Elemente und deren Verbindungen Flashcards
Halogene
- Elemente der 7 Hauptgruppe
- existieren unter Normalbedingungen elementar nur als eiatomare Moleküle
- Nichtmetalle
- hohe Elektronegativität
- kontaktfreudigsten Elemente
- häufig in Oxidationsstufe -1, manchmal bis zu +7
Fluor
- am stärksten elektronegative Element
- tritt ausschließlich in Oxidationsstufe -1 auf
Halogene in Natur
- kommen als einfach negative geladene Anionen in Salzen vor
- zugehöriges Kation ist meist ein Alkali- oder Erdalkalimetall
- Gewinnung aus Elektrolyse
- Chlor, Brom und Tod in Meerwasser und Salzdepots vorhanden
- hauptsächlich in Mineralien
Astat
- Radioaktivität
- Halbwertszeit 8 Stunden
- seltenste Element
- kann man nicht lagern, Neugewinnung durch Bismutbestrahlung
- Einsatz in Bestrahlung bestimmter Tumoren und als radioaktive Substanz in der Schilddrüsendiagnostik
- könnte theoretisch (!) aufgrund Atomradius meisten Bindungen eingehen
- Feststoff
physikalische Eigenschaften Halogen
- Van der Waals Wechselwirkungen im flüssigen und festen Zustand
- größte EN
- Farbintensität, Siedepunkt und Dichte nimmt mit Ordnungszahl zu
- reaktionsfreudig (da nur ein Valenzelektron fehlt)
elementare Halogene
farbig
Löslichkeit Halogene
wasserlöslich
Leitfähigkeit Halogene
Nichtleiter
Gase Halogene
Fluor, Chlor
Flüssigkeit Halogene
Brom
Feststoff Halogene
Iod, da stärkste intermolekulare Kräfte
Interhalogenverbindungen
- Verbindung zwischen zwei unterschiedlichen Halogenen
- je größer Atomradius des zentralen Atoms, desto mehr Bindungen kann es eingehen und desto höher ist Oxidationszahl
- nicht stabil
Sauerstoffsäuren der Halogene
- starke Oxidationsmittel
- Säurestärke der halogenhaltigen Sauerstoffsäuren nimmt mit Oxidationsstufe des zentralen Halogen-Atoms zu
Wasserstoff-Halogenide
- Halogene bilden mit Wasserstoff stabile, eiatomare Moleküle der allgemeinen Form HX
- in wässrigen Lösung dissoziieren sie zu Halogene-Anionen (X-) und Hydrogenium-Ionen (H3O+)
Anwendung Halogene in Medizin
- Iod: als Anteil der Hormone Thyroxid und Triodthyronin
Radioaktives Iod (131I)
- kann durch Aufnahme über Schilddrüse letale Schaden im Körper hervorrufen)
- Verschreibung Kaliumiodtabletten, die eine Substitution des radioaktiven Ions durch ein unbedenkliches in der Schilddrüse bewirken
Technische Anwendung Halogene
- Kühlmittel (Fluor)
- Kunststoffe
- Bleichmittel
- Wasseraufarbeitung
- Tafelsalz
- Photofilm
- Natriumflourid in Zahnpasta
Halogene Elemente
- Fluor (F)
- Chlor (Cl)
- Brom (Br)
- Iod (I)
Halogenide
- Halogene kommen meist als Halogenide vor
- Halogenide sind Verbindungen eines Halogens mit einem Salz
Reaktivität Halogene
- nimmt, wie Elektronegativität, von Fluor zu Iod ab
Ionisierungsenergie Halogene
- steigt nach oben hin an
Dichte- Schmelz- und Siedepunkt Halogene
- aufgrund Molmasse
- nimmt von oben nach unten zu
Giftigkeit Halogene
von Iod zu Fluor zunehmend giftig
Farbintensität Halogene
steigt mit zunehmender Ordnungszahl
Wasserlöslichkeit der Halogene
nimmt von Fluor zu Iod ab
Reaktionen der Halogene
- Mit Metallen unter Bildung von Salzen
- Reaktion mit Wasserstoff zu Halogenwasserstoffen, die starke Säuren sind
- Chlorknallgasreaktionen
- Fluor reagiert mit Wasser und bildet dabei Fluorwasserstoff und Sauerstoff
Halogenide
- Ionische Halogenverbindungen z.B. Fluoride, Chloride, Bromide, Iodide
