4 Nichtmetalle 4.5 Chalkogene

4 Nichtmetalle 4.5 Chalkogene
Gruppeneigenschaften

Gruppeneigenschaften O

Gruppeneigenschaften O S

Gruppeneigenschaften O Se S

Gruppeneigenschaften O Se S Te

Gruppeneigenschaften O Se S Te Po

Vorkommen - Sauerstoff ist das häufigste Element in der Erdkruste

Vorkommen - Sauerstoff ist das häufigste Element in der Erdkruste + Volumenanteil in der Luft 21 % + hoher Anteil in Silicaten, Carbonaten und Oxiden

Vorkommen - Schwefel kommt vor + gediegen in Lagerstätten + in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie # Pyrit FeS2

Vorkommen - Schwefel kommt vor + gediegen in Lagerstätten + in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie # Pyrit FeS2 # Zinkblende ZnS

Vorkommen - Schwefel kommt vor + gediegen in Lagerstätten + in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie # Pyrit FeS2 # Zinkblende ZnS # Bleiglanz PbS

Vorkommen - Schwefel kommt vor + gediegen in Lagerstätten + in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie # Pyrit FeS2 # Zinkblende ZnS # Bleiglanz PbS # Kupferkies CuFeS2

Vorkommen - Schwefel kommt vor + gediegen in Lagerstätten + in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie # Pyrit FeS2 # Zinkblende ZnS # Bleiglanz PbS # Kupferkies CuFeS2 # Schwerspat BaSO4

Vorkommen - Schwefel kommt vor + gediegen in Lagerstätten + in gebundener Form, vor allem Schermetallsulfide wie # Pyrit FeS2 # Zinkblende ZnS # Bleiglanz PbS # Kupferkies CuFeS2 # Schwerspat BaSO4 # Gips CaSO4  2 H2O

Tellurid, TeO2 Vorkommen - Selen und Tellur kommen vor + spurenweise in sulfidischen Erzen + in geringer Menge gediegen gediegenes Selen

Die Elemente -

Sauerstoff - unter NB ist elementares O2 ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas - verflüssigt oder in dickeren Schichten ist Sauerstoff hellblau - bei 0 °C und 1 bar lösen sich 0,049 l O2 in 1 l Wasser - im O2-Molekül sind die Sauerstoffatome durch eine s- und eine p- Bindung aneinander gebunden (Bindungslänge 121 pm)

Sauerstoff - unter NB ist elementares O2 ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas - verflüssigt oder in dickeren Schichten ist Sauerstoff hellblau - bei 0 °C und 1 bar lösen sich 0,049 l O2 in 1 l Wasser - im O2-Molekül sind die Sauerstoffatome durch eine s- und eine p- Bindung aneinander gebunden (Bindungslänge 121 pm) - das stabile O2 - Molekül dissoziiert erst bei hohen Temperaturen Bei 3000 °C Dissoziations- grad nur 6 %!

Sauerstoff - Oxidation erfolgt daher meist erst bei hohen Temperaturen; allerdings erfolgen mit vielen Stoffen langsame Oxidationen

Sauerstoff - Oxidation erfolgt daher meist erst bei hohen Temperaturen; allerdings erfolgen mit vielen Stoffen langsame Oxidationen - in reinem Sauerstoff laufen Reaktionen viel schneller ab z.B.

Sauerstoff - Oxidation erfolgt daher meist erst bei hohen Temperaturen; allerdings erfolgen mit vielen Stoffen langsame Oxidationen - in reinem Sauerstoff laufen Reaktionen viel schneller ab Kerze   Holz, Fe, S 

Sauerstoff - großtechnische Erzeugung von Sauerstoff durch Luftverflüssigung (Linde - Verfahren) Karl von Linde ( )

Sauerstoff - großtechnische Erzeugung von Sauerstoff durch Luftverflüssigung (Linde - Verfahren)

Sauerstoff - reiner Sauerstoff läßt sich durch Elektrolyse von Kalilauge erzeugen:

Sauerstoff - Ozon - die zweite Modifikation des Sauerstoffs ist das gasförmige Ozon O3 - es riecht charakteristisch und besitzt eine blaßblaue Farbe - Verflüssigung bei -111 °C, Fp. bei -193 °C - Struktur kein Dreiring, sondern gewinkelt: Bindungsgrad 1,5

Sauerstoff - Ozon - Struktur kein Dreiring, sondern gewinkelt: - reines Ozon ist eine endotherme Verbindung und, vor allem im flüssigen Zustand, explosiv!

