2 Al I  Al2I6

15 HALOGENWASSERSTOFFE HF HCl HBr HI Fp (°C) -83,1 -114,8 -86,9 -50,7
Kp (°C) 19,5 -84,9 -66,8 -35,4 Farblose, stechend riechende Gase; therm. Stabilität nimmt ab vom F → I; wässrige Lösungen sind starke Säuren; Salze = Halogenoide. Darstellung: a) H2 + X2 2HX ergibt bes. reines Produkt b) Sulfat – Salzsäure - Verfahren 20°C NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4 800°C NaCl + NaHSO4 HCl + Na2SO4

16 c) HBr, HI: X2 + H2S S + 2HX Labor d) HBr, HI: PX3 + 3H2O H3PO3 + 3HX HCl tritt bei vielen Verfahren als Nebenprodukt auf (Chlorierungs-reaktionen, Verbrennung chlorierter org. Verbindungen)

17 Schwefel Luft + H2S H2O + S Vorkommen: Gewinnung:
• elementar • als Sulfat (CaSO4∙2H2O, CaSO4, BaSO4) • als Sulfid - Kiese (z.B. FeS2) - Glanze (z.B. PbS) - Blenden (z.B. (ZnS) • in Steinkohle → Kokereigas • in Erdöl, Erdgas • in Eiweißstoffen Gewinnung: a) „Frasch-Verfahren“ b) aus H2S – „CLAUS-Verfahren“ 1200°C 1.) H2S + 3/2 O2 H2O + SO2 ~250°C VI 82 S und Zn erhitzen 2.) SO2 + 2H2S 3S + 2H2O Kat. 40°C - aus Wassergas Luft + H2S H2O + S Aktivkohle Luft - mit „Luxmasse“ (~ Fe(OH)3) Fe2S3 Fe2O3 + S (oder Fe2O3 + SO2)

18 H2S ist äußers giftiges Gas Geruch nach faulen Eiern! (Faulgase)
- II H2S und Sulfide H2S ist äußers giftiges Gas Geruch nach faulen Eiern! (Faulgase) MAK: 10 ppm (15 mg m-3) H2S H2S Ag Ag2S ; Pb2+ PbS Bleipapier Versuch Kp: -61°C (212 K) wässrige Lösung von H2S → schwache Säure Hydrogensulfide (HS-) Sulfide (S2-) Darsellung v H2S: 1.) 2HCl + FeS H2S + FeCl2 (im Labor, „Kipp“) 2.) Erhitzen von S mit Paraffinen auf °C 600°C 3.) S + H2 H2S

19 hohe Verdampfungswärme
+ IV SO2 Fp: -75,5°C Kp: -10°C ∡ 119,5° stechender Geruch; hohe Verdampfungswärme Darstellung: a) S + O2 SO2 ∆HO298 = -297 kJ mol-1 b) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 (Rösten) c) H2SO4 + NaHSO3 NaHSO4 + H2O + SO2↑ Labor d) Cu + 2H2SO4 CuSO4 + 2H2O + SO2↑ + VI + IV SO42- + 4H+ + 2e- SO2 + 2H2O Red. Schwefel im O2-Strom verbrennen, Cu + H2SO4 + IV Cu Cu2+ + 2e- Ox. Cu + 4H+ + SO42- Cu2+ + 2H2O + SO2 Eigendissoziation: SO2(l) SO2+ + SO32- Versuche

20 SO2(g) löst sich in den Wolkentropfen:
+ H2O H+ + HSO3- (Hydrogensulfit-Ion) Das Hydrogensulfit-Ion wird durch im Wolkenwasser gelöstes H2O2 oder O3 oxidiert: HSO3- + H2O2 HSO4- + H2O HSO3- + O3 HSO4- + O2 HSO4- H+ + SO42- (Sulfat-Ion) normaler Regen: pH = 5,6 durch gelöstes CO2 CO2 + H2O H+ + HCO3- saurer Regen: pH ≈ 4 durch zusätzlich gelöste Schwefelsäure

21 geringe Eigendissoziation 2H2SO4 H3SO4+ + HSO4-
+ VI H2SO4 Fp: 10,4°C (Kp: 279,6°C) ρ(Fp) = 1,835 kg dm-3 geringe Eigendissoziation 2H2SO4 H3SO4+ + HSO4- beim Erhitzen H2SO4(g) SO3(g) + H2O(g) Azeotrop mit H2O: 98,3% H2SO4; 338°C Wasserentziehende Wirkung, z.B.: Rauchende H2SO4 (Oleum): % SO3 gelöst in H2SO4 Oxidierende Wirkung! (Cu, Ag, Hg aufgelöst; sogar C → CO2)

22 Rauchgasentschwefelung
Man leitet dem nach oben strömenden Rauchgas eine Suspension fein gemahlenen Kalkes entgegen: SO2(g) + H2O(g) H+(aq) + HSO3-(aq) HSO3-(aq) + ½ O2(g) SO42-(aq) + H+(aq) 2H+(aq) + CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O Ca2+(aq) + SO42-(aq) + 2H2O CaSO4∙2H2O(s) suspendierter Gips Bauindustrie

