Chemie (Subject) / Anorganische Chemie I. Semester (Lesson)

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• Oxidation und Reduktion Reduktion heißt jeder Vorgang, bei dem ein Teilchen (Atom, Molekül, Ion) Elektronen aufnimmt. Hierbei wird die OZ des reduzierten Teichens kleiner. Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme. Oxidation heißt jeder Vorgang, bei dem einem Teilchen (Atom, Molekül, Ion) Elektronen entzogen werden. Hierbei wird die OZ des oxidierten Teilchens größer. Oxidation bedeutet Elektronenabgabe.
• Redoxsysteme Ein Teilchen kann nur dann Elektronen aufnehmen (abgeben), wenn diese von einem anderen Teilchen abgegeben (aufgenommen) werden. Oxidation und Reduktion sind stets miteinander gekoppelt > Redoxreaktion Ox1+n e-<>Red1         konjugiertes Redoxpaar Ox1/Red1 Red2<>Ox2+ n e-       konjugiertes Redoxpaar Red2/Ox2 Ox1+Red2<>Red1+Ox2        Redoxsystem Zwei miteinander kombinierte Redoxpaare nennt man Redoxsystem.
• Redoxreaktionen Reaktionen, die unter Reduktion und Oxidation irgendwelcher Teilchen ablaufen, nennt man Redoxreaktion (Redoxvorgänge). Ihre Reaktionsgleichungen heißen Redoxgleichungen. Allgemein kann man formulieren: Redoxvorgang=Elektronenverschiebung Verbrennen von Natrium in Chlorgasatmosphäre: Ox: Na>Na++1e-   |*2 Red: Cl2+2e->2Cl- Ox+Red: 2Na+Cl2>2NaCl
• Wichtige Grundsätze zum Aufstellen von Redoxgleichungen - man formuliert die Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsschritt separat - Die Anzahl der übertragene Elektronen müssen gleich sein, ist das nicht der Fall, muss durch Wahl geeigneter Koeffizienten ausgeglichen werden - Die Summe der Ladungen (auch der OZ) muss auf beiden Seiten der Gleichung gleich sein. Ist das nicht der Fall, kann durch H+-Ionen (im Sauren) oder OH--Ionen (im Basischen) ausgeglichen werden - Die Summe der Elemente muss auf beiden Seiten der Gleichung gleich sein
• Reduktions- und Oxidationsmittel Reduktionsmittel sind Substanzen (Elemente, Verbindungen), die Elektronen abgeben oder denen Elektronen entzogen werden können. Sie werden hierbei selber oxidiert. Bsp.: Natrium, Nitrit: NO2-, Wasserstoff Oxidationsmittel sind Substanzen (Elemente, Verbindungen), die Elektronen aufnehmen und dabei andere Substanzen oxidieren. Sie werden hierbei selber reduziert. Bsp.: Sauerstoff, KMnO4, Chlor Oxidierte Form+Elektronen<Oxidation<>Reduktion>reduzierte Form
• Spezielle Redoxreaktionen Disproportionierungsreaktion heißt eine Redoxreaktion, bei der ein Element gleichzeitig in eine höhere und eine tiefere Oxidationsstufe übergeht. Einleiten von Chlor in Wasser: Cl2(0)+H2O<>HCl(-I)+HOCl(I) Komproportionierung oder Synproportionierung heißt eine Redoxreaktion, bei der sich aus einer höheren und einer tieferen Oxidationsstufe eines Elements eine mittlere Oxidationsstufe bildet: Claus-Prozess: S(IV)O2+2H2S(-II)<>3S(0)+2H2O
• Redoxpotential Lässt man eine Redoxreaktion so ablaufen, dass man die Redoxpaare (Teil- oder Halbreaktion) räumlich voneinander trennt, sie jedoch elektrisch und elektrolytisch leitend miteinander verbindet, ändert sich am eigentlichen Reaktionsvorgang nichts. Ein Redoxpaar bildet zusammen mit einer Elektrode (Elektronenleiter) eine sog. Halbzelle. Die Kombination zweier Halbzellen nennt man eine Zelle oder Galvanisches Element. Bei Redoxpaaren Metall/Metall-Ion kann das betreffende Metall als "Elektrode" dienen.
