ac1 vorlesung ws 12/13 HG 18-17-16

Prof. Dr. Karsten Meyer 

Allgemeine 

und Anorganische Chemie 

(mit Experimenten) 

Chemie, Molecular Science, 

Lehramt (LAFV, LAFN) 

Chemie- und Bioingenieurwesen (CBI) 

Life Science Engineering (LSE) 

Prof. Dr. Karsten Meyer 

Allgemeine 

und Anorganische Chemie 

(mit Experimenten) 

Stoffchemie Teil 1: Chemie der 

Nichtmetalle der Hauptgruppen- 

Elemente 18, 17 und 16

Die Chemie der Hauptgruppenelemente 

1 

© Wiley-VCH 

2 

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 

Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 



13 14 15 16 17 

18 

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1 

© Wiley-VCH 

2 

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 



© 2006 Pearson Studium / Abbildung aus Brown / LeMay / Bursten: Chemie, 10. Auflage / ISBN: 3-8273-7191-0 


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Seite 5 

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© http://www.periodictable.com 


Die Edelgase – 18.Hauptgruppe 



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Helium – Neon – Argon – Krypton – Xenon – Radon 

Helium 


Neon 

Argon 



Krypton 

Xenon 

Die Edelgase sind alle farblose, geruchslose Gase, die aus einzelnen Atomen 

bestehen. 

Ihre Haupteigenschaft ist die Reaktionsträgheit. 

Die Elementnamen leiten sich wie folgt ab: 

Helium von griechisch: hélios „Sonne“ 

Neon von griechisch: neos „neu“ 

Argon von griechisch: argos „träge“ 

Krypton von griechisch: kryptós „verborgen“ 

Xenon von griechisch: xénos „fremd“ 

Radon von lateinisch: radius „Strahl“ 



Radon 

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Seite 10


Physikalische Daten 

© 2004 Elsevier GmbH München / Abbildung aus Binnewies, Jäckel, Willner, Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage / ISBN: 3-8274-0208-5 




Seite 11 

Das Helium wurde Mitte des 19. Jh. anhand von nicht zuzuordnenden Linien des 

Sonnenspektrums entdeckt; da über seine Eigenschaften nichts bekannt war, 

bekam es einen Namen, der auf "-ium" endet, was normalerweise auf ein Metall 

hindeutet. 

Gegen Ende des 19. Jhdt. entdeckte Rayleigh, dass Stickstoff aus der Luft eine 

etwas höhere Dichte hat als Stickstoff aus chemischen Reaktionen. 

Ramsay hat Luftstickstoff mit Magnesium zu Magnesiumnitrid umgesetzt; es blieb 

immer ein kleiner Rest, volumenmäßig etwa 1% der Luft. 

Spektroskopisch konnte das Gas als neues Element erkannt werden, das Argon. 

Weitere Experimente mit fraktionierter Destillation der Luft führten zur Entdeckung 

der anderen Edelgase. 

Helium kommt in einigen Mineralien und in bestimmten Erdgaslagerstätten als 

Produkt des radioaktiven Zerfalls (α-Teilchen) vor. 

Helium findet Anwendungen als Ballongas (geringe Dichte, nicht entflammbar), 

als Anteil des Atemgases beim Tauchen, und (flüssig) als Kühlmittel (4 K). 

Argon wird als inerte Atmosphäre bei chemischen Reaktionen und industriellen 

Verfahren verwendet, wo selbst Stickstoff zu reaktiv wäre. 

Neon wird bei der Leuchtreklame verwendet. 

Seite 12


Reaktivität 

Die Edelgase galten zunächst als völlig unreaktiv. Falls irgendein Edelgas reagieren 

sollte, dann am wahrscheinlichsten das Xenon; als größtes Atom der Gruppe hat es 

das kleinste Ionisationspotential und die größte Polarisierbarkeit. Als berichtet 

wurde, Xenon reagiere nicht mal mit Fluor, hat man von weiteren Versuchen 

abgesehen. 

Anfang der 1960er Jahre ist es Bartlett aufgefallen, dass Platinhexafluorid, ein 

flüchtiges, höchstreaktives Oxidationsmittel, mit elementarem Sauerstoff unter Bildung 

des Dioxygenyl-Kations O + 

2 (als PtF6 – -Salz) reagiert. 

Elementares Xenon hat aber das gleiche IP wie das O2-Molekül. Daraufhin setzte 

Bartlett Xenon mit PtF6 um; es bildete sich ein Feststoff, den man damals etwas voreilig 

und nicht korrekt als Xe + PtF – 

6 beschrieb. 

Eine Neuuntersuchung des Systems Xenon/Fluor zeigte, dass die Elemente sehr wohl 

miteinander reagieren; die Produkte sind (je nach Bedingungen) die Feststoffe XeF2 , 

XeF4 oder XeF6 . Die Geometrie dieser und anderer Xenonverbindungen gehorchen den 

VSEPR-Regeln; XeF6 ist jedoch polymer. 




Seite 13 

Es sind inzwischen viele andere Xenonverbindungen bekannt, obwohl ihre Handhabung 

nicht leicht ist; die Fluoride sind extrem reaktive Fluorierungsmittel die Oxide XeO3 und 

XeO4 sind höchstexplosiv. 

Bei Krypton sind Fluoride bekannt. Bisher sind keine Verbindungen der anderen 

Edelgasen entdeckt worden. 


Seite 14

Die Halogene – 17.Hauptgruppe 




Fluor – Chlor – Brom – Iod – Astat 

Fluor 


Chlor 


Brom 

Iod 

Seite 15 


Astat 




von lateinisch: 

fluor 

“Fluss“ 

schwach 

grünlichgelbes 

Gas 

Bilder © http://www.seilnacht.com 

von griechisch: 

chlōrós 

“hellgrün, frisch“ 

grüngelbes 

Gas 



brômos 

“Gestank“ 

dunkelrotbraune 

Flüssigkeit 




von altgriechisch: 

ioeides (ιώο-ειδης) 

“veilchenfarbig“ 

schwarzgraue 

Blättchen 

Astat 


άστατοςi 

“unbeständig“ 

Natürliches 

Vorkommen: 

25 g 

in gesamter 

Erdkruste! 

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• Die Halogene sind Nichtmetalle (Halbmetall Astat). 

