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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.

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Darstellung v. Sauerstoff

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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…)

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