• Aufbau einer galvanischen Zelle Die Oxidation findet an der Anode statt (Anionen wandern zur Anode), die Reduktion findet an der Kathode statt (Kationen wandern zur Kathode). Die Elektronen fließen spontan von der negativen Anode zur positiven Kathode. Der elektrische Stromkreis schließt sich durch die Bewegung der Ionen in der Lösung.
• Die elektromotorische Kraft (EMK) Schaltet man zwischen die Elektroden ein Voltmeter, so registriert man eine Spannung (Potentialdifferenz) zwischen den beiden Halbzellen. Die stromlos gemessene Potentialdifferenz einer galvanischen Zelle wird elektromotorische Kraft (EMK) genannt. Ein Redoxpaar hat unter genau fixierten Bedingungen ein ganz bestimmtes Potential, das Redoxpotential. Redoxpotentiale von Halbzellen sind Potentiale, die sich zwischen den Komponenten eines Redoxpaares ausbilden, z.B. zwischen einem Metall und einer Lösung seiner Ionen. Sie sind einzeln nicht messbar, d.h., es können nur Potentialdifferenzen zu einer Standardelektrode (meist der Normalwasserstoffelektrode) gemessen werden.
• Oxidations- und Reduktionsmittel Einteilung der Metalle Reduktionsmittel: unedle Metalle Oxidationsmittel: edle Metalle
• Die Voraussage von Redoxvorgängen Die EMK einer beliebigen Zelle (unter Normalbedingungen) setzt sich aus den Einzelpotentialen der Halbzellen zusammen und kann als Differenz DeltaE=E2°-E1° berechnet werden. Dabei wird das Normalpotential des schwächeren Oxidationsmittels vom Normalpotential des stärkeren Oxidationsmittels abgezogen. Bsp.: DeltaE(Cu/Cu2+//Zn/Zn2+)=0,34V-(-0,76V)=1,1V // steht für räumliche Trennung
• Die Voraussage von Redoxvorgängen 2 Die reduzierende Wirkung nimmt in der "Spannungstabelle" von oben nach unten ab. Die oxidierende Wirkung nimmt in die gleiche Richtung zu: Metalle mit negativem Potential können die Ionen der Metalle mit positivem Potential reduzieren, d.h., die entsprechenden Metalle aus ihren Lösungen abscheiden: Fe+Cu2+>Fe2++Cu Alle Metalle, die innerhalb der Spannungsreihe oberhalb des Wasserstoff stehen (neg. Potential) lösen sich unter Wasserstoffentwicklung in Säuren: 2H++Zn>Zn2++H2
• Die Nernstsche Gleichung Das Redoxverhalten hängt von Konzentration und Temperatur ab. Dieser Zusammenhang wurde von Nernst in der Nernstschen Gleichung beschrieben: E=E°+(R*T)/(n*F)*ln(c(Ox))/(c(Red))=E°+(0,059/n)lg(c(Ox)/c(Red)) 0,059 gilt immer, außer bei Temperaturänderung R=Gaskonstante 8,314 W*s*K-1 T=Temperatur=298 K (=25°C) n=Anzahl der übertragenen Elektronen F=Faradaykonstante 98465C/mol z.B. Kupfer-Halbzelle(c(Cu2+)=0,1M=c(Ox), c(Red)=c(Cu)=1) E=E°+(0,059/n)lg[c(Ox)/c(Red)]=0,34+(0,059/2)lg(0,1/1) E=0,34-0,0295=0,3105   ungefähr0,31