• Elektronenkonfiguration: ns 2 np 5 (7 Valenzelektronen) 

hohe Reaktivität, da ns 2 np 6 angestrebt wird (Edelgaskonfiguration) 

• Alle Elemente bilden als X – -Ionen Salze (Halogen = Salzbildner), können 

aber auch kovalent gebunden sein. 

Die Elemente verhalten sich “einwertig“ und bilden daher einfach geladene 

Anionen X – (Halogenide) oder kovalente Einfachbindungen. 

• Die Elemente sind in ihrer Reaktivität ähnlich, die jedoch von Fluor zu Iod 

stark abnimmt (vgl. E 0 -Werte!). 

• Wegen der hohen Reaktivität kommen alle Halogene in der Natur nur als 

Verbindungen vor. 

(siehe Florian Kraus „Elementares Fluor F 2 in der Natur – ...“ 

Angew. Chem. 2012, 124, 7968–7971) 



• Wegen der hohen Reaktivität kommen 

alle Halogene in der Natur nur als 

Verbindungen vor. 

Korrektur siehe 

Angewandte Chemie 2012, 124, 7968 


Seite 19 

Seite 20





Seite 21 

Seite 22

Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Chlor 

Schilddrüsenhormone Triiodthyronin 




American Scientist, Volume 92, p 342 – 349. 

und Tetraiodthyronin (Thyroxin) 

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Seite 26






Seite 27 

Vorkommen 

Flussspat (Fluorit), CaF2 (Südafrika, Russland; in D: Wölsendorf/Opf.) 

Fluorapatit, Ca5 (PO4 ) 3F bzw. 3 Ca3 (PO4 ) 2 •CaF2 (Russland, Nordafrika) 

Kryolith, Na3AlF6 (ehem. Grönland; jetzt: großtechnische Darstellung) 

Steinsalz, NaCl (Norddt. Tiefebene, Bad Reichenhall, Hallein, Hallstatt) 

Meerwasser 

Magnesiumbromid, MgBr 2 (Totes Meer); Meerwasser 

Natriumiodat, NaIO3 (im Chilesalpeter: Atacama, Chile) 

Asche von Meeralgen, Tang usw. (Japan); Meerwasser 

Geringe Mengen Astat entstehen beim natürlichen Zerfall von Uran. 

Astat wird durch Beschuss von Bismut mit α-Teilchen hergestellt. 

Astat hat etwa 20 bekannte Isotope, die alle radioaktiv sind; 

das langlebigste ist 210At mit einer Halbwertszeit von 8,3 Stunden. 

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Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Fluor 

Das Element Fluor 

Das wichtigste Fluormineral ist der (nahezu unlösliche, pK L = 10.5) Flussspat CaF 2 

Fluorit-Kristalle (blau) mit Pyrit (goldfarben), 

Aufnahme aus dem Museo Civico di Storia Naturale di Milano, Italien; Urheber 

Giovanni Dall'Orto 

http://www.mineralium.com 

Fluorapatit 

Ca 5 (PO 4 ) 3 F 


fluoryt i kalcyt, pochodzenie Chiny, autor zdjęcia Stowarzyszenie Spirifer 

http://de.wikipedia.org/wiki/Kryolith User: Ra'ike 



Kryolith 

Na 3 AlF 6 

Das Element Fluor (Elementmolekül F 2 ), ein schwach gelbes Gas, wird durch 

Schmelzelektrolyse einer KF/HF-Mischung (100°C, Kohlenstoff-Anode) gewonnen. 

Es kann in Stahl- oder Nickelgefäßen gehandhabt werden. 

Fluor ist das reaktivste Element, was verschiedene Gründe hat: 

• Die Dissoziationsenergie des F 2 -Moleküls ist wegen Abstoßung der freien 

Elektronenpaare klein (158 kJ/mol,vgl. Elektronenaffinitäten von F, Cl) 

• Das kleine Fluorid-Ion bildet Salze mit hohen Gitterenergien 

• Die hohe Elektronegativität führt bei kovalent gebundenem Fluor zu hohen 

Bindungsenergien. 

Seite 29 

Es reagiert mit allen Elementen außer He, Ne, Ar. Die Reaktion mit massiven 

Metallen ist wegen der Bildung einer stabilen Fluoridschicht langsam (Passivierung). 

Fluor ist ein starkes Oxidationsmittel (E0 = +2.9 V); die höchsten Oxidationsstufen der 

Reaktionspartner werden gefördert, mit typischen Produkten wie WF6 , AuF5 , SF6 , PF5 . 

Seite 30


Viele Reaktionen mit elementarem Fluor sind so heftig, dass das Gas mit z.B. 

Stickstoff (mit dem es nur langsam reagiert) auf ca. 10% verdünnt wird, um zu 

kontrollierten Reaktionen zu gelangen. 

Die Darstellung von F 2 aus F – mit Hilfe eines chemischen Oxidationsmittels ist (bis 

auf eine bekannte Ausnahme) nicht möglich. 

Elektrochemische Darstellung durch Elektrolyse 

1) von Fluorwasserstoff, HF, in Gegenwart von Kaliumfluorid, KF. 

Der Zusatz von KF dient der Erhöhung der Leitfähigkeit. 

2) von geschmolzenem KHF 2 (KF • HF, d. h. K + H F 2 – ) 

In beiden Fällen muss strikt unter Wasserausschluss gearbeitet werden, denn: 

Fluor oxidiert Wasser zu Sauerstoff: 



2 F 2 + 2 H 2 O → O 2 + 4 HF 


Prozesse an den Elektroden: 

Kathode (Reduktion): H + + e – → ½H2 Anode (Oxidation) : F – → ½F2 + e – 

Seite 31 

Trennung von Kathoden-/Anodenraum nötig ! H2 + F2 reagiert explosiv ! 

Der Mantel der Elektrolysezelle ist die Kathode; sie besteht aus Stahl. 

Als Anode dienen Kohlestäbe. 

Stahl wird (wie einige andere Metalle auch) von Fluor nur oberflächlich angegriffen, 

da sich eine Fluoridschicht bildet, die den weiteren Angriff von F2 verhindert: 

Passivierung. 