Sauerstoff - Ozon - Ozon kann aufgrund seiner antimikrobiellen Wirkung zur Entkeimung von Trinkwasser verwendet werden - Ozon bildet sich bei + elektrischen Entladungen

Sauerstoff - Ozon - Ozon kann aufgrund seiner antimikrobiellen Wirkung zur Entkeimung von Trinkwasser verwendet werden - Ozon bildet sich bei + elektrischen Entladungen + Einwirkung von UV - Licht

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

Schwefel - Schwefel besitzt die ausgeprägte Tendenz zur Ketten- oder Ringbildung: - bei NB stabil ist der rhombische Schwefel; er ist hellgelb, spröde und schwerlöslich in Wasser

Schwefel - Schwefel kommt in mehreren Modifikationen vor

Schwefel - Schwefel kommt in mehreren Modifikationen vor Schwefelmoleküle

Schwefel - der (Cycloocta)schwefel ist bei Normaltemperatur nicht sehr reaktionsfähig: Reaktion nur mut F und Hg! - bei erhöhter Temperatur erfogt allerdings Verbindungsbildung mit vielen Metallen und Nichtmetallen; nicht jedoch mit Au, Pt, Ir, N2, Te, I und den Edelgasen

Schwefel - Wasser und nichtoxidierende Säuren greifen S8 nicht an, jedoch oxidierende Säuren und Alkalien - erzeugen läßt sich S8 z. B. bei der Zersetzung von Thiosulfaten mit Säuren:

Schwefel - ca. 70 % der Weltproduktion von Schwefel enstammt Lagerstätten aus Elementarschwefel - gefördert wird er durch Schmelzen unter Druck (Frasch - Verfahren)

Schwefel - der Rest wird vorwiegend aus H2S - haltigen Gasen erzeugt (Claus - Prozeß) - für die zweite Rkn. sind Katalysatoren (Bauxit, Aktivkohle) erforderl.

Schwefel 85 % des Schwefels finden in der H2SO4-Produktion Verwendung! Weitere Anwendungen sind + CS2 + Zündhölzer

Schwefel 85 % des Schwefels finden in der H2SO4-Produktion Verwendung! Weitere Anwendungen sind + CS2 + Zündhölzer + Feuerwerkskörper + Schießpulver 

Selen, Tellur, Polonium - Selen kommt in 6 Modifikationen vor ; 3 monokline Mod. sind analog S8 aus gewellten Se8 - Ringen aufgebaut und besitzen eine rote Farbe - bei 100 °C erfolgt Umwandlung in das graue Selen, das aus spiraligen Se - Ketten aufgebaut ist - das handelsübliche schwarze, glasige Selen ist amorph

Selen, Tellur, Polonium - Selen- modifikationen

Selen, Tellur, Polonium - Tellur kristallisiert im gleichen Gitter wie graues Selen - Graues Selen und Tellur sind Halbleiter, die Leitfähigkeit von Se ist lichtabhängig Belichtungsmesser Bewegungsmelder

Selen, Tellur, Polonium - Bei der Kupferraffination sammeln sich im Anodenschlamm Vbdg. wie Cu2Se, Ag2Se, Au2Se, Cu2Te, Ag2Te und Au2Te an.

Selen, Tellur, Polonium - Bei der Kupferraffination sammeln sich im Anodenschlamm Vbdg. wie Cu2Se, Ag2Se, Au2Se, Cu2Te, Ag2Te und Au2Te an. - Polonium ist bereits ein Metall. Es ist radioaktiv, kommt in der Pechblende vor und fand technisch nur kurz in der Autozuliefer- industrie Verwendung:

Sauerstoffverbindungen Verbindungsbildung mit allen Elementen außer mit He, Ne, Ar, Kr wichtigste Oxide sind ionisch bis kovalent mit der Oxidationsz. –2 - Bildung des Oxidions ist energieintensiv:

Sauerstoffverbindungen Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung

Sauerstoffverbindungen Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung das H2O - Molekül ist gewinkelt; die Bindungen sind polar