• Die Nernstsche Gleichung 2 Auch für Nicht-Metalle kann das Redoxpotential berechnet werden: Chlor/Chlorid-Halbzelle: 1/2Cl2+e->Cl-   E°=1,36V Cl2/Cl-(c(Ox)=c(Cl2)=1, c(Red)=c(Cl-)=0,1, n=1) E=E°+(0,059/n)lg(c(Ox)/c(Red))=1,36+(0,059/1)lg(1/0,1) E=1,36+0,059=1,419 ungefähr 1,42
• Die pH-Abhängigkeit der Nernstschen Gleichung Auch andere Reaktionsteilnehmer, wie z.B. Protonen, können das Redoxpotential beeinflussen: Ox+mH++n e->Red+n H2O MnO4-+8H++5e->Mn2++4H2O E=E°+(0,059/n)lg[c(Ox)*cm(H+)/c(Red)] E=E°+(0,059/n)lg cm(H+)+(0,059/n)lg(c(Ox)/c(Red)) E=E°+(0,059*m/n)lg c(H+)+(0,059/n)lg(c(Ox)/c(Red)) E=E°-(0,059*m/n)pH+(0,059/n)lg(c(Ox)/c(Red))
• Die pH-Anhängigkeit der Nernstschen Gleichung 2 Auch andere Reaktionsteilnehmer, wie z.B. Protonen, können das Redoxpotential beeinflussen: MnO4-+8H++5e->Mn2++4H2O    E°=1,51V E=E°-(0,059*m/n)pH+(0,059/n)lg(c(MnO4-)/c(Mn2+)) pH=1  c(MnO4-)=0,1M  c(Mn2+)=0,1M E=1,51-(0,059*8*1/5)+(0,059/5)lg(0,1/0,1)=1,4156 ungefähr 1,42V pH=4  c(MnO4-)=0,1M    c(Mn2+)=0,1M E=1,51-(0,059*8*4/5)+(0,059/5)lg(0,1/0,1)=1,1325   ungefähr 1,13V Je höher der pH-Wert, desto schlechter läuft die Reaktion ab
• Regeln für das Aufstellen der Nernstschen Gleichung Halbzellenreaktionen werden stets als Reduktionsreaktionen mit dem dazugehörigen Reduktionspotential formuliert: Ox+n e->Red    E°=??V In der Nernstschen Gleichung steht die jeweils oxidierte Form im Zähler des Bruchs hinter dem Logarithmus, die reduzierte Form im Nenner. Stöchiometrische Faktoren werden bei der Behandlung des MWG als Exponenten berücksichtigt.: Ox+mH++n e->Red+xH2O E=E°+(0,059/n)lg[(c(Ox)*cm(H+)/c(Red)] Redoxvorgänge sind dann möglich, wenn gilt: Delta E=E2°-E1°>0
• Elektrolyse Bei der Elektrolyse wird der galvanische Prozess umgekehrt. Durch Anlegung einer Spannung wird die Rückreaktion erzwungen. So können z.B. Batterien wieder aufgeladen werden. Bleiakku Entladung (freiwillig) Ox. Pb>Pb2++2e- Red: PbO2+4H++2e->Pb2++2H2O Redox: PbO2+Pb+2H2SO4>2PbSO4+2H2O Aufladen (Elektrolyse) Ox: Pb2++2H2O>PbO2+4H++2e- Red: Pb2++2e->Pb Redox: 2PbSO4+2H2O>PbO2+Pb+2H2SO4
• Der Herzschlag Das Herz gehört zu den rhythmisch arbeitenden Organen, die unter geeigneten Bedingungen auch außerhalb des Körpers ihre Tätigkeit fortsetzen können. Es ist dazu durch Erregungsbildung und Erregungsleitungssysteme befähigt (Automatie des Herzens). Der Herzschlag (Zusammenziehen der Herzzellen) wird in den Schrittmacherzellen des Sinusknotens gebildet und über die Vorhofmuskulatur  auf den AV-Knoten  übergeleitet. Die weitere Übertragung erfolgt über die Hisschen Bündel der Kammerschenkel und die Verzweigungen des Erregungsleitungssystems (Purkinje-Fäden) in den Ventrikeln.