Seite 32


einzige bisher bekannte Möglichkeit zur chemischen Synthese von F 2 

(nach K. Christie, Inorganic Chemistry 1986, 25, 3721–3722) 


{MnF 4 } 

K 2 MnF 6 + 2SbF 5 → 2KSbF 6 + MnF 3 + ½F 2 

“As in the case of noble gas or NF 4 chemistry, the successful synthesis of 

elemental fluorine demonstrates that one should never cease to critically 

challenge accepted dogmas.” 

F 2 besitzt große Affinität zu Wasserstoff z.B.: 

2 F 2 + 2 H 2 O → O 2 + 4 HF 

H 2 S + F 2 → 1/8 S 8 + 2 HF (→ SF 6 ) 

2 NH 3 + 3 F 2 → N 2 + 6 HF (→ NF 3 ) 

Fluorid Nachweis: Kriechprobe / Wassertropfenprobe 


Typische Reaktionen 



Seite 33 

Seite 34


Das Element Chlor 

Das wichtigste mineralische (anorganische) Chlorvorkommen ist das Steinsalz, 

Halit: NaCl 

Sylvin: KCl 

http://de.wikipedia.org/wiki/Kryolith User Wlodi 

A macro shot of salt crystals taken in the Natural History 

Museum of Vienna 


Weitere wichtige Mineralien: 

Carnallit: KMgCl3 ·6 H2O Bischofit: MgCl2 ·6 H2O Kainit, KMgCl(SO4 ) · 3 H2O http://de.wikipedia.org User Aka 

Sylvin, gefunden in Sondershausen 



Dass am Chlor kein Weg vorbeiführt, verdeutlichen die 

wirtschaftlichen Eckdaten. So werden rund 55 Prozent aller 

Chemieprodukte mit Hilfe von Chlor produziert. 

Zusammen mit Erdölprodukten, die in der chemischen 

Industrie als Naphta Eingang finden, ist Chlor somit der 

wichtigste Grundstoff der Branche überhaupt. 

Dementsprechend basieren auch über 50 Prozent der 

weltweiten Umsätze der chemischen Industrie auf Chlor. 

Seite 35 

Die weltweite Chlorproduktion wird sich in diesem Jahr 

(2005) einer Prognose der Tecnon OrbiChem zufolge auf 

46 Mio. t belaufen (siehe Tabelle), wovon etwa 25 % auf 

Europa entfallen. Dementsprechend sind in Europa rund 

40.000 Menschen in der Chlor-Alkali-Industrie beschäftigt 

und weitere 2 Millionen Arbeitsplätze hängen in 

“nachgeschalteten” Industriezweigen von einer 

funktionierenden Chlorproduktion ab. 

http://www.innovations-report.de/html/berichte/messenachrichten/bericht-41154.html 

Seite 36



Elektrochemie 

http://www.eurochlor.org/upload/documents/document352.pdf 

Nach Angaben des Statistischen Bundesamtes wurden im Jahr 2007 

die folgenden Mengen an Metallen oder Chemikalien in Deutschland hergestellt. 

Stoff Herstellungsmenge t (m 3 )/Jahr Verkaufswert Mio. € 

Natronlauge (wässrig) 4.316.903 501 

Chlorgas 5.082.913 421 

Kalilauge (wässrig) 177.506 52 

Aluminium (unlegiert) 279.660 529 

Aluminium (legiert) 1.033.860 1.397 

Gold (als Halbzeug) 91 901 

Silber (als Halbzeug) 2.635 455 

Kupfer (raffiniert) 553.300 1.629 

Zink (rohform, raffiniert) 264.843 654 


Seite 37 

In den USA liegen die hergestellten Elektrolyseprodukte um den Faktor 2–3 höher. 

Dort werden ca. 5 % der gesamten Stromproduktion für die Elektrolyse benötigt. 

http://de.wikipedia.org/wiki/Elektrolyse 

Seite 38


Chlor ist ein gelb-grünes, giftiges Gas mit stechendem Geruch. 

Chlor ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Großindustrie: 

Größenordnung der Produktion weltweit: ca. 50 Mio. Tonnen pro Jahr 

Verwendung: 

• Bleichmittel (auch Papierherstellung), Umweltproblematik! 

• anorganische Produkte (Phosgen, COCl2 ; Aluminiumtrichlorid; Siliciumtetrachlorid) 

• Wasserbehandlung 

• PVC (Polyvinylchlorid), Umweltproblematik! 

• organische Lösungsmittel (z. B. Chloroform, CHCl3 ; Methylenchlorid, CH2Cl2 ; 

Tetrachlormethan, CCl4 ) 

Die elektrolytische Spaltung wässriger Natriumchloridlösung ist das weitaus 

wichtigste Verfahren zur Chlordarstellung: Chloralkalielektrolyse 

(eigtl. Alkalichloridelektrolyse) 

Elektrolytische Verfahren: 

Amalgamverfahren • Diaphragmaverfahren • Membranverfahren 

Die einzelnen Verfahren unterscheiden sich darin, wie die Trennung der Reaktionsprodukte 

erreicht wird. 

Großtechnisch werden bisher zwei Verfahren, das Amalgam- und das Diaphragmaverfahren 

eingesetzt. 



Die Chloralkali-Elektrolyse: 

Liefert gleichzeitig äquimolare Mengen von Natronlauge und Wasserstoff: 

2 NaCl + 2 H 2 O + Energie → 2 NaOH + H 2 + Cl 2 

Die technische Durchführung dieser Elektrolyse erfordert die Trennung der 

Kathodenprodukte Wasserstoff und Natronlauge von dem Anodenprodukt Chlor, 

denn sonst würden sich Chlorknallgas und/oder Natriumhypochlorit bilden. 

Chlorknallgas: H 2 /Cl 2 -Gemisch, kann explosionsartig zu Chlorwasserstoff (HCl) 

reagieren. 

Bildung von Natriumhypochlorit: 

Cl 2 + 2 NaOH → NaClO + NaCl + H 2 O (Bleichlauge) 


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Das Amalgamverfahren 

© 1997-1999, 2000 by Prof. Dr. Gernot Reininger and Prof. Dr. Volker Schubert, University of Paderborn 



Das Amalgamverfahren 

Anode (Oxidation): 2Cl – (aq) → Cl 2 + 2e – E° = +1.36 V 

4OH – (aq) → O 2 (g) + 2H 2 O + 4e – E° = +0.40 V 

Kathode (Reduktion): Na + + e – → Na(s) E° = –2.71 V 

2H 3 O + + 2e – → H 2 + 2H 2 O E° = 0.00 V 

http://de.wikipedia.org/wiki/Chloralkali-Elektrolyse#Amalgamverfahren 


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Überspannungen 

von H 2 und O 2 am 

Elektrodenmaterial 

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Das Amalgamverfahren: 

Kathode (flüssiges Quecksilber): 

Natrium wird unter Bildung von Natriumamalgam (Natrium/Quecksilber-Legierung) 

abgeschieden. Prinzipiell wäre auch die Zersetzung von Wasser möglich 

(Entladung von H + , Bildung von H2 ). 