- salzartige Stoffe
- hohe Schmelzpunkte, spröde und elektrische Nichtleiter
- Wasserlöslich
- Vorkommen in Mineralien
Halogenwasserstoffe
Fluorwasserstoff, Chlorwasserstoff, Bromwasserstoff, Iodwasserstoff
Fluorwasserstoff
- in Wasser gelöst schwache Säure
- Flusssäure
Chlorwasserstoff
- löst sich in Wasser unter Bildung einer starken Säure
- Salzsäure
Bromwasserstoff
- in wässriger Lösung eine der stärksten Säuren
- Bromwasserstoffsäure
Iodwasserstoff
- bildet in Wasser die stärkste bekannte sauerstofffreie Säure
- Iodwasserstoffsäure
Verwendung Halogene in Chemie
- Organische Chemie: Synthese von Halogenverbindungen
Verwendungen Halogene in Glühlampen
- Lebensdauer und Lichtausbeute erhöht
- Halogenlampe
Verwendung Fluor
- Fluoridierung Trinkwasser
- Fluoride (Natriumflourid) in Zahnpasta
- Kunststoffe
Verwendung Chlor
- Desinfektion von Schwimmbädern
- Kochsalz
- gechlortes Trinkwasser
- Pestizide
- Salzsäure in Magen
Verwendung Jod
- Speisesalz
Verwendung Brom
- Desinfektion in Krankenhäusern
- Herstellung Pestizide
- Arzneimittel (Beruhigungsmittel)
- Farben
- Feuerlöscher
Atomradius
- je größer Atomradius des zentralen Atoms, desto mehr Bindungen kann es eingehen und desto höher ist Oxidationszahl
Iod127
- einziges Isotop, das zu 100% stabil ist
Stickstoff
- mit 80% häufigstes Element der Erde
- wichtiges Bauelement aller Lebewesen
- Element Proteine, DNA, Naturstoffe, Enzyme
- Luft besteht zu 78% aus Stickstoff
Stickstoff Eigenschaften
- Nichtmetall, liegt als diatomar vor
- Ordnungszahl 7
- Relative Masse 14,007
- Schmelzpunkt -210°
- Farb- Geruch- und Geschmacksloses Gas
Löslichkeit Stickstoff
- in Wasser weniger löslich als Sauerstoff
- löscht Flammen, nicht brennbar
Natürliche Isotope Stickstoff
14N und 15N
Stickstoff-Vorkommen auf der Erde
- Lufthülle 78%
- 0,03% der Gesamtmasse
- anorganisch gebundener Stickstoff selten
- Eiweiße und Nukleinsäuren wichtig für Lebewesen
- Pflanzen: Ammonium- und Nitratsalze
Wasserstoff Elektronegativität
- höher als Elemente der 1 HP, kleinder als die der 7
Sonderstellung Wasserstoff
- Sonderstellung in 1. Hauptgruppe
- kleiner Atomradius erlaubt ihm, mit vielen Elementen Verbindungen einzugehen
Anteil Wasserstoff
- 15% der Erdoberfläche hauptsächlich in gebundener Form und in fossilen Rohstoffen
- Weltall 50%
Physikalische Eigenschaften Wasserstoff
- unter Standartbedingungen diatomar vor
- kann als Element in Verbindungen in molekularer Form, einfach positiv/einfach negativ geladen vorkommen
- farb-, geruch-, und geschmacksloses Gas
- Nichtmetall
- Reduktionsmittel
- fast nur gebunden (H2O) –> 2/3 Erdoberfläche
- in hohen Konzentrationen explosive Gemische mit Sauerstoff und anderen oxidierenden Gasen
- Ordnungszahl 1 (ein Elektron und ein Proton)
H2
- unpolares Molekül
Side- Schmelzpunkt Wasserstoff
- schwache intermolekulare Anziehungskräfte niedrige Werte (-252,7ºC)
Diffusionsvermögen Wasserstoff
- wegen geringer Molekülmasse hohes Diffusionsvermögen
- Wasserstoffversprödung
Dichte Wasserstoff
- geringe Dichte
- 0,0899 g/L
Dichte Umgebungsluft
- 1,3 g/L
Elektronegativität Wasserstoff
2,2
Isotope Wasserstoff
- Protium H1
- Deuterium H2
- Tritium H3
Protium
- entspricht gewöhnlichem Wasserstoff
- keine Neutronen im Kern
- leicht
- 99,98%
Deuterium
- ein Neutron
- schwer
Tritium
- zwei Neutronen