Sauerstoffverbindungen Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung das H2O - Molekül ist gewinkelt; die Bindungen sind polar charakteristisches Auftreten von Wasserstoffbrückenbindungen n 

Sauerstoffverbindungen Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung das H2O - Molekül ist gewinkelt; die Bindungen sind polar charakteristisches Auftreten von Wasserstoffbrückenbindungen von Wasser sind 7 kristalline Phasen bekannt, bei NB nur Eis I Dichtemaximum bei 4 °C (1,0 g/cm3), Eis bei 0 °C (0,92 g/cm3) Anomalie des Wassers (Gewässer frieren nicht vollständig zu; wichtig für Flora und Fauna)

Sauerstoffverbindungen Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung Anomalie des Wassers

Sauerstoffverbindungen Wasser ist die bei weitem wichtigste Wasserstoffverbindung das H2O - Molekül ist gewinkelt; die Bindungen sind polar charakteristisches Auftreten von Wasserstoffbrückenbindungen von Wasser sind 7 kristalline Phasen bekannt, bei NB nur Eis I Dichtemaximum bei 4 °C (1,0 g/cm3), Eis bei 0 °C (0,92 g/cm3) Wasser ist eine sehr beständige Verbindung (Dissoziation bei 2000 °C nur 2 %!

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2 - sirupöse, fast farblose (in dicker Schicht bläuliche) Flüssigkeit (Fp. –0,4 °C, Kp. 150 °C) handelsüblich ist eine 30 %ige Lösung (Perhydrol) schwache O-O Bindung metastabile Verbindung, die sich, z. T. explosionsartig, zersetzt

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2 wirkt oxidierend z.B. SO2 zu SO42-, NO2- zu NO3-, Fe(II) zu Fe(III), Cr(III) zu Chromat

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2 Die Erzeugung erfolgt hauptsächlich + durch elektrolytische Oxidation von H2SO4-SO42--Lsg.

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2 Die Erzeugung erfolgt hauptsächlich + durch elektrolytische Oxidation von H2SO4-SO42--Lsg. + nach dem Anthrachinon-Verfahren

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2 Aufgrund seiner Oxidationswirkung dient H2O2 als Desinfektions- Mittel und als Bleichmittel.

Sauerstoffverbindungen Wasserstoffperoxid H2O2 Aufgrund seiner Oxidationswirkung dient H2O2 als Desinfektions- Mittel und als Bleichmittel. Perborat NaBO2(OH)2 • 3 H2O ist Bestandteil von Waschmitteln.

Sauerstoffverbindungen Peroxide Peroxide enthalten Sauerstoff in der Oxidationszahl –1; sie sind formal Salze der schwachen zweibasigen Säure H2O2. Die Hydrolyse von Peroxiden liefert Wasserstoffperoxid:

Sauerstoffverbindungen Peroxide Bekannt sind Peroxide der Alkalimetalle und von Ca, Sr, Ba. Mit CO2 entwickeln alle Alkalimetallperoxide Sauerstoff:

Sauerstoffverbindungen Peroxide Mit CO2 entwickeln alle Alkalimetallperoxide Sauerstoff; technisch kann so Atemluft regeneriert werden.

Sauerstoffverbindungen Hyperoxide K, Rb, Cs verbrennen in O2 zu Verbindungen des Typs MeO2. Hier ist das Ion O2- enthalten; die Oxidationszahl von O beträgt –1/2. Weiterhin sind LiO2, NaO2, Ba(O2)2 und Sr(O2)2 bekannt; sie können nicht aus dén Elementen gewonnen werden. Die Hyperoxide reagieren heftig mit Wasser:

Wasserstoffverbindungen von S, Se und Tellur Das stark endotherme Tellan wird durch Zersetzung ionischer Telluride erzeugt:

Wasserstoffverbindungen von S, Se und Tellur Im Labor stellt man H2S aus FeS her:

Wasserstoffverbindungen von S, Se und Tellur H2S, H2Se und H2Te sind farblose, sehr giftige, unangenehm riechende Gase. H2S zerfällt bei hoher Temperatur in die Elemente (bei 1000 °C 25 %). An der Luft verbrennt es unter Bildung von SO2 mit blauer Flamme.