Dies geschieht jedoch nicht. 

Gründe: 1) hohe Überspannung der Wasserstoffbildung am Quecksilber. 

2) thermodynamisch günstige Bildung von Natriumamalgam und nicht 

reinen metallischen Natriums. 

Anode (Graphit: schneller Verbrauch; neuerdings Titan - wesentlich haltbarer): 

Abscheidung gasförmigen Chlors 

Das Amalgam fließt im Kreislauf über einen Zersetzer: Zersetzung mit Wasser unter 

Bildung von 50%iger chlorid-freier NaOH und Wasserstoff: 

NaHgx + H2O → ½H2 + NaOH + Hg 

Für 1 t Cl2 werden benötigt: 3300 kWh elektr. Strom (≈ 1000 € ≈ 1 Haushalt) 

1.7 t NaCl 

< 3 g Hg 

Auf die Rückhaltung des Quecksilbers im Prozess muss sorgfältig geachtet werden! 



Das Diaphragmaverfahren: 

Kathode (Stahl): 

Wasserstoff entsteht, gleichzeitig Bildung von wässriger Natronlauge: 

H2O + e – → ½H2 + OH – 

Anode (Graphit oder Titan): 

Abscheidung gasförmigen Chlors 


Seite 43 

Die Trennung von Anoden- und Kathodenraum erfolgt durch eine poröse 

Trennwand, das Diaphragma (besteht aus Keramik, früher: Asbest, oder Nafion ® ). 

Funktionsweise: 

• der flüssige Elektrolyt kann das Diaphragma leicht durchdringen 

• die als Gasblasen in der Flüssigkeit verteilten Produkte Cl2 und H2 können die 

feinen Poren und Kanäle im Diaphragma nicht passieren 

Die Sole fließt durch das Diaphragma vom Anodenraum in den Kathodenraum. 

Kontinuierlicher Zu- und Ablauf. Dadurch wird verhindert, dass die OH – - 

Konzentration im Anodenraum zu hoch wird (OH – kann das Diaphragma passieren). 

Sonst würde OH – zu O 2 entladen. 

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Das Diaphragmaverfahren 

© 1997-1999, 2000 by Prof. Dr. Gernot Reininger and Prof. Dr. Volker Schubert, University of Paderborn 



Vor- und Nachteile des Amalgam-Verfahrens: 

Vorteile: 

• die Lauge ist konzentriert und Chlorid-frei 

•H2 und Cl2 können nicht miteinander in Berührung kommen, 

Gefahr der Chlorknallgasbildung ausgeschlossen 

Nachteil: 

• der erzeugte Wasserstoff und die erzeugte Lauge enthält Hg: 

(Kosten-) Aufwändige Abtrennung 

Vor- und Nachteile des Diaphragma-Verfahrens: 

Vorteile: 

• Salzsole kann von geringerer Reinheit sein 

• Geringere Spannung als beim Amalgamverfahren 

Nachteile: 

• Verdünnte Natronlauge, mit NaCl verunreinigt: Eindampfen erforderlich 

• Sauerstoff-haltiges Chlorgas 

• Aufwendungen für die Vermeidung von Asbest-Emissionen 


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Eine weitere Industriemethode ist das Deacon-Verfahren, die Oxidation von 

HCl, einem Abfallprodukt bei vielen techn. Prozessen, bei 430°C mit CuCl 2 

als Katalysator: 


Kat. 

4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2H2O Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Chlor 

Labordarstellung von Chlor: 

Aus konz. Salzsäure und einem Oxidationsmittel, 

z.B. Kaliumpermanganat, KMnO 4 oder Braunstein, MnO 2 . 

Für Braunstein: MnO 2 + 4 H + + 2 Cl – → Mn 2+ + 2 H 2 O + Cl 2 


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Chlor ist ein sehr reaktives Element. Es ist in vielerlei Hinsicht eine weniger 

heftige Version des Fluors und reagiert mit vielen Elementen (Metallen und 

Nichtmetallen). 

Es findet Anwendung als Bleich- und Desinfektionsmittel. 

Die Lösung in Wasser (Chlorwasser) unterliegt einer Gleichgewichtsreaktion, die 

zur Salzsäure und hypochlorigen Säure HClO führt: 


Cl 2 + H 2 O H + + Cl – + HClO 


Typische Reaktionen 


Eine gesättigte Lösung 

bei 25 °C enthält insgesamt 

0.09 mol/l Chlor, 

wobei die eigentliche 

Konzentration [Cl2 ] 0.06 mol/l 

beträgt; 

die Produktkonzentrationen 

sind 0.03 mol/l. 

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Seite 50

Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Brom 

Das Element Brom 

Brom kommt nur gebunden in Form von Bromiden vor, 

z.B. als Silberbromid AgBr (Bromargyrit). 

Ein anderes wichtiges Vorkommen des Broms ist im 

Meerwasser (1 m3 Meerwasser enthält rund 68 g Bromid), Totes Meer (4–5 kg 

Bromid je m3 ) in Solequellen und in Salzseen. 

