Natürliche Vorkommen der Elemente

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1 Natürliche Vorkommen der Elemente Elemente (Gold) Sulfide (Pyrit FeS 2 ) Halogenide (Steinsalz NaCl) Oxide (Rubin Al 2 O 3 )

2 Natürliche Vorkommen der Elemente Carbonate (Calcit CaCO 3 ) Sulfate (Gips CaSO 4 x 2 H 2 O) Phosphate (Pyromorphit) Silikate (Lapislazuli)

3 Natürliche Vorkommen der Elemente Gediegene Metalle Oxide u. a. Sauerstoffverbindungen Sulfide Halogenide Beispiele Au Fe 3 O 4 (Magnetit) FeS 2 (Pyrit) NaCl (Steinsalz) Elektronegativität Pt-Metalle Ag Cu Hg Bi Al 2 O 3 (Korund) FeO Cr 2 O 3 (Chromeisenstein) PbCrO 4 (Gelbbleierz) CaCO 3 (Kalkstein) CuCO 3 Cu(OH) 2 (Malachit) CuFeS 2 (Kupferkies) ZnS (Zinkblende) PbS (Bleiglanz) As 4 S 4 (Realgar) VS 2 (Patronit) KCl (Sylvin) CaF 2 (Flussspat) KCl MgCl 2 6 H 2 O (Carnallit) AgCl (Hornsilber)

4 Reduktionsverfahren Chemische Reduktionsmittel Kohlenstoff bzw. CO Metalle (Al, Na, Mg, Ca) p-metalle, Si, d-metalle (nicht bei Carbidbildung) carbidbildende d-metalle f-metalle, Si 2 Fe 2 O C 4 Fe + 3 CO 2 Fe 2 O CO 2 Fe + 3 CO 2 3 SiO Al 3 Si + 2 Al 2 O 3 (aluminothermische Reduktion) Wasserstoff p-metalle, d-metalle MoO H 2 Mo + 3 H 2 O Elektrolyse Schmelzflusselektrolyse s-metalle, Aluminium Al 2 O C 2 Al + 3 CO Elektrolyse wässriger Lösungen Cu, Ag, Cd, Zn, Pb Pb CH 3 COO - + H 2 O Pb O CH 3 COOH Anionen als Reduktionsmittel sulfidische Erze HgS 2 PbO + PbS Hg + S 3 Pb + SO 2

5 Reduktion von CuO

6 Elektrolyse von Bleiacetat

7 Reinigungsverfahren Transportreaktionen Mond-Verfahren 80 C 180 C Ni + 4 CO Ni(CO) 4 Ni + 4 CO Aufwachs-Verfahren für Ti, V, Zr, Hf (van Arkel und de Boer) 500 C 1200 C Ti + 2 I 2 TiI 4 Ti + 2 I 2 Elektrolytische Raffination Reinigung von Rohkupfer sowie anderer edler Metalle Cu - 2 e Cu e Cu + H 2 Destillation flüchtiger Derivate Si + 3 HCl HSiCl 3 Si + 3 HCl - H 2 99% Kp. 31 C >99.99% Zonenschmelzen Herstellung von Reinstsilicium Verunreinigungen < 10-9 Atom-%

8 Silicium-Einkristall

9 Umsetzung der Elemente mit Sauerstoff und Wasser Fast alle Elemente reagieren mit Sauerstoff zu Oxiden E x O y Die stöchiometrische Zusammensetzung wird durch Hauptgruppennummer von E bestimmt, da Sauerstoff immer als O 2- vorliegt. Ausnahme: Gegenüber Fluor hat Sauerstoff die Ox.-zahl +2. Li 2 O BeO B 2 O 3 CO 2 N 2 O 5 - F 2 O Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7 Alle Oxide reagieren mit Wasser zu Hydroxiden (links im PSE) oder Sauerstoffsäuren (rechts im PSE). NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 Si(OH) 4 P(OH) 5 S(OH) 6 Cl(OH) 7?

10 NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 Si(OH) 4 P(OH) 5 S(OH) 6 Cl(OH) 7? Die Zentralatome E in Sauerstoffsäuren der 3. Periode besitzen häufig die Koordinationszahl 4. Es handelt sich dabei um wasserärmere Formen der obigen Hydroxyverbindungen mit der allgemeinen Formel (HO) 4-n EO n. - H 2 O - 2 H 2 O - 3 H 2 O Si(OH) 4 (HO) 3 PO (HO) 2 SO 2 (HO)ClO 3 Säurestärke: H 4 SiO 4 < H 3 PO 4 < H 2 SO 4 < HClO 4 OH O O O HO Si OH HO P OH HO S OH HO Cl O OH OH O O Kieselsäure Phosphorsäure Schwefelsäure Perchlorsäure

11 Saure und basische Oxide EN: x E O H Spaltung führt zu basischer Lösung Spaltung führt zu saurer Lösung E Na K Sr Tl Sn Pb Bi Cr Mn EN H 2 O E O H E O H E C N P As S Se Cl Br I EN E(H 2 O) n + + OH - E O - + H 3 O +