Wasserstoffverbindungen von S, Se und Tellur H2S, H2Se und H2Te sind farblose, sehr giftige, unangenehm riechende Gase. H2S zerfällt bei hoher Temperatur in die Elemente (bei 1000 °C 25 %). An der Luft verbrennt es unter Bildung von SO2 mit blauer Flamme. In 1 l Wasser lösen sich bei 20 °C 2,6 l H2S. H2S wirkt reduzierend:

Wasserstoffverbindungen von S, Se und Tellur H2S, H2Se und H2Te sind schwache zweibasige Säuren: Analog dem Gang bei den Hydrogenhalogeniden nimmt die Säurestärke In Richtung Tellurwasserstoff zu.

Sulfide H2S bildet Hydrogensulfide (HS-) und Sulfide (S2-). Die Sulfide stark elektropositiver Metalle sind ionisch (Na2S, K2S, Al2S3).

Sulfide Die Schwerlöslichkeit der Metallsulfide benutzt man in der analytischen Chemie zur Trennung von Metallen Dies alles versetzest Du mutig und keß mit Salzsäure doppeltnormal, und duftig entweicht das H2S hier oben, da ist's ja egal! Und wenn du filtrierst, so faßt Du beim Wickel die schwarzen Sulfide von Kobalt und Nickel.

Sulfide Die Schwerlöslichkeit der Metallsulfide benutzt man in der analytischen Chemie zur Trennung von Metallen Schon aus saurer Lösung fallen: In ammoniakalischer Lösung (Sulfidionenkonzentration größer!) fallen:

Sauerstoffsäuren des Schwefels

Sauerstoffsäuren des Schwefels Als reine Verbindungen isolierbar sind: + Schwefelsäure + Dischwefelsäure + Peroxoschwefelsäure + Peroxodischwefelsäure + Thioschwefelsäure Alle anderen S‘säuren sind nur in wäßriger Lösung oder in Form ihrer Salze bekannt. Mit Ausnahme der Peroxoschwefelsäure sind alle S‘säuren zweibasig

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure H2SO4

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - eines der wichtigsten großtechnischen Produkte - Hauptmenge dient zur Düngerherstellung - Erzeugung fast ausschließlich nach dem Kontaktverfahren; Hauptreaktion:

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

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - Hauptproblem: Bei hoher Temp. GG-Verschiebung nach links, bei niedriger Temp. gehemmte Reaktion (Aktivierungsenergie zu hoch!) - Lösung Katalysator als Sauerstoffüberträger (V2O4/V2O5 auf SiO2)

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - konz. Schwefelsäure : + farblos + ölig (Fp. 10 °C, Kp. 280 °C) + handelsüblich 98 %ig, bei 338 °C azeotrop siedend + mit einem SO3 - Überschuß als „Oleum“ oder rauchende Schwefelsäure bekannt + wird aufgrund ihrer wasserentziehenden Wirkung als Trocknungsmittel verwendet

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - konz. Schwefelsäure wird aufgrund ihrer wasserentziehenden Wirkung als Trocknungsmittel verwendet

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - konz. Schwefelsäure entzieht das Wasser nicht nur physikalisch, sondern auch chemisch aus Verbindungen: Zucker C(H2O)6 + H2SO4 

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - konz. Schwefelsäure entzieht das Wasser nicht nur physikalisch, sondern auch chemisch aus Verbindungen: Zucker C(H2O)6 + H2SO4  Kohle (C) und (H2O) 

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - konz. Schwefelsäure entzieht das Wasser nicht nur physikalisch, sondern auch chemisch aus Verbindungen: Zucker C(H2O)6 + H2SO4  Kohle (C) und (H2O)  

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - konz. Schwefelsäure ist eine oxidierende Säure: - heiße, konz. Schwefelsäure löst neben unedlen Metallen z.B. Kupfer, Silber und Quecksilber Metall + verd. H2SO4 Mg Zn Cu (k. Rkn.)