Bromargyrit (AgBr) 

Fundort: Grube Clara, Wolfach, Schwarzwald, Deutschland, Copyright: Stephan Wolfsried 

http://www.mineralienatlas.de 


Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Brom 

Darstellung von Brom 


Seite 51 

technisch: Jahresproduktion: Brom 0.4 Mio t (Anw.: Brandhemmer, Nematizide) 

Durch Oxidation von Bromiden (z.B. MgBr2 ) mit Cl2 : 

2 Br – + Cl 2 → Br 2 + 2 Cl – 

Zur Gewinnung aus Meerwasser muss das alkalische Meerwasser angesäuert 

werden, da Brom sonst disproportioniert: 

3 Br2 + 6 OH – → 3Br – + 3 BrO – + 3 H2O → 5 Br – + BrO – 

3 + 3 H2O Das entstehende Brom wird mit Luft oder mit Wasserdampf ausgetrieben. 

im Labor: 

1) aus Bromiden mit Braunstein (MnO2 ) oder konz. H2SO4 als Oxidationsmittel 

MnO2 + 4 H + + 2 Br – → Mn2+ + 2 H2O + Br2 2) Zutropfen von Chlorwasser (wichtig für die Analytik) 

2 Br – + Cl2 → Br2 + 2 Cl – 

Seite 52

Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Iod 

Das Element Iod 

Iod ist (abgesehen vom radioaktiven Astat) das seltenste Element unter den 

Halogenen. 

Es findet sich in Gebirgen, Seen, Mineralwässern, Solen, Erdölbohrwässern und im 

Meer in Form des Iodids und des Iodats. 

Größere Anhäufungen dieses Elementes sind auch in Meeresalgen und Schwämmen 

anzutreffen. 



Iod als Kristall 


Darstellung Iod 

technisch: Jahresproduktion an Iod 15000 t. 

1) Aus Restlaugen der Salpeter-Darstellung 

(Salpeter, KNO3 und NaNO3 , kristallisiert vorher aus). 

2) Die Natriumiodat-reichen Endlaugen werden mit Schwefeldioxid reduziert: 

2 NaIO3 + 5 SO2 + 4 H2O → Na2SO4 + 4 H2SO4 + I2 3) Aus Salzsolen (Seetang-Asche): 

Man versetzt die Solen mit Salz- oder Schwefelsäure und oxidiert mit 

Chlor. Das entstandene Iod wird mit Luft ausgeblasen. 

Das gewonnene Iod 

wird durch Sublimation 

gereinigt. 

http://www.seilnacht.com 

Seite 53 

Seite 54


im Labor: 

1) aus Iodiden mit Braunstein (MnO2 ) oder konz. H2SO4 als Oxidationsmittel 

MnO2 + 4 H + + 2 I – → Mn2+ + 2 H2O + I2 2) Zutropfen von Chlorwasser (wichtig für die Analytik) 

2 I – + Cl2 → I2 + 2 Cl – 

Iod ist ein lebensnotwendiges Spurenelement und vor allem für die Funktion der 

Schilddrüse wichtig, die das lebensnotwendige Iod-haltige Hormon Thyroxin 

synthetisiert. 


Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Astat 

Das (radioaktive) Element Astat 


Seite 55 

Astat ist das Halogen mit der höchsten Dichte. Da nur winzige Mengen (ca. 25 g 

weltweit in Spuren verteilt) verfügbar sind, lässt sich über seine Eigenschaften nur 

wenig aussagen. Das Halogen kommt bei Zimmertemperatur in festem Zustand vor 

und besitzt relativ niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen. Wie Iod ist es 

sublimierbar und leicht flüchtig, jedoch nicht ganz so stark. Auch in seinen chemischen 

Eigenschaften ähnelt es dem Iod. Wie die anderen Halogene tritt das reine Element 

vermutlich ebenfalls in einer zweiatomigen Molekülform auf (At2 ). Das Element besitzt 

deutlich metallische Eigenschaften und ähnelt in dieser Hinsicht eher dem Polonium 

als dem Iod. 

Das Astat-Isotop-211 lässt sich durch den α-Beschuss von Bismut künstlich herstellen. 

Dabei entsteht ein Gemisch verschiedener Produkte, aus dem sich das Astat durch 

das Erhitzen auf 450-600°C verdampfen lässt. An einer gekühlten Platinscheibe 

sublimiert schließlich das Element, das sich durch Abspülen der Platinplatte mit 

Salpetersäure in einer wässrigen Lösung isolieren lässt. Aufgrund des raschen Zerfalls 

und der kurzen Halbwertszeiten (max. 8 h) gelang es bisher nicht, wägbare Mengen 

des Elements herzustellen. 

Seite 56

Die Halogene – 17.Hauptgruppe – Astat 

Das Element wurde von den Amerikanern Emilio Gino Segré, D.R. Corson und 

K.R. Mackenzie an der Universität in Berkeley/Kalifornien im Jahre 1940 erstmals 

hergestellt und entdeckt. Die Forscher beschossen dabei Bismut-209 mit 

beschleunigten Heliumkernen im Protonenbeschleuniger der Universität. 

Die natürlichen Vorkommen der relativ kurzlebigen Isotope konnten von den 

Österreicherinnen Berta Karlik und Gertrud Bernert im Jahre 1943 in Wien als 

Zerfallsprodukte der radioaktiven Zerfallsreihen in Uran- und Thoriummineralien 

nachgewiesen werden. Seinen Namen erhielt das Element erst sieben Jahre nach 

der Entdeckung. Er bezieht sich auf den raschen radioaktiven Zerfall der Isotope 

und wurde nach dem griechischen Wort astatos ("instabil") gewählt. 

Verwendung: 

Organische Astatverbindungen dienen in der Nuklearmedizin zur Bestrahlung 

bösartiger Tumore. Astat-Isotope eignen sich aufgrund der kurzen Halbwertszeiten 

innerlich eingenommen als radioaktive Präparate zum Markieren der 

Schilddrüse. Das Element wird in der Schilddrüse angereichert und in der Leber 

gespeichert. 


Die Halogene – 17.Hauptgruppe – HX 


Dieses Uranmineral enthält verschwindend geringe Spuren von Astat, 

die aus dem natürlichen Zerfall von 235Uherrühren. http://www.chemie-master.de 

Beschreibung aus: http://www.seilnacht.com 

Seite 57 

Die Halogenwasserstoffe HX: HF, HCl, HBr, HI 

Halogenwasserstoffe HX sind farblose Gase, die sich direkt aus den Elementen bilden. 

http://www.bhbrand.de 

Daniellscher Hahn 

Seite 58


Die Radikalkettenreaktion 

Verbrennung von Chlorknallgas: Gemisch aus gleichen Raumteilen H 2 und Cl 2 


Sonnenlicht / UV-Licht 

H 2 + Cl 2 → 2 HCl + 185 kJ 

Diese Reaktion kann, wenn nicht kontrolliert, explosionsartig ablaufen. Sie ist 

eine photochemisch ausgelöste Kettenreaktion nach dem Schema: 

40 kJ + Cl2 → Cl• + Cl• (Initiation) 

4 kJ + Cl• + H2 → HCl + H• (Propagation) 

H• + Cl2 → HCl + Cl• + 190 kJ (Propagation) 

Freiwerdende Energie steigert die Reaktionsgeschwindigkeit noch: Explosion. 

