1 / 37

Darstellung v. Sauerstoff

Darstellung v. Sauerstoff. 400°C. a). 2 HgO (rot). 2 Hg. +. O 2. (Priestley). b) Aus KClO 3 , KNO 3 , KMnO 4. + V. + VII. - I. 400°C. z.B. Labor. 4 KClO 3. 3 KClO 4. +. KCl. + VII. - II. - I. 0. 500°C. KClO 4. KCl. +. 2O 2. - I. MnO 2. - II. 0. c). 2H 2 O 2.

kaiyo
Télécharger la présentation

Darstellung v. Sauerstoff

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Darstellung v. Sauerstoff 400°C a) 2 HgO(rot) 2 Hg + O2 (Priestley) b) Aus KClO3, KNO3, KMnO4 + V + VII - I 400°C z.B. Labor 4 KClO3 3 KClO4 + KCl + VII - II - I 0 500°C KClO4 KCl + 2O2 - I MnO2 - II 0 c) 2H2O2 2H2O + O2 d) „Brinsches Bariumperoxid-Verfahren” hist. techn. 500°C 2 BaO + O2 (Luft) 2 BaO2 700°C • 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 (200-300 nm) + O2(g) O(g) c) Zerstörung v. O3 CFCl3 + h (175-226 nm) + •CfCl2 Cl• ClO + O2 Cl• + O3 ClO + Cl• + O O O3 + O 2O2 Troposphäre: Bildung v. O3 NO2 + + h (260 nm) NO O O O3 + O2

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

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

  5. H2O2 • Eigenschaften • Farblos • Dichte: 1.47 kg/dm3 • Fp: -0.4 ° C • Kp: 151 ° C -II 0 -I 2H2O2 2H2O + O2 ΔH °298 = -197.5kJ mol-1 Versuch

  6. Struktur H2O2

  7. H2O2 als Oxidationsmittel -I -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 -I 0 Versuch

  8. H2O2 als Reduktionsmittelnur gegenueber ausgepraegten Oxidationsmitteln -I 0 E° = -0.68 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 0 • 3x(H2O2 O2 + 2H+ + 2e-) • 2x(MnO4- +2H2O+ 5e- MnO2(s) + 4OH-) • 6OH- + 6H+ 6H2O • 2MnO4- + 3H2O2 2MnO2(s) + 2H2O + 3O2 + 2OH- VII IV -I 0 • 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 h Kettenreaktion Cl2 2Cl • Cl • + H2 HCl + H • H • + Cl2 HCl + Cl • Abbruch: Versuche 2H • H2 bzw. 2Cl • Cl2

  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 WELDON-Verfahren (Ausbeute geringer wegen MnCl2) 2) 4HCl + MnO2 2H2O + MnCl2 + Cl2 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 b) im Labor 4HBr + MnO2 MnBr2 + Br2 + 2H2O Verwendung: Medizin: NaBr, KBr Photographie: AgBr Versuch: 2 Al + 3 Br2 2 AlBr3 -495 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: 3H2SO4 HIO3 + 3H2SO3 Hl + + V - I 0 3I2 HIO3 + 5HI 3H2O + Bei geeigneter Wahl der Ausgangsmengen: 0 + V + IV + VI + I2 H2O + 5H2SO4 2HIO3 + 5H2SO3 + + + MnSO4 + 2H2O I2 b) im Labor 1) 2KI + MnO2 2H2SO4 K2SO4 2) KI + ½ Cl2 KCl + ½ I2 Verwendung: Photographie (AgI), Medizin, Metallurgie

  14. Versuche • Mg + I2  MgI2 • 2 Al + 3 I2 Al2I6

  15. HALOGENWASSERSTOFFE 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: H3PO3 PX3 + 3H2O + 3HX HCl tritt bei vielen Verfahren als Nebenprodukt auf (Chlorierungs-reaktionen, Verbrennung chlorierter org. Verbindungen)

  17. Schwefel Vorkommen: • 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 2.) SO2 + 2H2S 3S + 2H2O Kat. 40°C + H2S H2O + S Luft - aus Wassergas Aktivkohle Luft - mit „Luxmasse“ (~ Fe(OH)3) Fe2S3 Fe2O3 + S (oder Fe2O3 + SO2)

  18. - 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 120-180°C 600°C 3.) S + H2 H2S

  19. + 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 Red. SO42- + 4H+ + 2e- SO2 + 2H2O 0 + 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: SO2 + 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. + 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): 40-80% 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 ∆H = -98,3 kJ 2SO2 + O2 2SO3 In der Technik mittels eines Katalysators, Kontakt-Verfahren. V2O5 + SO2 2VO2 + SO3 2VO2 + ½ O2 V2O5

  25. + 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: + IV 0 - I + VI SO32- + I2 + H2O 2I- + SO42- + 2H+ Versuch … als Oxidationsmittel: (nur gegenüber starken Red.-mittel!) + IV 0 + 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 -III +IV +III 0 (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + 4H2O + N2 Versuch NH4Cl + NaNO2 NaCl + NH4NO2 -III +III 70°C N2 + 2H2O NH4NO2 NH3 + HNO2

  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. +IV +IV 2NO2 N2O4 ∆H = -58 kJ Versuch N ↔ O 118 pm N ↔ N 175 pm! rotbraun ↔ farblos Kp: 21°C Darstellung: 1) 2NO + O2 2NO2 2) Red. v. konz. HNO3 0 +V +II +IV Cu 4H+ + + 2NO3- Cu2+ + 2H2O + 2NO2 Versuch ∆ 3) Pb(NO3)2 PbO + 2NO2 + ½ O2 +III +V +IV 2NO2 + 2OH- NO2- + NO3- + H2O „gemischtes Anhydrid“ Raketentreibstoff (kräftiges Ox.-mittel) NO2+ isoelektr. mit CO2, N2O, N3-, NCO-

  30. 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 + HNO2 2NO2 + H2O HNO3 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. 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 (Hydraziniumchlorid) N2H4∙HCl gutes Reduktionsmittel N2H4 + O2 N2 + 2H2O ∆H = -622 kJ/mol Raketentreibstoff (Space shuttle)

  32. 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. +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 Pb 2) NaNO3 + NaNO2 + PbO ∆ 3) 2NaNO3 2NaNO2 + O2 Reduz. Wirkung - gegen starke Ox.-mittel Oxid. Wirkung: +III -I +II 0 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. + 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. + 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) CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2↑ (im Kipp) Verwendung:Feuerlöscher; Lebensmittelindustrie (Sodawasser, chockgefrieren, Kaltmahlen…)

More Related