- überschwerer Wasserstoff
- instabil
- Kern zerfällt unter Emission von Betastrahlung
Kernfusion Wasserstoff
- als Brennstoff unserer Sonne werden Wasserstoffkerne zu Helium fusioniert
- Abstrahlung der entstehenden Fusionsenergie in Form von elektromagnetischer und ionisierender Strahlung, die wir als Sonnenlicht wahrzunehmen
chemische Eigenschaften Wasserstoff
- i.d.R. finden Reaktionen mit molekularem Sauerstoff bei erhöhten Temperaturen statt
- in chemischen Verbindungen sowohl als positiver und negativ geladener Partner
- Grund: hohe Bindungsenergie der kovalenten H-H-Bindung, die für das Eingehen der Reaktion aufgebrochen werden muss
Verbindungen Wasserstoff
- Salzartige Hydride
- Einlagerungsverbindungen
- mit Nichtmetallen
Salzartige Hydride
- Wasserstoff reagiert mit stark elektropositiven Alkali- und Erdalkalimetallen zu salzartigen Hydriden
- Wasserstoff kommt wegen seiner hohen Elektronegativität im Vergleich zu dem Alkali- Erdalkalimetall ald Hydrid-Anion
- Übergangsmetallhydride
Einlagerungsverbindungen
- Wasserstoff geht mit Übergangsmetallen der 3. - 5. Nebengruppe Einlagerungsverbindungen ein
- Dabei werden die Wasserstoffmoleküle in die Lücken der Metall-Atompackungen eingelagert
- diese Verbindungen haben metallischen Charakter und Eigenschaften
- elektrische Leiter
- durch Erwärmung kann eingelagerter Sauerstoff wieder abgegeben werden
- Veränderung Struktur und elektronischer Eigenschaften
Verbindungen Wasserstoff und Nichtmetall
- Wasserstoffatome sind kovalent gebunden (kovalente Hybride)
- H- Atome sind in diesen Reaktionen elektropositive Partner
- Metalle und Nichtmetalle der 3-7 Hauptgruppe
Herstellung Wasserstoff
- Stream- Reforming
- Metall und Säure
Anwendung Wasserstoff
- Raketentriebstoff
- Haber/Bosch-Verfahren zur Ammoniakherstellung
- Reduktionsmittel zur Gewinnung bestimmter Metalle
- Raffination Erdöl
- Brennstoff Schweissen
- Synthese Chlorwasserstoff und Methanol
Sauerstoff Vorkommen
- mit 48,9% häufigstes Element der Erdkruste
- mit 30% Gewichtsanteil Eisen zweithäufigstes Element der Erde
- Anteil elementarer Sauerstoff an Luft 21%
- meisten Minerale haben Sauerstoff in Struktur gebunden
- menschlicher Körper zu 60% aus Sauerstoff (Wasser)
Physikalische Eigenschaften Sauerstoff
- liegt auf Erde überwiegend als homogenes Molekül O2 vor
- Sauerstoffgas farb- und geruchlos
- Nichtmetall
- farblos, geschmackloses, geruchsloses Gas
- Ordnungszahl 8
- unter -183 zu farbloser Flüssigkeit
- unter -219 zu blauen Kristall
Elementarer Sauerstoff
- exisitiert als Sauerstoffradikal
- zerfällt bzw. bindet sofort
Ozon O3
metastabile, energiereiche und reaktive Form des Sauerstoffs
Wasserlöslichkeit Sauerstoff
02 niedrige Wasserlöslichkeit
Elektronegativität Sauerstoff
- hohe Elektronegativität (3,44)
Isotope Sauerstoff
- 13 Isotope
- meisten kleine Zerfallszeiten
- in Natur O16, O17, O18
Chemische Eigenschaften Sauerstoff
- Prototyp Oxidationsmittel
- Reaktionen finden unter hohen Temperaturen aufgrund der hohen Bindungsenergie der kovalenten Bindungen statt
- Reaktionen mit Sauerstoff exotherm und laufen freiweillig ab
In Wasser gelöster Sauerstoff
- reagiert viel Schneller
Reaktionen Sauerstoff
- reagiert mit allen Metallen und mit vielen Nichtmetallen
- beschleunigt Verbrennungen
Sauerstoff Metalle
- Bildung von Metalloxiden
- Metall wird oxidiert