Kettenabbruch (Termination) gemäß: 

Cl• + Cl• → Cl2 + ΔE 

H• + H• → H2 + ΔE 

H• + Cl• → HCl + ΔE 

Setzt das Vorhandensein eines dritten Stoßpartners (z.B. Gefäßwand, Metallnetz) 

voraus, der die Energie aufnehmen kann. 



Seite 59 

Dabei sind die Reaktionen mit Fluor und Chlor so gefährlich (Knallgasreaktion über 

Radikalkettenreaktion), dass man andere Methoden wählt und zwar die Säure- 

Base-Reaktionen von Fluoriden bzw. Chloriden mit konz. H 2 SO 4 : 

HF aus Flussspat: CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF 

HCl aus Steinsalz: 2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl 

Bei HBr und HI muss Phosphorsäure, als nicht-oxidierende Säure, verwendet 

werden, ansonsten erfolgt Oxidation zu den Elementen Br2 bzw. I2 . 

In der Industrie fällt HCl als Nebenprodukt vieler Verfahren an, z.B. bei der 

Chlorierung von Kohlenwasserstoffen. 

R–H + Cl 2 → R–Cl + HCl (R: organischer Rest) 

Die Halogenwasserstoffe sind in Wasser sehr gut löslich, wobei die kovalenten HX- 

Moleküle zu (ionischen) Säurelösungen werden: 

HX (g) + H 2 O → H 3 O + (aq) + X– (aq) 

Seite 60


Die Labordarstellung von HBr und HI 

Im Labor wird zumeist Wasser als Protonenquelle und ein leichtzersetzliches 

Bromidsalz verwendet: 

PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr 

ebenso PI3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HI 

oder I2 + H2S → 2 HI + 1/8 S8 Phosphortribromid und Phosphortriiodid werden direkt aus den Elementen 

hergestellt: 

2 P + 3 Br 2 → 2 PBr 3 


2 P + 3 I 2 → 2 PI 3 



–6,1 –8,9 –9,3 

Name der Säure Flusssäure Salzsäure Brom-\Iodwasserstoffsäure 

Bindungsenergie (kJ mol –1 ) 574 428 362 295 

Trend der Säurestärke, der Acidität (d.h. der Neigung, in wässriger Lösung ein 

Proton abzugeben) gemäß: 

HX + H 2 O → H 3 O + + X – 

Die Bindungsenergie H–X nimmt in der Reihe H–F bis H–I ab. Die Acidität und 

damit die Säurestärke steigt an. 


Seite 61 

HF ist eine mittelstarke Säure, HCl ist bereits eine sehr starke Säure und HI ist die 

stärkste der Halogenwasserstoffsäuren 

(starke, sehr starke Säuren: in wässriger Lösung nahezu vollständig dissoziiert). 

Seite 62



–6,1 –8,9 –9,3 





–6,1 –8,9 –9,3 


zur Erinnerung... 


Seite 63 

Seite 64


Fluorwasserstoff hat einen hohen Schmelz- und Siedepunkt aufgrund der 

starken H-Brücken H δ+… F δ– , die er bildet. Man kann also wasserfreien 

Fluorwasserstoff bei Raumtemperatur (gerade noch) als Flüssigkeit und somit 

Lösungsmittel bekommen, in Gegensatz zu den anderen HX. 

HF unterliegt einer Eigendissoziation: 3 HF H 2 F + + HF 2 – 

d.h. wasserfreier Fluorwasserstoff ist eine starke Protonensäure 

HF HCl HBr HI 

Smp. (°C) –83 –115 –90 –50 

Sdp. (°C) +20 –85 –67 –35 

δ+ 

H 

δ− 

F 

H 

δ+ 

δ+ 

H 

δ− 

F 

H 

δ+ 

H 

F 

δ− 

H 

F 

δ+ F 

δ+ F 

δ− δ− δ− 




HF ist in all seinen Formen giftig und sehr gefährlich; Flusssäurelösungen 

verursachen extrem schwere und sogar lebensgefährliche Ätzwunden, die 

sehr langsam verheilen (Bildung von festem CaF2 in den Gewebszellen führt zu 

Zelltod). 

Flusssäure ätzt auch Glasapparaturen, so dass sie nur in Kunststoffbehältern 

aufbewahrt und eingesetzt wird: 

SiO2 + 4 HF → SiF4 (g) + 2 H2O und 

SiO2 + 6 HF → H2SiF6 + 2 H2O Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 

Seite 65 

Ätz- oder Milchglas. Um eine solche Gestaltung zu erreichen, wird zuerst das 

Glas mit Wachs beschichtet, um anschließend an den zu ätzenden Stellen 

entfernt zu werden. Bei der Behandlung mit Fluorwasserstoffsäure werden 

die freiliegenden Stellen des Glases angegriffen und erhalten den Ätzeffekt. 


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HF ist in all seinen Formen giftig und sehr gefährlich; Flusssäurelösungen 

verursachen extrem schwere und sogar lebensgefährliche Ätzwunden, die 

sehr langsam verheilen (Bildung von festem CaF2 in den Gewebszellen führt zu 

Zelltod). 

Flusssäure ätzt auch Glasapparaturen, so dass sie nur in Kunststoffbehältern 

aufbewahrt und eingesetzt wird: 

Kriechprobe: 

z. Bsp.: CaF 2 + SiO 2 + H 2 SO 4 (konz.) 

1. 

CaF 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2HF 

2. 

SiO 2 + 4HF → SiF 4(g) + 2H 2 O (H 2 SO 4 ) 

3. 

3SiF 4(g) + 2H 2 O → SiO 2(aq) + 2H 2 SiF 6 http://de.wikipedia.org/wiki/Fluor 



Die Bildung von Supersäuren 

1 + 2 

In Verbindung mit Fluoriden bildet wasserfreier Fluorwasserstoff Supersäuren. 