• Der Herzschlag 2 Gesteuert wird der Herzschlag über den Wechsel von elektrischen Potentialen: das Ruhepotential (-90mV) und das Aktionspotential (+30mV). Das Ruhepotential wird fast ausschließlich über den Konzentrationsunterschied von Kalium-Ionen innerhalb und außerhalb der Zellen gesteuert. DeltaE=DeltaEexz-DeltaEinz= E°K+/K+(R*T*2,3/n*F)lg(c(K+)exz/c(K))-(E°K+/K+(R*T*2,3/n*F)lg(c(K+)inz/c(K)) DeltaE=(R*T*2,3/1*F)lg(c(K+)exz/c(K+)inz) T=37°C=310K  R=8,314J/mol*K    F=9,65*104C/mol DeltaE=61,5mV*lg(4mM/135mM)=-94mV   lg a-lg b=lg a/b
• Wasserstoff-Hydrogen=Wasserbildner natürliches Vorkommen In der Erdatmosphäre kommt Wasserstoff nur in Spuren vor. Mit steigender Höhe findet man ihn zunehmend und in einigen 100km Höhe befindet sich ausschließlich Wasserstoff. Wasserstoff ist in Verbindungen weit verbreitet: - Erdrinde: jedes 6. Atom ist ein H, Massenanteil jedoch nur 0,87% durch das geringe Gewicht - Weltall: H ist das häufigste Element, z.B. Sonne 80% H Energiegewinnung (Kernverschmelzung): 11H+11H>42He
• Wasserstoff - Stellung im PSE Gruppe 1: Alkalimetalle dafür: - hat ein einzelnes s-Elektron - bildet einfach positive Ionen dagegen: - kein Metall          - reagiert nicht mit Wasser Wasserstoff ist ein typisches Nicht-Metall mit EN=2,1 Ionisierungspotential: H>H++e-  IP=1312kJ/mol Elektronenaffinität: H+e->H-               EA=-79kJ/mol
• Isotope des Wasserstoffs a) Protium (normales H): 99,985% b) Deuterium (1Neutron), Abk. D: 0,0145% c) Tritium (2Neutronen), Abk. T: radioaktiv
• Herstellung von Wasserstoff (Labormaßstab) Elektrolyse von leitend gemachtem Wasser (Säure- oder Base-Zugabe) Kathode: 2H++2e->H2   (reduziert) Anode: 2OH->1/2O2+2e-+H2O          (oxidiert) elektrolytische Spaltung von Wasser Nachteil: hoher Energieverbrauch
• Herstellung von Wasserstoff (Labormaßstab) 2 Zersetzung von Wasserstoffsäure und Laugen unedler Metalle: Man benötigt für die Reduktion Verbindungen, bzw. Elemente, mit einem niedrigen Normalpotential E°(H+/H2): pH0:<0V pH7:<-0,414V              pH14:<-0,828V Zn+2HCl>ZnCl2+H2 Zn+2NaOH+2H2O>[Zn(OH)4]2-+H2+2Na+ Al+NaOH+3H2O>[Al(OH)4]-+1,5H2+Na+ Frisch hergestellter Wasserstoff (="in statu nascendi"=nascierender Wasserstoff) besteht aus H-Atomen uns ist sehr reaktiv (elementarer Wasserstoff)
• Herstellung von Wasserstoff (Technische Darstellung) Spaltung von Wasser durch C (Koks) bei 800-1000°C Kohlevergasung: H2O+C(0)>C(II)O(-II)+H2 (Wassergas, Synthesegas) H2O+CO>CO2+H2 CO2lässt sich unter Druck auswaschen oder ausfrieren
• Eigenschaften des Wasserstoffs - elementarer Wasserstoff liegt als H2-Molekül vor - Wasserstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses in Wasser unlösliches Gas - Fp. ca. -260°C (13K) - geringe Dichte: 0,09 g/l (Luft: 1,3 g/l) - Wasserstoff ist das leichteste aller Gase > daher Verwendung in Luftballons und Luftschiffen. Heute wird jedoch meist Helium bevorzugt, da H2 brennbar ist und leicht durch das Ballonmaterial hindurch diffundiert - Wasserstoff verbrennt mit bläulicher, sehr heißer Flamme zu Wasser
• Verbindungen des Wasserstoffs - salzartige Metallhydride mit Alkali- und Erdalkali-Metallen (außer Be) z.B.: Na(+I)H(-I) (Struktur ähnlich NaCl)                                           Wasserstoff hat in Verbindung mit Metallen immer OZ -I - kovalente Metallhydride:                                                                           Be, B, Al bilden kovalente Hydride, bei denen H aber der negative Partner ist. Diese Verbindungen sind gute Reduktionsmittel, sie werden leicht oxidiert: z.B. Tetrahydroborate   Na(+I)B(+III)H4(-I)             (Struktur: Na+, BH4-) z.B. Tetrahydroaluminate Li(+I)Al(+III)H4(-I) - salzartige Hydride und kovalente Hydridverbindungen reagieren heftig mit Wasser: CaH2+2H2O>Ca2++2OH-+2H2
• Verbindungen des Wasserstoffs 2 - kovalente Verbindungen mit Nicht-Metallen:                                           H2+Cl2>2HCl   (Reaktion bei RT=Raumtemperatur)                                  2H2+O2>2H2O  (exotherm, Knallgasreaktion)                                           3H2+N2>2NH3  (Ammoniak-Herstellung) - Metall-Wasserstoff-Einschlussverbindungen (Metallartige Hydride): Wasserstoff kann mit manchen Übergangsmetallen Einschluss-Verbindungen bilden. Wasserstoff wird dabei atomar (H) in die Lücken des Metallgitters eingelagert. Deswegen laufen Hydrierungen (Übertragung von Wasserstoff) oft Übergangsmetall-(Ni, Pd, Pt)-katalysiert ab.