- in feiner Form verbrennen einige Metalle bei Kontakt mit Sauerstoff
Sauerstoff Nichtmetalle
- Ausbildung Oxide
- Oxidationszahl der entstehenden Verbindung hängt von Konzentration des Sauerstoffs ab
Kohlenmonoxid
- Resultat einer Verbrennung mit zu wenig Sauerstoff
- giftig
- bei höherer Sauerstoffkonzentration bildet sich Kohlendioxid
Kohlendioxid
- schwerer als Luft, sammelt sich am Boden
Herstellung Sauerstoff
- Linde-Verfahren
- Elektrolyse
- Photosynthese
Technische Anwendungen Sauerstoff
- Stahlerzeugung
- Raketentriebstoff
- Schweisstechnik
- Abwasserbehandlung durch Belüftung
- Oxidationsreaktionen (Verbrennung, Atmung, Rosten)
Clusterbildung durch Wasserstoffbrücken
- Weil Wassermoleküle Dipole sind, besitzen sie ausgeprägte zwischenmolekulare Anziehungskräfte und können sich durch WSB zu Clustern zusammenlagern
- feste, beständige Verkettungen
- variable Cluster: einzelne Cluster binden sich immer wieder neu
Reaktionen mit Sauerstoff
- exotherm
- laufen quasi von selber ab
Allotropie
- Element kann in verschiedenen Formen im gleichen Aggregatzustand auftreten d.h es existieren zwei verschiedene Arten des Elements
- z.B. O2, 03
Kohlenstoff physikalische Eigenschaften
- allotroper Feststoff
- höchste Temperaturbeständigkeit
- hauptsächlich in Verbindungen
- meisten organischen Verbindungen
- diamagnetisch
- Ordnungszahl 6
elementare Formen des Kohlenstoffs
- Graphit
- Diamant
- Fullerene
- Auftreten hängt von äusseren Gegebenheiten wie Druck und Temperatur ab
- Schmelztemperatur 3550 - höchste Materialbeständigkeit
- Ketten, Verzweigungen und Ringe
Diamant
- Bildung einer Raumstruktur, in der jedes Kohlenstoffatom mit vier anderen Kohlenstoffatomen kovalent verknüpft ist
- hart und stabil
- hoher Schmelzpunkt und elektrischer Isolator
Graphit
- schwarzer. weicher Feststoff mit leichtem metallischen Glanz
- aus ebenen Schichten aufgebaut, die durch schwache Wechselwirkungen zusammengehlalten werden
- elektrischer Leiter
Isotope Kohlenstoff
C12 C13 C14 - und eine Vielzahl instabiler Isotope - verwendet in Altersbestimmung organischer Materialien
chemische Eigenschaften Kohlenstoff
- Carbide
- Oxide und Oxosäuren
- Kohlenmonoxid
- Kohlendioxid
- Kohlensäure
Gewinnung Kohlenstoff
- in reiner Form von Koks aus Steinkohle bzw. Rückständen der Erdölraffination
Anwendungsbereich Kohlenstoff Graphit
- Elektrodenmaterial
- Bleistifte
- Schmierstoffe
Anwendungsbereich Kohlenstoff Diamant
- Schmuck
- Schleifmittel
- Verschliessschutz
- Halbleiterelektronik
- Supraleitung
Carbide
- emysyejem durch Erhitzen Metalls oder Metalloxid mit Kohlenstoff, Kohlenmonoxid oder Kohlenwasserstoff
- salzartige Carbide und Einlagerungsverbindungen
Kohlensäure
- entsteht beim Lösen von CO2 in Wasser
- Salze der zweiprotonigen Säure heissen Carbonate bzw. Hydrogencarbonate
- schwache Säure
- Säurecharakter: kann zwei Protonen abgeben
Kohlendioxid
- entsteht bei Verbrennung von Kohlenstoff oder seiner Verbindungen oder Zersetzung durch Carbonaten durch Zusatz von Säuren
- Abfallprodukt Stoffwechsel
- farb- und geruchsloses Gas
- schwerer ist als Luft
- Treibhausgas: reflektiert Sonnenbestrahlung: Erwärmung Atmosphäre
Kohlenmonoxid
- aus einem C und einem O
- stark toxisches Gas
- Bildung durch unvollständige Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Verbindungen
- farb- geruchlosigkeit