Eine Supersäure ist ein System, dass durch Kombination einer starken 

Brönsted- und einer starken Lewis-Säure entsteht und dessen Acidität größer 

oder gleich der von 100%-iger Schwefelsäure ist. 


2 HF + SbF 5 → H 2 F + + SbF 6 – 

„Magic acid“ kann sogar Verbindungen wie Methan, Methanal (Formaldehyd) 

oder Methansäure (Ameisensäure) protonieren. Sie ist etwa 10 10 (10 Milliarden) 

mal saurer als reine Schwefelsäure: 

HSO 3 F + SbF 5 → HSO 3 + + SbF6 – 

3 

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Seite 68





Seite 69 

Ansonsten sind die HX-Säuren normale Säuren. Die Säuren und die HX-Gase sind 

Halogenierungsmittel, die durch Reaktionen mit Metallen bzw. entsprechenden 

Basen die Metallhalogenide bilden. 

Die Reaktionen sind weniger heftig als die mit den freien Halogenen und führen oft 

zu niedrigeren Oxidationsstufen des Metalls; 

z.B. reagiert Chrom mit Chlorgas zu CrCl3 , mit HCl-Gas jedoch zu CrCl2 . 

Seite 70

Die Halogene – 17.Hauptgruppe – HXO n 

Halogene und ihre Sauerstoffsäuren 

Oxidationsstufe Formel* Name Salz 

+ 1 HXO Hypohalogenige Säure Hypohalogenit 

+ 3 HXO2 Halogenige Säure Halogenit 

+ 5 HXO3 Halogensäure Halogenat 

+ 7 HXO4 Perhalogensäure Perhalogenat 

Die Säurestärke wächst mit zunehmendem Sauerstoffgehalt 

und in Richtung von Iod zu Chlor: 

HIOn < HBrOn < HClOn (n = 1, 2, 3, 4) 

*Die Schreibweise gehorcht der Konvention, dass bei Oxosäuren der Sauerstoff 

immer an letzter Stelle der Formel steht. Die Konektivität kann jedoch anders sein 

wie z.B. bei der hypochlorigen Säure H–O–Cl. Häufig findet man in der Literatur 

noch veraltete Schreibweisen OX – und HOX für Hypohalogenite und 

Hypohalogenige Säuren. 



Halogene und ihre Sauerstoffsäuren 

HFO HClO HBrO HIO 


Seite 71 

Seite 72


Die Hypofluorige Säure: HFO 

Von Fluor ist nur eine Sauerstoffsäure bekannt, die hochgradig instabile und daher 

gefährliche Hypofluorige Säure HFO. 

Die Darstellung erfolgt aus F2-Gas und Eis bei einer Temperatur von – 40°C unter 

vermindertem Druck. 

HFO zerfällt bei einer Temperatur von 25°C und einem Druck von 100 mbar sowie 

in alkalischer wässriger Lösung sehr leicht zu Fluorwasserstoff und Sauerstoff: 


2 HFO → 2 HF + O 2 

In neutraler oder saurer wässriger Lösung entstehen dagegen Fluorwasserstoff 

und Wasserstoffperoxid: 

HFO + H 2 O → HF + H 2 O 2 


Halogensauerstoffsäuren 

HFO HClO HBrO HIO 

In Substanz isolierbar ...sonst nur in wässriger Lösung beständig 


Seite 73 

Seite 74


Chlorsauerstoffsäuren und binäre Chloroxide 

Cl n O m Ox.-Zahl HClO n Ox.-Zahl 

Cl 2 O +I HClO +I 

ClO 2 +IV HClO 2 +III 

Cl 2 O 6 +VI HClO 3 +V 

Cl 2 O 7 +VII HClO 4 +VII 

* ) die wichtigsten Oxide des Chlors 



Alle besitzen eine starke Oxidationswirkung ! 



Chloroxide sind alles endotherme Verbindungen, 

zerfallen daher in exothermer Reaktion und 

können explosionsgefährlich sein !!! 



Seite 75 

Seite 76



Chlordioxid ClO 2 

Anhydrid der HClO 

…eines von wenigen Molekülen mit ungepaarten Elektronen (odd-molecules) 

Cl 2 O Cl 2 O 6 



Chloryl-Perchlorat 

(ClO 2 + ClO4 – ) 

Gemischtes Anhydrid 

der HClO 3 ● HClO 4 


Cl 2 O 7 

Anhydrid der HClO 4 

Seite 77 

Hypochlorige Säure 

Sie entsteht durch eine hydrolytische Disproportionierungsreaktion beim Einleiten von 

Chlorgas in Wasser: 

Cl2 + H2O HCl + HClO 

Eine Gleichgewichtsverschiebung erfolgt 

• mit Quecksilberoxid: 

3 HgO + 2 HCl → HgCl2 · 2 HgO + H2O • mit starken Basen unter Bildung der Salze: 

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O Cl2 + Ca(OH) 2 → CaCl(ClO) + H2O Technisch erfolgt die Darstellung durch Reaktion ihres Anhydrids, Dichloroxid, mit 

Wasser: 

Cl 2 O + H 2 O 2 HClO 

Diese Reaktion ist reversibel, so dass sich beim Entwässern der hypochlorigen Säure 

wieder ihr Anhydrid bildet. 

Seite 78


Hypochlorige Säure zersetzt sich leicht zu Chlorwasserstoff und Sauerstoff: 

2 HClO → 2 HCl + O2 + 92.5 kJ 

und im Alkalischen zu Chlorwasserstoff und Chlorsäure: 

3 HClO → 2 HCl + HClO3 Hypochlorige Säure besitzt eine große Neigung zur Sauerstoffabgabe und ist 

ein starkes Oxidationsmittel. 

Sie ist eine sehr schwache Säure. Ihre Salze, die Hypochlorite, bilden daher 

augenblicklich die Säure, wenn sie in Kontakt mit Wasser gelangen. 

Natriumhypochlorit ist in vielen Bleich- und Desinfektionsmitteln enthalten. 

Calciumhypochlorit-chlorid, der Chlorkalk, wird seit nahezu 200 Jahren zu 

Bleich- und Desinfektionsmitteln verwendet. 

