Elemente und deren Verbindungen Flashcards
1
Q
Halogene
A
- 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
2
Q
Fluor
A
- am stärksten elektronegative Element
- tritt ausschließlich in Oxidationsstufe -1 auf
3
Q
Halogene in Natur
A
- 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
4
Q
Astat
A
- 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
5
Q
physikalische Eigenschaften Halogen
A
- 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)
6
Q
elementare Halogene
A
farbig
7
Q
Löslichkeit Halogene
A
wasserlöslich
8
Q
Leitfähigkeit Halogene
A
Nichtleiter
9
Q
Gase Halogene
A
Fluor, Chlor
10
Q
Flüssigkeit Halogene
A
Brom
11
Q
Feststoff Halogene
A
Iod, da stärkste intermolekulare Kräfte
12
Q
Interhalogenverbindungen
A
- Verbindung zwischen zwei unterschiedlichen Halogenen
- je größer Atomradius des zentralen Atoms, desto mehr Bindungen kann es eingehen und desto höher ist Oxidationszahl
- nicht stabil
13
Q
Sauerstoffsäuren der Halogene
A
- starke Oxidationsmittel
- Säurestärke der halogenhaltigen Sauerstoffsäuren nimmt mit Oxidationsstufe des zentralen Halogen-Atoms zu
14
Q
Wasserstoff-Halogenide
A
- Halogene bilden mit Wasserstoff stabile, eiatomare Moleküle der allgemeinen Form HX
- in wässrigen Lösung dissoziieren sie zu Halogene-Anionen (X-) und Hydrogenium-Ionen (H3O+)
15
Q
Anwendung Halogene in Medizin
A
- Iod: als Anteil der Hormone Thyroxid und Triodthyronin
16
Q
Radioaktives Iod (131I)
A
- 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
17
Q
Technische Anwendung Halogene
A
- Kühlmittel (Fluor)
- Kunststoffe
- Bleichmittel
- Wasseraufarbeitung
- Tafelsalz
- Photofilm
- Natriumflourid in Zahnpasta
18
Q
Halogene Elemente
A
- Fluor (F)
- Chlor (Cl)
- Brom (Br)
- Iod (I)
19
Q
Halogenide
A
- Halogene kommen meist als Halogenide vor
- Halogenide sind Verbindungen eines Halogens mit einem Salz
20
Q
Reaktivität Halogene
A
- nimmt, wie Elektronegativität, von Fluor zu Iod ab
21
Q
Ionisierungsenergie Halogene
A
- steigt nach oben hin an
22
Q
Dichte- Schmelz- und Siedepunkt Halogene
A
- aufgrund Molmasse
- nimmt von oben nach unten zu
23
Q
Giftigkeit Halogene
A
von Iod zu Fluor zunehmend giftig
24
Q
Farbintensität Halogene
A
steigt mit zunehmender Ordnungszahl
25
Wasserlöslichkeit der Halogene
nimmt von Fluor zu Iod ab
26
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
27
Halogenide
- Ionische Halogenverbindungen z.B. Fluoride, Chloride, Bromide, Iodide
- salzartige Stoffe
- hohe Schmelzpunkte, spröde und elektrische Nichtleiter
- Wasserlöslich
- Vorkommen in Mineralien
28
Halogenwasserstoffe
Fluorwasserstoff, Chlorwasserstoff, Bromwasserstoff, Iodwasserstoff
29
Fluorwasserstoff
- in Wasser gelöst schwache Säure
| - Flusssäure
30
Chlorwasserstoff
- löst sich in Wasser unter Bildung einer starken Säure
| - Salzsäure
31
Bromwasserstoff
- in wässriger Lösung eine der stärksten Säuren
| - Bromwasserstoffsäure
32
Iodwasserstoff
- bildet in Wasser die stärkste bekannte sauerstofffreie Säure
- Iodwasserstoffsäure
33
Verwendung Halogene in Chemie
- Organische Chemie: Synthese von Halogenverbindungen
34
Verwendungen Halogene in Glühlampen
- Lebensdauer und Lichtausbeute erhöht
| - Halogenlampe
35
Verwendung Fluor
- Fluoridierung Trinkwasser
- Fluoride (Natriumflourid) in Zahnpasta
- Kunststoffe
36
Verwendung Chlor
- Desinfektion von Schwimmbädern
- Kochsalz
- gechlortes Trinkwasser
- Pestizide
- Salzsäure in Magen
37
Verwendung Jod
- Speisesalz
38
Verwendung Brom
- Desinfektion in Krankenhäusern
- Herstellung Pestizide
- Arzneimittel (Beruhigungsmittel)
- Farben
- Feuerlöscher
39
Atomradius
- je größer Atomradius des zentralen Atoms, desto mehr Bindungen kann es eingehen und desto höher ist Oxidationszahl
40
Iod127
- einziges Isotop, das zu 100% stabil ist
41
Stickstoff
- mit 80% häufigstes Element der Erde
- wichtiges Bauelement aller Lebewesen
- Element Proteine, DNA, Naturstoffe, Enzyme
- Luft besteht zu 78% aus Stickstoff
42
Stickstoff Eigenschaften
- Nichtmetall, liegt als diatomar vor
- Ordnungszahl 7
- Relative Masse 14,007
- Schmelzpunkt -210°
- Farb- Geruch- und Geschmacksloses Gas
43