12 Umsetzung von Magnesium mit Trockeneis

13 Element-Wasserstoff-Verbindungen Oxidationsstufe - 1 Oxidationsstufe + 1 LiH BeH 2 BH 3 CH 4 NH 3 H 2 O HF NaH MgH 2 AlH 3 SiH 4 PH 3 H2 S HCl Herstellung: aus den Elementen 2 Li + H 2 N H 2 2 LiH 2 NH 3

14 Umsetzung mit Wasser: NH 3 + H 2 O NH OH - CH 4 + H 2 O keine Reaktion LiH + H 2 O LiOH + H 2 SiH H 2 O Si(OH) H 2

15 Reaktion von Lithiumalanat mit Wasser

16 Ammoniakspringbrunnen

17 Element-Halogen-Verbindungen LiCl BeCl 2 BCl 3 CCl 4 NCl 3 OCl 2 FCl NaCl MgCl 2 AlCl 3 SiCl 4 PCl 5 SF 6 ClF 7 PCl 3 SCl 4 SCl 2 ClF 5 ClF 3

18 Herstellung: aus den Elementen 2 K + Cl 2 2 Al + 3 Br 2 2 KCl 2 AlBr 3 Umsetzung mit Wasser: E + Cl - + n H 2 O [E(H 2 O) n ] + + Cl - [E(H 2 O) n ] m+ [E(H 2 O) n-1 (OH)] (m-1)+ + H + ECl x + x H 2 O E(OH) x + x HCl

19 Reaktion von Aluminium mit Brom

20 Salze Salze entstehen bei der Neutralisation einer Säure mit einer Base. EOH + HX KOH + HCl Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 NaOH + H 3 PO 4 EX + H 2 O KCl + H 2 O CaSO H 2 O NaH 2 PO 4 + H 2 O

21 Starke Säuren verdrängen schwache Säuren aus dem Salz. Na 3 BO HCl 3 NaCl + H 3 BO 3 CaCO HNO 3 Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O + CO 2 "H 2 CO 3 " Starke Basen verdrängen schwache Basen aus dem Salz. NH 4 Cl + NaOH NaCl + NH 3 + H 2 O "NH 4 OH"

22 Bildung von Salzen durch Auflösung von Metallen in verdünnten Mineralsäuren (c = 1 mol/l) Mn + 2 H X - Mn 2+ + H X - E (Mn 2+ / Mn) = V E (2 H + / H 2 ) = 0 V Mn + 2 HCl MnCl 2 + H 2 Mn + 2 HNO 3 Mn(NO 3 ) 2 + H 2 Mn + H 2 SO 4 MnSO 4 + H 2

23 aber: E (Cu 2+ / Cu) = V Cu + 2 HCl Cu + 2 HNO 3 Cu + H 2 SO 4 Pb + 2 HCl PbCl 2 + H 2 Pb + 2 HNO 3 Pb(NO 3 ) 2 + H 2 Pb + H 2 SO 4 PbSO 4 + H 2 E (Pb 2+ / Pb) = V K s0 (PbCl 2 ) = 10-5 K s0 (PbSO 4 ) = 10-8

24 Der ph-wert wässriger Salzlösungen Auflösung eines Salzes in Wasser: EX + n H 2 O [E(H 2 O) n ] + + X - [Na(H 2 O) n ] + + Cl - Das Salz einer starken Base (NaOH) und einer starken Säure (HCl) reagiert in wässriger Lösung neutral. [Na(H 2 O) n ] + + CH 3 COO - + H 2 O [Na(H 2 O) n ] + + CH 3 COOH + OH -

25 Das Salz einer starken Base (NaOH) und einer schwachen Säure (CH 3 COOH) reagiert in wässriger Lösung basisch. [Al(H 2 O) 6 ] Cl - + H 2 O [Al(H 2 O) 5 (OH)] Cl - + H 3 O + Das Salz einer schwachen Base ( Al(OH) 3 ) und einer starken Säure (HCl) reagiert in wässriger Lösung sauer. 2 [Al(H 2 O) 6 ] CO [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] + 3 H 2 CO 3 Das Salz einer schwachen Base ( Al(OH) 3 ) und einer schwachen Säure (H 2 CO 3 ) hydrolysiert.

26 Löslichkeit von Salzen: Fast alle Alkalimetallsalze sind in Wasser leicht löslich. (Ausnahme: Natriumhydrogencarbonat NaHCO 3 ) Fast alle Nitrate sind in Wasser leicht löslich. (Ausnahme: Bismutylnitrat (BiO)NO 3 ) Die meisten Erdalkalimetallcarbonate und -sulfate sind in Wasser schwer löslich.

27 "Reziproke Salzpaare": Na 2 CO 3 + Ca(NO 3 ) 2 2 NaNO 3 + CaCO 3 2 Na + + CO Ca NO 3-2 Na NO CaCO 3 Auflösung schwerlöslicher Carbonate: SrCO HNO 3 Sr(NO 3 ) 2 + " H 2 CO 3 " aber: SrSO HNO 3 Sr(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 denn H 2 SO 4 ist eine stärkere Säure als HNO 3.