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - heiße, konz. Schwefelsäure löst neben unedlen Metallen z.B. Kupfer, Silber und Quecksilber Kupfer + heiße, konz. H2SO4

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - die heftig exotherme Rkn. mit H2O geschieht in zwei Schritten - es leiten sich + Hydrogensulfate (mit HSO4-) und + Sulfate (mit SO42-)

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - Lewisformeln

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schwefelsäure - Peroxoschwefelsäuren besitzen die Gruppe Carosche Säure H2SO5 Peroxodischwefelsäure H2S2O8

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schweflige Säure - gut wasserlöslich (45 l SO2 in 1 l H2O bei 15 °C) - Lösung reagiert sauer und reduzierend

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Schweflige Säure - gut wasserlöslich (45 l SO2 in 1 l H2O bei 15 °C) - Lösung reagiert sauer und reduzierend - es leiten sich zwei Reihen von Salzen ab: + Hydrogensulfite HSO (gut lösl.) + Sulfite SO (schwerlöslich)

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Thioschwefelsäure H2S2O3 - bei H2SO4 formaler Ersatz eines O- durch ein S-Atom

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Thioschwefelsäure H2S2O3 - bei H2SO4 formaler Ersatz eines O- durch ein S-Atom - wasserfrei bei -80 °C als farblose, ölige Flüssigkeit isolierbar z. B. nach :

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Thioschwefelsäure H2S2O3 - bei H2SO4 formaler Ersatz eines O- durch ein S-Atom - wasserfrei bei -80 °C als farblose, ölige Flüssigkeit isolierbar z. B. nach : - bei Erwärmen schon unterhalb 0 °C Zerfall (Rückrkn.) - in Wasser beständig sind die Salze der T., die Thiosulfate: Thiosulfatbildung durch Kochen von Sulfiten mit Schwefel

Sauerstoffsäuren des Schwefels - Thioschwefelsäure H2S2O3 - als „Fixiersalz“ dient Natriumthiosulfat zum Komplexieren von unbelichtetem Silberhalogenid (das Komplexsalz ist auswaschbar)

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur - Selendioxid entsteht beim Verbrennen von Selen SeO2 + O2  kristallines rotes Selen

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur - Selendioxid entsteht beim Verbrennen von Selen - SeO2 ist in der Gasphase monomer; im Kristall polymer - analog SO3 existiert auch SeO3 als extrem starkes Oxidationsmittel

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur - SeO2 löst sich in H2O unter Bildung der Selenigen Säure H2SeO3 (vgl. SO3) + kristallin isolierbar! + schwächere Säure als H2SO3 - wird von SO2, H2S, HI, Hydrazin zu rotem Selen reduziert:

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur - Selensäure H2SeO4 aus Oxidation von H2SeO3 mit H2O2, Permang.; stärker oxidierend als H2SO4; HCl/ H2SeO4 ähnlich Königswasser

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur - Tellurdioxid kommt als Mineral vor (Tellurit)

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur - Tellurdioxid kommt als Mineral vor; es entsteht bei Verbrennung von Te an der Luft

Halogenverbindungen -

Halogenverbindungen - SF6 ist ein farb- und geruchloses, ungiftiges Gas (Sblp. -64 °C) und entsteht aus den Elementen: - es ist ungewöhnlich reaktionsträge und reagiert trotz linker GG-Lage bei 500 °C nicht mit Wasserdampf: + Grund ist in der sterischen Abschirmung der oktaedrisch angeordneten Fluoratome zu suchen

Halogenverbindungen - SF6 findet Verwendung als gasförmiger Isolator in Hochspannungsanlagen

4 Nichtmetalle 4.6 Elemente der 5. Hauptgruppe

Gruppeneigenschaften -

Gruppeneigenschaften  N

Gruppeneigenschaften  N P 

Gruppeneigenschaften  N P   As

Gruppeneigenschaften  N P   As Sb 

Gruppeneigenschaften  N P  Bi  As Sb 

Gruppeneigenschaften -

Vorkommen - Stickstoff ist Hauptbestandteil der Luft (ca. 78,1 %) - in gebundener Form im Chilesalpeter (NaNO3)

Vorkommen - Bestandteil der Eiweißstoffe DNS

Vorkommen - Phosphor ist reaktionsfähig; er kommt in der Natur nur in Verbindungen vor - zumeist als Phosphat Apatit (Ca[F,Cl,OH]-phosphat)

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

Vorkommen - Arsen kommt nur gelegentlich elementar vor - Arsenide sind die häufigsten Mineralien: Arsenolith (Slowakei), As2O3

Vorkommen - Arsen kommt nur gelegentlich elementar vor - Arsenide sind die häufigsten Mineralien: Realgar As4S4

Vorkommen - Arsen kommt nur gelegentlich elementar vor - Arsenide sind die häufigsten Mineralien: Auripigment As2S3

Vorkommen - Antimon kommt gediegen vor Finnland Rumänien ?