• Reaktionen des Wasserstoffs H2 reagiert mit fast allen Elementen und wirkt je nach Redoxpotential des Reaktionspartners oxidierend oder reduzierend: Reduktionsmittel: H2+Cl2>2HCl Oxidationsmittel: H2+2Na>2NaH H2 reagiert mit den meisten Elementverbidnungen reduzierend:               CuO+H2>Cu+H2O - Knallgasreaktion: 2H2+O2>2H2O  -242kJ/mol Anwendung: autogenes Schweißen von Metallen Autogenes Schweißen mit H2/O2: Die O2-Zufuhr erfolgt erst im Moment des Entzündens. Man arbeitet mit einem Überschuss an H2, um eine Oxidation des Metalls zu verhindern. Temp.: ca. 2000°C (Alternative: Acetylen/O2): 2HC(Dreifachbindung)CH+5O2>4CO2+2H2O
• Verwendung des Wasserstoffs - Synthese von Ammoniak (Haber-Bosch-Verfahren):                               3H2+N2>2NH3  -46kJ/mol   exotherm                                                          >wird bei hohem Druck (200bar), hoher Temperatur (500°C) in Anwesenheit eines Katalysators durchgeführt - Hydrierung organischer Verbindungen/Kohlenstoffverbindungen, z.B. Fetthärtung, Erdöl   (Doppelbindungen ungehärtetes Fett werden geknackt und die freien Elektronen werden mit H besetzt)
• Mengenelement Gegenteil Spurenelement
• O-Verbindungen O2-: Oxidion O22-: Peroxid-Ion
• Unterschiede galvanische Zelle, Elektrolyse Anode: immer Ort der Oxidation: > Galvanische Zelle (-) > Elektrolyse (+) Kathode: Immer Ort der Reduktion: > Galvanische Zelle (+)  Anionen wandern hin > Elektrolyse (-)  Kationen wandern hin
• Alkalimetalle: 1. Hauptgruppe des PSE Li: selteneres Element, pharmazeutische Bedeutung Na: weit verbreitet, physiologisches Mengenelement K: weit verbreitet, physiologisches Mengenelement Rb: selteneres Element Cs: selteneres Element Fr: kommt selten vor
• Alkalimetalle: allgemeine Eingenschaften - Alkalimetalle sind sehr leicht, weich und besonders reaktionsfähig - Aufbewahrung erfolgt unter Petroleum, Paraffin o.ä. als Schutz - reagieren leicht/heftig mit Wasser (z.B. Luftfeuchtigkeit), z.B.                          2Na+2H2O>NaOH+H2                                                                               >Na wird häufig zum "trocknen" von organischen Lösungsmitteln verwendet, um diese wasserfrei zu bekommen - Alkalihydroxide sind starke Basen. Die Basenstärke nimmt innerhalb der HG von oben nach unten zu. - Die Reaktivität der Alkalimetalle nimmt ebenfalls von oben nach unten zu - starke Reduktionsmittel - natürliches Vorkommen: nur in Oxidationsstufe (+I)
• Alkalimetalle-Umsetzung mit Sauerstoff Bei der Umsetzung mit Sauerstoff erhält man verschiedene Oxide Lithium bildet ein "normales" Oxid: 2Li+1/2O2>Li2O Natrium verbrennt zu Natriumperoxid: 2Na+O2>Na2O2 Durch Umsetzen mit elementarem Natrium kann Na2O2 in Na2O überführt werden: Na2O2+2Na>2Na2O Bei 500°C und einem Sauerstoffdruck von ca. 300 bar bildet sich Natriumperoxid: Na+O2>NaO2 Kalium, Rubidium und Cäsium bilden beim Verbrennen der Metalle an der Luft direkt die Hyperoxide KO2, RbO2, CsO2: K+O2>KO2 Oxidationsstufen der Alkaloide: Li2(+I)O(-II), Na2(+I)O2(-I), K(+I)O2(-0,5)