Löslichkeit Stickstoff
- in Wasser weniger löslich als Sauerstoff
| - löscht Flammen, nicht brennbar
44
Natürliche Isotope Stickstoff
14N und 15N
45
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
46
Wasserstoff Elektronegativität
- höher als Elemente der 1 HP, kleinder als die der 7
47
Sonderstellung Wasserstoff
- Sonderstellung in 1. Hauptgruppe
| - kleiner Atomradius erlaubt ihm, mit vielen Elementen Verbindungen einzugehen
48
Anteil Wasserstoff
- 15% der Erdoberfläche hauptsächlich in gebundener Form und in fossilen Rohstoffen
- Weltall 50%
49
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)
50
H2
- unpolares Molekül
51
Side- Schmelzpunkt Wasserstoff
- schwache intermolekulare Anziehungskräfte niedrige Werte (-252,7ºC)
52
Diffusionsvermögen Wasserstoff
- wegen geringer Molekülmasse hohes Diffusionsvermögen
| - Wasserstoffversprödung
53
Dichte Wasserstoff
- geringe Dichte
| - 0,0899 g/L
54
Dichte Umgebungsluft
- 1,3 g/L
55
Elektronegativität Wasserstoff
2,2
56
Isotope Wasserstoff
- Protium H1
- Deuterium H2
- Tritium H3
57
Protium
- entspricht gewöhnlichem Wasserstoff
- keine Neutronen im Kern
- leicht
- 99,98%
58
Deuterium
- ein Neutron
| - schwer
59
Tritium
- zwei Neutronen
- überschwerer Wasserstoff
- instabil
- Kern zerfällt unter Emission von Betastrahlung
60
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
61
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
62
Verbindungen Wasserstoff
- Salzartige Hydride
- Einlagerungsverbindungen
- mit Nichtmetallen
63
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
64
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
65
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
66
Herstellung Wasserstoff
- Stream- Reforming
| - Metall und Säure
67
Anwendung Wasserstoff
- Raketentriebstoff
- Haber/Bosch-Verfahren zur Ammoniakherstellung
- Reduktionsmittel zur Gewinnung bestimmter Metalle
- Raffination Erdöl
- Brennstoff Schweissen
- Synthese Chlorwasserstoff und Methanol
68
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)
69
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
70
Elementarer Sauerstoff
- exisitiert als Sauerstoffradikal
| - zerfällt bzw. bindet sofort
71
Ozon O3
metastabile, energiereiche und reaktive Form des Sauerstoffs
72
Wasserlöslichkeit Sauerstoff
02 niedrige Wasserlöslichkeit
73
Elektronegativität Sauerstoff
- hohe Elektronegativität (3,44)
74
Isotope Sauerstoff
- 13 Isotope
- meisten kleine Zerfallszeiten
- in Natur O16, O17, O18
75
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
76
In Wasser gelöster Sauerstoff
- reagiert viel Schneller
77
Reaktionen Sauerstoff
- reagiert mit allen Metallen und mit vielen Nichtmetallen
| - beschleunigt Verbrennungen
78
Sauerstoff Metalle
- Bildung von Metalloxiden
- Metall wird oxidiert
- in feiner Form verbrennen einige Metalle bei Kontakt mit Sauerstoff
79
Sauerstoff Nichtmetalle
- Ausbildung Oxide
| - Oxidationszahl der entstehenden Verbindung hängt von Konzentration des Sauerstoffs ab
80
Kohlenmonoxid
- Resultat einer Verbrennung mit zu wenig Sauerstoff
- giftig
- bei höherer Sauerstoffkonzentration bildet sich Kohlendioxid
81
Kohlendioxid
- schwerer als Luft, sammelt sich am Boden
82
Herstellung Sauerstoff
- Linde-Verfahren
- Elektrolyse
- Photosynthese
83
Technische Anwendungen Sauerstoff
- Stahlerzeugung
- Raketentriebstoff
- Schweisstechnik
- Abwasserbehandlung durch Belüftung
- Oxidationsreaktionen (Verbrennung, Atmung, Rosten)
84
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
85
Reaktionen mit Sauerstoff
- exotherm
| - laufen quasi von selber ab
86
Allotropie
- Element kann in verschiedenen Formen im gleichen Aggregatzustand auftreten d.h es existieren zwei verschiedene Arten des Elements
- z.B. O2, 03
87
Kohlenstoff physikalische Eigenschaften
- allotroper Feststoff
- höchste Temperaturbeständigkeit
- hauptsächlich in Verbindungen
- meisten organischen Verbindungen
- diamagnetisch
- Ordnungszahl 6
88
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
89
Diamant
- Bildung einer Raumstruktur, in der jedes Kohlenstoffatom mit vier anderen Kohlenstoffatomen kovalent verknüpft ist