- höhere Affinität zum Hämoglobin als Sauerstoff: beim Einatmen des Gases kommt es zur inneren Erstickung
Vorkommen Kohlenstoff
- Erdkruste
- freier Kohlenstoff in Steinkohle
Kohlenstoff und Sauerstoff
- bei hohen Verbindungen verbindet sich Kohlenstoff mit Sauerstoff und bildet drei gasförmige Verbindungen
1. Kohlenstoffmonoxid (CO)
2. Kohlendioxid (CO2)
3. Kohlenstoffsuboxid (C3O2)
Reaktionen Sauerstoff
- reaktionsfreudig
- Verbindung mit fast jeder Chemikalie. Ausnahmen: Gold, Chlor, Brom, Iod, Edelgase keine direkte Reaktion
- mit Stickstoff und Fluor nur unter speziellen Bedingungen
Sauerstoff Redox-Reaktionen
- Reaktionen meist Redox-Reaktionen
- Sauerstoff als Oxidationsmittel
- -2
- mit Fluor: +1
Organische Sauerstoffverbindungen
- Alkohole
- Ether
- Ester
- Carbonsäureamide
Sauerstoff mit Wasserstoff
2 Verbindungen
- Wasser
- Wasserstoffperoxid
Addukte
- Moleküle
- Wasserstoff als Ligand
Hydride
- Verbindungen Wasserstoff mit anderen Elementen
Wasserstoff
Meistens ein Reduktionsmittel
salzhaltige Hybride
- Wasserstoff mit Erdalkali- und Alkalimetallen
- Wasserstoff als Anion H-
Minerale
- meisten Minerale haben Sauerstoff gebunden
Kohlenstoff Temperatur
- Kohlenstoff hat höchste Temperaturbeständigkeit aller Materialien
Harnstoff
- Ausscheidung überschüssiger Harnstoff aus Proteinstoffwechsel
Harnsäure
- Ausscheidung Stickstoff aus Nukleinsäurestoffwechsel
Ammoniak
- Wasserstoffverbindung des Stickstoffes
Synthese Ammoniak
- über Haber/Bosch Synthese
Salpetersäure HNO3
- aus Ammoniak hergestellter Stoff
- wichtigste Oxosäure des Stickstoff
- mit Ostwaldverfahren hergestellt
Stickstoffmonoxid
- Radikal
- farbloses und giftiges Gas
- entsteht in Luft bei hohen Temperaturen aus Stickstoff und Sauerstoff
Radikal
- Atome oder Moleküle mit mindestens einem ungepaarten Elektron
- reaktionsfreudig
Stickstoffdioxid
- entsteht aus Stickstoffmonoxid bei tiefen Temperaturen
Stickstoffoxide
- giftige Gase
- gelangen sie in Boden, in Form von saurem Regen, werden sie durch Pflanzen und Bakterien in Nitrate umgewandelt und verwertet
Gewinnung Stickstoff
- Lindeverfahren
- Membranverfahren
- Thermolyse
Lindeverfahren
- Herstellung Sauerstoff und Stickstoff
- Verflüssigung der Luft
Technische Anwendung Stickstoff
- Zapfgas
- Füllung Flugzeugreifen
- Krytotechnik - Kühlung
Stickstoff Reaktion
- da Stickstoff als diatomares Molekül vorliegt und somit Edelgaskonfiguration erreicht hat, ist es elementar sehr reaktionsträge
Ostwald-Verfahren
- Ammoniak wird weiter zu Salpetersäure (HNO3) synthetisiert
Harnstoff
- aus Ammoniak synthetisiert
- Düngemittel
- OC (NH2)2
Stickstoffzyklus
- Stickoxide werden zu Nitraten umgewandelt
Sauerstoff Eigenschaften
- Element der 6. Hauptgruppe (6. Valenzelektronen)
- besitzt drei natürlich vorkommende Isotope
- Elektronegativität 3,5 (nur Fluor hat größeren Wert)
Vorkommen Kohlenstoff
- als reine Form in Diamant und Graphit
- als Verbindungen in Erdöl, Kohle und Carbonate
Kohlenstoffdioxid
- Kohlenstoff ist mit jeweils einer Doppelbindung an Sauerstoffatome gebunden
- lineare Bindung
- Sauerstoffatome besitzen zwei freie Elektronenpaare
- polarisierte Verbindung aufgrund hohen EN-Differenzen
- Aufgrund der Symmetrie des Moleküls heben Effekte sich gegenseitig auf und das gesamte Molekül besitzt nach außen hin keinen Dipolmoment
lineare Bindung
180°