Vorkommen - Antimon kommt gediegen vor - daneben wie Arsen Vorkommen als Sulfid oder Metallsalz Antimonit (Grauspieß- glanz), As2S3 Toscana, I

Vorkommen - Bismut (früher Wismut) kommt ebenfalls gediegen, als Sulfid und als Oxid vor Bismut, Bi Erzgeb., D

Vorkommen - Bismut (früher Wismut) kommt ebenfalls gediegen, als Sulfid und als Oxid vor Bismutglanz, Bi2S3

Die Elemente -

Stickstoff - bei Raumtemperatur ein Gas (Kp. –196 °C, Fp. –210 °C), flüssiger Stickstoff wird als Kühlmittel verwendet

Stickstoff - bei Raumtemperatur ein Gas (Kp. –196 °C, Fp. –210 °C) liegt biatomar vor: im Molekül eine s, 2 p- Bindungen, daher hohe Bindungs- und Dissoziationsenergie daher chemisch sehr stabil  Verwendung als Inertgas technische Darstellung durch fraktionierende Destillation verflüssigter Luft - chemisch reiner Stickstoff nach 2 NaN3  2 Na + 3 N2 300 °C

Phosphor wurde 1669 von dem Alchemisten Henning Brand ( ) entdeckt.

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

Phosphor Weißer Phosphor - entsteht bei der Kondensation von Phosphordampf - ist wachsweich, gelblich, Fp. 44 °C, löslich in CS2, nicht in H2O - ist an Luft selbstentzündlich  Aufbewahrung unter Wasser - verbrennt zunächst zu P4O6, dann unter Lichtaussendung (Chemolumineszens) zu P4O10

Phosphor Weißer Phosphor - entsteht bei der Kondensation von Phosphordampf - ist wachsweich, gelblich, Fp. 44 °C, löslich in CS2, nicht in H2O - ist an Luft selbstentzündlich  Aufbewahrung unter Wasser - verbrennt zunächst zu P4O6, dann unter Lichtaussendung zu P4O10 - besteht aus tetraedrischen P4 - Molekülen

Phosphor Roter Phosphor - ist amorph - entsteht durch Erhitzen von weißem Phosphor unter Luftausschluß - ist ungiftig, luftstabil und entzündet sich erst oberhalb 300 °C + findet in Reibeflächen für Zündhölzer Verwendung (der Streichholzkopf enthält ein Gemisch aus Schwefel oder Sb2S5 und Kaliumchlorat)

Phosphor Darstellung - aus Calciumphosphat durch Reduktion mit Koks bei 1400 °C im Lichtbogenofen; der Phosphor entweicht dampfförmig: 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO C  6 CaSiO CO + P4 90 % des Phosphors wird zu Phosphorsäure H3PO4 verarbeitet.

Arsen - thermodynamisch stabile Modifikation ist das metallische oder graue Arsen - besitzt Schichtstruktur

Arsen

Antimon - graues Antimon ist mit grauem Arsen isotyp - Kristalle sind glänzend und spröde - Kristalle sind elektr. leitend und schmelzen unter Volumenabnahme Antimonbarren aus dem Deutschen Museum, München

Antimon - graues Antimon ist mit grauem Arsen isotyp - Kristalle sind glänzend und spröde - Kristalle sind elektr. leitend und schmelzen unter Volumenabnahme - wird aus Grauspießglanz (Sb2S3) nach zwei Verfahren hergestellt - dient zur Herstellung von Legierungen (Lagermetalle; Pb-Sb- Legierungen als Letternmetalle

Bismut - metallisches Bismut ist mit grauem Arsen isotyp - schwach rotstichiges, silberweiß glänzendes, sprödes Metall - schmilzt wie Ga, Ge, Sb unter Volumenabnahme - wird aus oxidischen Erzen durch Reduktion mit Kohle hergestellt

Bismut - dient zur Herstellung von Legierungen (Woodsches Metall: 50 % Bi, 25 % Pb, 12,5 % Sn, 12,5 % Cd, Fp. 70 °C) dient zur Herstellung von Schmelzsicherungen oder von Sprinkleranlagen

4 Nichtmetalle 4.5 Chalkogene

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