- hart und stabil
- hoher Schmelzpunkt und elektrischer Isolator
90
Graphit
- schwarzer. weicher Feststoff mit leichtem metallischen Glanz
- aus ebenen Schichten aufgebaut, die durch schwache Wechselwirkungen zusammengehlalten werden
- elektrischer Leiter
91
Isotope Kohlenstoff
```
C12
C13
C14
- und eine Vielzahl instabiler Isotope
- verwendet in Altersbestimmung organischer Materialien
```
92
chemische Eigenschaften Kohlenstoff
- Carbide
- Oxide und Oxosäuren
- Kohlenmonoxid
- Kohlendioxid
- Kohlensäure
93
Gewinnung Kohlenstoff
- in reiner Form von Koks aus Steinkohle bzw. Rückständen der Erdölraffination
94
Anwendungsbereich Kohlenstoff Graphit
- Elektrodenmaterial
- Bleistifte
- Schmierstoffe
95
Anwendungsbereich Kohlenstoff Diamant
- Schmuck
- Schleifmittel
- Verschliessschutz
- Halbleiterelektronik
- Supraleitung
96
Carbide
- emysyejem durch Erhitzen Metalls oder Metalloxid mit Kohlenstoff, Kohlenmonoxid oder Kohlenwasserstoff
- salzartige Carbide und Einlagerungsverbindungen
97
Kohlensäure
- entsteht beim Lösen von CO2 in Wasser
- Salze der zweiprotonigen Säure heissen Carbonate bzw. Hydrogencarbonate
- schwache Säure
- Säurecharakter: kann zwei Protonen abgeben
98
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
99
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
100
Vorkommen Kohlenstoff
- Erdkruste
| - freier Kohlenstoff in Steinkohle
101
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)
102
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
103
Sauerstoff Redox-Reaktionen
- Reaktionen meist Redox-Reaktionen
- Sauerstoff als Oxidationsmittel
- -2
- mit Fluor: +1
104
Organische Sauerstoffverbindungen
- Alkohole
- Ether
- Ester
- Carbonsäureamide
105
Sauerstoff mit Wasserstoff
2 Verbindungen
- Wasser
- Wasserstoffperoxid
106
Addukte
- Moleküle
| - Wasserstoff als Ligand
107
Hydride
- Verbindungen Wasserstoff mit anderen Elementen
108
Wasserstoff
Meistens ein Reduktionsmittel
109
salzhaltige Hybride
- Wasserstoff mit Erdalkali- und Alkalimetallen
| - Wasserstoff als Anion H-
110
Minerale
- meisten Minerale haben Sauerstoff gebunden
111
Kohlenstoff Temperatur
- Kohlenstoff hat höchste Temperaturbeständigkeit aller Materialien
112
Harnstoff
- Ausscheidung überschüssiger Harnstoff aus Proteinstoffwechsel
113
Harnsäure
- Ausscheidung Stickstoff aus Nukleinsäurestoffwechsel
114
Ammoniak
- Wasserstoffverbindung des Stickstoffes
115
Synthese Ammoniak
- über Haber/Bosch Synthese
116
Salpetersäure HNO3
- aus Ammoniak hergestellter Stoff
- wichtigste Oxosäure des Stickstoff
- mit Ostwaldverfahren hergestellt
117
Stickstoffmonoxid
- Radikal
- farbloses und giftiges Gas
- entsteht in Luft bei hohen Temperaturen aus Stickstoff und Sauerstoff
118
Radikal
- Atome oder Moleküle mit mindestens einem ungepaarten Elektron
- reaktionsfreudig
119
Stickstoffdioxid
- entsteht aus Stickstoffmonoxid bei tiefen Temperaturen
120
Stickstoffoxide
- giftige Gase
- gelangen sie in Boden, in Form von saurem Regen, werden sie durch Pflanzen und Bakterien in Nitrate umgewandelt und verwertet
121
Gewinnung Stickstoff
- Lindeverfahren
- Membranverfahren
- Thermolyse
122
Lindeverfahren
- Herstellung Sauerstoff und Stickstoff
| - Verflüssigung der Luft
123
Technische Anwendung Stickstoff
- Zapfgas
- Füllung Flugzeugreifen
- Krytotechnik - Kühlung
124
Stickstoff Reaktion
- da Stickstoff als diatomares Molekül vorliegt und somit Edelgaskonfiguration erreicht hat, ist es elementar sehr reaktionsträge
125
Ostwald-Verfahren
- Ammoniak wird weiter zu Salpetersäure (HNO3) synthetisiert
126
Harnstoff
- aus Ammoniak synthetisiert
- Düngemittel
- OC (NH2)2
127
Stickstoffzyklus
- Stickoxide werden zu Nitraten umgewandelt
128
Sauerstoff Eigenschaften
- Element der 6. Hauptgruppe (6. Valenzelektronen)
- besitzt drei natürlich vorkommende Isotope
- Elektronegativität 3,5 (nur Fluor hat größeren Wert)
129
Vorkommen Kohlenstoff
- als reine Form in Diamant und Graphit
| - als Verbindungen in Erdöl, Kohle und Carbonate
130
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
131
lineare Bindung
180°