• Darstellung der Alkalimetalle erfolgt durch Schmelzfluss-Elektrolyse ihrer Salze Downs-Zelle zur Gewinnung von elementarem Natrium
• Lithium allgemein - Lithium von "lithos" (griech.) Stein - Darstellung erfolgt durch Schmelzflússelektrolyse aus LiCl - äußerst reaktionsfähiges Element:                                          2Li+1/2O2>Li2O (verbrennt mit intensiv rotem Licht)                                2Li+H2>2LiH                           2Li+H2O>2LiOH+H2 - Verbindungen: Oxidationsstufe (+I)                                                      Die meisten Lithiumverbindungen sind gut wasserlöslich,      Ausnahmen: LiF, Li2CO3, Li3PO4                                                         (wie auch MgCO3, Mg3(PO4)2, Schrägbeziehung im PSE)                       LiCl ist im Gegensatz zu NaCl und KCl löslich in Ethanol, Pentanol und anderen organischen Lösungsmitteln
• schwerlösliche Lithium-Verbindungen Gründe für die Schwerlöslichkeit: LiF. relativ kleiner Ionenradius mit hoher Ladungsdichte, Ionenradien in etwa gleich groß > stabilisiert das Gitter Li2CO3, Li3PO4: kovalenter Bindungsanteil (Schrägbeziehung Mg-Li)
• Lithium - Verwendung - als Bestandteil von Legierungen zur Härtung von Metallen - als Anode in Batterien (Lithiumbatterien) 2LiCoO2+LiC<>2LiCoO2+Cn  n<=6 Ox: Li>Li++e- Red: LiCoO2+CoO2+e-+Li+>2LiCoO2 Red: Co(+IV)+e->Co(+III)
• Lithium: Pharmazeutische Bedeutung Li2CO3, Li-Citrat (nicht im Handel), Li-DL-hydrigenaspartat, Li2SO4, Li-Acetat - zur Therapie von psychisch bipolaren Störungen und Psychosen - therapeutische Bedeutung: 0,5-2g/Tag (sehr hoch) - geringe therapeutische Breite: 2-3fach höhere Konzentration bereits toxisch - langsamer Wirkungseintritt, volle Wirkung erst nach 2-3 Wochen - Wirkungsmechanismus nicht genau bekannt. Postuliert wird eine Abschwächung des Signalmechanismus, da Lithium ein phosphatspaltendes Enzym hemmt (Phosphatidylinositol-Phosphatase) und somit weniger Signalstoffe entstehen - Vergiftung: durch Schädigung des ZNS
• Natrium - allgemein - englisch: sodium - kommt in der Natur nur in Verbindungen vor, als Salz Na+X- - zählt zu den 7 häufigsten Elementen - Vorkommen in der Natur (Auswahl): NaCl Steinsalz, Meersalz NaNO3 Chilesalpeter Na2CO3 Soda Na2SO4*10H2O  Glaubersalz Na3[AIF6] Kryolith
• Natrium - Darstellung Schmelzflusselektrolyse aus NaOH (Castner-Zelle) oder NaCl (Downs-Zelle) Castner-Zelle: 2OH->1/2O2+H2O+2e- 2Na++2e->2Na 2NaOH>2Na+1/2O2+H2O Downs-Zelle: 2Cl->Cl2+2e- 2Na++2e->2Na 2NaCl>2Na+Cl2