23 SO3 SO3(g) SO3 + H2O H2SO4 stark exotherm Darstellung: 1.) Labor H2SO4 + P4O10 SO3 2.) Technisch 2SO2 + O2 2SO3

24 Sauerstoffsäuren des Schwefels
SO2 + 2H2O H3O+ + HSO3- Hydrogensulfit Typ H2SOn Oxidationsstufe des Schwefels Typ H2S2On H2SO2 Sulfoxylsäure II III H2S2O4 Dithionige Säure (H2SO3) Schweflige Säure IV V H2S2O5 Dischwefelige Säure H2S2O6 Dithionsäure H2SO4 Schwefelsäure VI H2S2O7 Dischwefelsäure H2SO5 Peroxoschwefelsäure (Carosche Säure) VI (mit Peroxogruppe) H2S2O8 Peroxo-dischwefelsäure 2SO2 + O2 2SO3 ∆H = -98,3 kJ In der Technik mittels eines Katalysators, Kontakt-Verfahren. V2O5 + SO2 2VO2 + SO3 2VO2 + ½ O2 V2O5

25 enthält: HSO3-, SO32-, SO2(aq), S2O52-, kaum H2SO3
+ IV H2SO3 SO2 + H2O „H2SO3“ enthält: HSO3-, SO32-, SO2(aq), S2O52-, kaum H2SO3 Hydrogensulfite ( HSO3-) u. Sulfite (SO32-) bilden leicht Disulfite: 2HSO3- H2O + S2O52- S ↔ O 146 pm S ↔ S 218 pm … als Reduktionsmittel: S anzünden und in titrierkolben mit stärke und J2 + IV - I + VI SO32- + I2 + H2O 2I- + SO42- + 2H+ Versuch … als Oxidationsmittel: (nur gegenüber starken Red.-mittel!) + IV + I - II + I SO2 + 6H H2S + 2H2O

26 Thioschwefelsäure, „H2S2O3“ Thiosulfate, „S2O32-“
tetraedrisch Darstellung von Thiosulfaten: a) SO32- + S S2O32- b) CaS2 + 3/2 O2 CaS2O3 Reaktionen: S2O32- + H+ „H2S2O3“ S + SO2 + H2O Versuch 2S2O32- + AgBr(s) [Ag(S2O3)2]3- + Br - 2S2O32- + I2 2I- + S4O62- Versuch 2S2O32- + 2Fe3+ 2Fe2+ + S4O62- Versuch S2O32- + 4Cl2 + 5H2O 2SO42- + 8Cl- + 10H+

27 STICKSTOFF, N2 Vorkommen: Luft (78,1 Vol.%), Chilesalpeter (NaNO3), Nukleinsäuren, Eiweiß,… Eigenschaften: Gas; farb-, geruch-, geschmacklos; in H2O halb so gut löslich wie O2, nicht brennbar ∆H = 942 kJ mol-1 E(N≡N) ≈ 6xE(N–N)! N2 sehr reaktionsträge! viele N-Vbdgn. zerfallen exotherm u. explosionsartig Darstellung: frakt. Dest. v. flüssiger Luft chem. Entfernung v. O2 aus Luft Cu + O2 CuO ; C + O2 CO2 c) chem. Zersetzung fl. N2 in Kunststoffflasche; Banane Tennisball tiefkühlen -III +IV +III (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + 4H2O + N2 Versuch NH4Cl + NaNO2 NaCl + NH4NO2 -III +III 70°C NH4NO2 NH3 + HNO2 N2 + 2H2O

28 Darstellung v. NH3 Labor: a) 2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 + 2H2O b) Erhitzen v. konz. NH3-Lösungen Technik: a) Haber-Bosch-Verfahren 3H2 + N2 2NH3 ∆H = -92 kJ 1) Ausgangsstoffe 4N2 + O2 + 2C 4N2 + 2CO „Generatorgas“ ∆H = -221,0 kJ H2O + C H2 + CO „Wassergas“ ∆H = +131,4 kJ CO entfernt: CO + H2O CO2 + H2 H2S entfernt; wird mit H2O unter Druck herausgewaschen

29 „gemischtes Anhydrid“
+IV +IV 2NO2 N2O4 ∆H = -58 kJ N ↔ O pm N ↔ N pm! Versuch rotbraun ↔ farblos Kp: 21°C Darstellung: 1) 2NO + O2 2NO2 2) Red. v. konz. HNO3 +V +II +IV Cu + 4H+ + 2NO3- Cu2+ + 2H2O + 2NO2 Versuch ∆ 3) Pb(NO3)2 PbO + 2NO2 + ½ O2 +IV +III +V 2NO2 + 2OH- NO2- + NO3- + H2O „gemischtes Anhydrid“ Raketentreibstoff (kräftiges Ox.-mittel) NO2+ isoelektr. mit CO2, N2O, N3-, NCO-