• Natrium - Eigenschaften - silbrig-weißes, weiches Metall (mit dem Messer schneidbar) - Na-Verbindungen sin d i.d.R. in Wasser elicht löslich, nur Na-Verbindungen mit größerem Anion sind schwerer löslich: z.B. Na[Sb(OH)6] Natriumhexahydroxyantimonat(V)                                     Na[Zn(UO2)3(OAc)9]*6H2O Natrium-Zink-Uranylacetat - in organischen Lösungsmitteln sind Natriumsalze nicht löslich, Ausnahme: Komplexe mit Kronethern > Kronether: Komplexbildung aus Alkalikation mit den 6 negativ polarisierten Ringsauerstoffen (Oktaeder). In Richtung des unpolaren Lösungsmittels sind die unpolaren KW-Gruppen gerichtet >> Löslichkeit
• Natrium - Reaktionen - Na oxidiert leicht an der feuchten Luft zu NaOH (Aufbewahrung unter Petroleum): 2Na+H2O>2NaOH+H2 - Na ist relativ unreaktiv gegen trockenen Sauerstoff, es reichen jedoch Spuren von Wasser, um die spontane Verbrennung zu katalysieren: 2Na+O2>Na2O2 (Natriumperoxid),                                                Reaktion mit Chlor: 2Na+Cl2>2NaCl - in flüssigem Ammoniak löst sich Natrium mit Blauer Farbe. Beim erhitzen erfolgt Reaktion von Natrium mit NH3:                                        2Na+2NH3>2NaNH2+H2
• Natrium - Verwendung - Natriumdampflampen zur Beleuchtung (gelbes Licht) - verflüssigtes Na: als Kühlmittel in Kernreaktoren > große Differenz zwischen Schmelz- und Siedepunkt (Schmelzpunkt 98°C, Siedepunkt 881°C)
• Natrium-Verbindungen: NaCl NaCl (Kochsalz) - Meerwasser enthält 3% NaCl > bestimmte Binnenseen ohne Abfluss können wesentlich höhere Salzkonzentrationen enthalten (totes Meer, Great Salt Lake Utah USA) Gewinnung: 1. Abbau von Steinsalzvorkommen 2. Eindünsten von See- oder Meerwasser Reinigung: Steinsalz: enthält u.a. nicht-wasserlösliche Verunreinigungen >Auflösen von Steinsalz in Wasser, filtrieren und eindampfen der Sole Meersalz: enthält nicht-wasserlösliche Verunreinigungen. Problem: Die Löslichkeit von NaCl bei RT und am Siedepunkt ist fast identisch, daher ist umkristallisieren nicht möglich: Herstellen einer gesättigten NaCl-Lösung, einleiten von HCl. Verwendung: Konservierung (einpökeln), Streusalz (Gefrierpunkterniedrigung) NaCl ist selbsz nicht hygroskopisch, sondern Beimengungen von MgCl2
• Natrium-Verbindungen: Soda Na2CO3  Darstellung: Solvay-Verfahren (Ammoniak-Soda-Verfahren) aus NaCl: 2NaCl+CaCO3<>Na2CO3+CaCl2 Einleiten von CO2 in eine konzentrierte Lösung aus NaCl und NH3          NH3+CO2+H2O>NH4HCO3                                                                      NH4HCO3+NaCl>2NaHCO3+NH4Cl Durch Kühlen fällt NaHCO3 aus und wird durch Erhitzen in Na2CO3überführt: 2NaHCO3>Na2CO3+CO2+H2O Der Prozess wird wirtschaftlich, da NH3 wiedergewonnen werden kann: CaCO3>CaO+CO2            NH4Cl+CaO>NH3+CaCl2+H2O Verwendung: Glasindustrie, Waschmittelindustrie, Wasserenthärtung, Textilindustrie
• Natrium-Verbindungen NaHCO3 NaHCO3 Verwendung: Brausepulver, Brausetabletten NaHCO3+H3O+>Na++CO2+2H2O Backtriebmittel (Backpulver) NaHCO3>NaOH+CO2 Antazida: NaHCO3+H3O+>Na++CO2+2H2O

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