30 2) Luftverbrennung (sehr teuer)
Darstellung v. HNO3 1) NaNO3 + H2SO4 (Chilesalpeter) 2) Luftverbrennung (sehr teuer) 3) „Ostwald-Verfahren“ Katal. NH3-Verbrennung: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O ∆H = -904 kJ Abkühlen: NO + ½ O2 NO2 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 mit wachsender Konz.: 2HNO2 HNO3 + H2O + NO Aufkonzentrieren: (über 69,2%) Vakuumdest. mit konz. H2SO4 Abkühlen, Auskrist. v. H2O Druck 3) 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3

31 farblos, stark hygroskopisch Fp: ~2°C (275 K) Kp: 113,5°C (386,7 K)
N2H4 Hydrazin OZ: -II farblos, stark hygroskopisch Fp: ~2°C (275 K) Kp: 113,5°C (386,7 K) DK = 51 (293 K) Darstellung: Oxidation v. NH3 (Raschig) -III NH3 + HOCl NH2Cl + H2O -II NH2Cl + NH3 N2H4∙HCl (Hydraziniumchlorid) gutes Reduktionsmittel N2H4 + O2 N2 + 2H2O ∆H = -622 kJ/mol Raketentreibstoff (Space shuttle)

32 durchsichtige, farblose Nadeln Fp: 32°C (305 K)
NH2OH Hydroxylamin Oz.: -I durchsichtige, farblose Nadeln Fp: 32°C (305 K) Kp: 56,5°C (329,7 K) bei 26 mbar Darstellung: durch Red. höherer Ox.-stufen des N a) elktrolytisch -V -I HNO3 + 3H+ + H2O + 6e- H2NOH + 3OH- b) nach Raschig +III +IV -I HONO + H2SO3 + H2O NH2OH + 2H2SO3 Reduktionsmittel

33 N2O3 Distickstofftrioxid
+III N2O3 Distickstofftrioxid Fp: -102°C (171 K) blassblaue Kristalle durch Abkühlen eine Gemisches aus NO + NO2 +III HNO2 Salpetrige Säure freie Säure nicht bekannt, wässrige Lösung rel. unbeständig Darstellung: +II +IV +III 1) NO + NO2 + 2NaOH 2NaNO2 + H2O 2) NaNO3 + Pb NaNO2 + PbO ∆ 3) 2NaNO3 2NaNO2 + O2 Reduz. Wirkung - gegen starke Ox.-mittel Oxid. Wirkung: +III -I +II 2NO2- + 2I- + 4H+ 2NO + I2 + 2H2O

34 N2O5 Distickstoffpentoxid
Im Kristall: NO2+ NO3- - H2O HNO3 Salpetersäure Fp: -42°C (231 K) Kp: 84°C (357 K) ρ = 1,52 kg dm-3 planar Teilweise Zersetzung: Leicht Sieden 2HNO3 H2O + 2NO2 + ½ O2 Azeotrop: 69,2% HNO3, 121,8°C „Scheidewasser“ „Königswasser“ („aqua regia“): HNO3 + 3HCl NOCl + Cl2 + 2H2O

35 Halogenverbindungen des Stickstoffs
Stickstofftriiodid-Monoammoniakat 8 NI3NH3 5 N2 + 6 NH4I + 9 I2

36 CO Kohlenstoffmono(o)xid
+ II CO Kohlenstoffmono(o)xid farblos, geruchlos, brennbar giftig! (MAK: 30 ppm) Darstellung: Technisch: 1) „Generatorgas“ isoelektronisch mit N2! 2C (Koks) + O2 (Luft) 2CO (+ N2) ∆H = -221 kJ 2) „Wassergas“ C (Koks) + H2O CO + O2 ∆H = +131 kJ 3) Boudouard-Gleichgewicht CO2 + C 2CO ∆H = +173 kJ Labor: 4) HCOOH H2O + CO Ameisensäure Verwendung:Reduktionsmittel; Synthese v. CH3OH, v. gesättigten u. unges. Kohlenwasserstoffen („Fischer-Tropsch“), Ameisensaeure, Phosgen (COCl2)

37 farblos, geruchlos, NICHT brennbar;
+ IV CO2 Kohlenstoffdioxid Eigenschaften: farblos, geruchlos, NICHT brennbar; hohe Wasserlöslichkeit (1,713 l CO2 pro l H2O bei 0°C, 1 bar) sublimiert bei -78,5°C „Trockeneis“ als Kühlmittel Versuch Darstellung: Technisch: 1) C + O2 CO2 ∆H = -394 kJ 2) „Kalkbrennen“ ∆ CaCO3 CaO + CO2↑ ∆H = +176,6 kJ Labor: 3) Menthos in Coca Cola CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2↑ (im Kipp) Verwendung:Feuerlöscher; Lebensmittelindustrie (Sodawasser, chockgefrieren, Kaltmahlen…)