CaCl(ClO) + 2 HI → CaCl2 + H2O + I2 Früher war Chlorkalk die einzige transportable Chlorquelle: 

CaCl(ClO) + 2 HCl → CaCl2 + H2O + Cl2 Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 


Chlorige Säure 

Die Darstellung kann durch Umsetzung von Chlorit-Salzen mit Säuren erfolgen: 

Ba(ClO2 ) 2 + H2SO4 → 2 HClO2 + BaSO4 Chlorige Säure ist sehr instabil und zerfällt in saurer Lösung rasch zu Chlordioxid, 

Chlorwasserstoff und Wasser: 

5 HClO2 → 4 ClO2 + HCl + H2O Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 

Seite 79 

Die Salze der chlorigen Säure sind beständiger und lassen sich durch Eindampfen von 

Natriumchloritlösungen isolieren. 

2 ClO2 + 2 NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O 2 ClO2 + 2 NaOH + H2O2 → 2 NaClO2 + O2 + 2 H2O NaClO 2 bildet mit oxidierbaren Stoffen explosive Gemische 

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Chlorsäure 

Die Darstellung erfolgt aus ihren Salzen, den Chloraten: 

Ba(ClO3 ) 2 + H2SO4 → 2 HClO3 + BaSO4 Die Chlorsäure ist bis zu Gehalten von 40% stabil. 

Darüber tritt Zersetzung ein: 

3 HClO3 → 2 ClO2 + HClO4 + H2O Chlorate werden wiederum durch Reaktion von Hypochloriger Säure und 

Hypochloriten gewonnen: 

2 HClO + ClO – → 2 HCl + ClO – 

3 

Im Labor kann die Darstellung aus Chlor und Alkalilauge erfolgen: 

3 Cl2 + 6 OH – → ClO – 

3 + 5 Cl – + 3 H2O Chlorsäure ist ein starkes Oxidationsmittel und eine starke Säure: 

In wässriger Lösung liegt sie nahezu vollständig dissoziiert vor. 

Die Salze der Chlorsäure reagieren äußerst heftig mit oxidierbaren Substanzen ! 



Perchlorsäure 

Perchlorsäure kann durch anodische Oxidation von Chlor gewonnen werden. 

Cl2 + 8 H2O → 2 ClO – 

4 + 16 H + + 14 e – 

Auch die Reaktion von Natriumperchlorat mit Schwefelsäure liefert Perchlorsäure: 

NaClO4 + H2SO4 → NaHSO4 + HClO4 Vakuumdestillation in Gegenwart rauchender Schwefelsäure liefert reine 

Perchlorsäure. 

Perchlorate bilden sich beim Erhitzen von Chloraten: 

4 KClO3 → KCl + 3 KClO4 Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 

Seite 81 

Technisch erfolgt die Darstellung von Perchloraten durch anodische Oxidation von 

Chloraten bei pH-Werten zwischen 6.5 und 10: 

ClO – 

3 + H2O → ClO – 

4 + 2 H + + 2 e – 

Seite 82


Perchlorsäure ist eine farblose, bewegliche und an der Luft rauchende 

Flüssigkeit. 

Smp. – 112 °C, Sdp. 130 °C, d = 1.761 g · cm –3 (25°C) 

Beim Erwärmen zersetzt sich Perchlorsäure unter Braunrotfärbung und zerfällt 

explosionsartig zu Chlorwasserstoff, Chlor, Dichloroxid und Sauerstoff. 

Sie besitzt eine starke Oxidationswirkung und ist eine der stärksten Säuren 

überhaupt. 

Sie liefert bei Entwässerung mit Tetraphosphordecaoxid (P4O10 ) das farblose, 

flüchtige, ölige Anhydrid Cl2O7 , welches auf Schlag oder bei Kontakt mit einer 

Flamme explodiert. 



Weitere Anwendungen von Chloraten: 

In der Raketentechnik (z.B. Space Shuttle) wird eine Mischung aus 

Ammoniumperchlorat und Aluminium als Feststofftreibsatz eingesetzt: 

6 NH4ClO4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 3 N2 + 3 Cl2 + 12 H2O ΔH = –7880 kJ/mol 

Labordarstellung von Sauerstoff 

Wird KClO3 mit Braunstein MnO2 (Katalysator) leicht erwärmt, so zerfällt es zu 

KCl und Sauerstoff: 

2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O 2 (ca. 400 °C) 

In Gegenwart von Braunstein, MnO 2 , läuft die Reaktion schon bei 150 °C ab. 


Seite 83 

Seite 84


Hypobromige Säure 

Die hypobromige Säure ist eine schwächere Säure als die hypochlorige Säure. 

Ihre Salze, die Hypobromite, lassen sich durch Schütteln von Bromwasser mit 

Quecksilberoxid darstellen: 

2 Br 2 + 3 HgO + H 2 O → HgBr 2 · 2 HgO + 2 HBrO 

Auch durch Umsetzung von Brom mit Alkalilaugen bei einer Temperatur von 0 °C 

werden Hypobromite erhalten: 


Br 2 + 2 NaOH → NaBr + NaBrO + H 2 O 

Wässrige Lösungen von Hypobromiten besitzen eine ausgeprägte Bleich- und 

Oxidationswirkung. 

Hypobromite können durch Kristallisation aus NaBr/NaBrO-Lösungen erhalten 

werden. Sie sind gelbgefärbt und besitzen einen aromatischen Geruch. 

Bei Temperaturen oberhalb von 0 °C disproportionieren sie in wässriger Lösungen 

quantitativ zu Bromid und Bromat: 

3 BrO – → 2 Br – + BrO – 

3 


Bromige Säure 


Seite 85 

Die Salze der bromigen Säure, die Bromite entstehen als Zwischenprodukt bei der 

Oxidation von Hypobromiten oder Brom mit Hypochloriten 

BrO – + ClO – → BrO – 

2 + Cl – 

oder durch Disproportionierung von Hypobromit in alkalischer Lösung: 

2 BrO – → BrO – 

2 + Br – 

Umgekehrt lässt sich in trockener Reaktion bei 190–225 °C durch 

Synproportionierung von Bromat und Bromid das Bromit erhalten: 

2 BrO – 

3 + Br – → 3 BrO2 – 

Bromite sind gelb gefärbt und nur in alkalischer Lösung beständig. 

In saurer Lösung erfolgt ihre Zersetzung. 

Seite 86


Bromsäure 

Bromsäure ist eine starke Säure. Ihre Darstellung kann durch Umsetzung von 

Bariumbromat mit verdünnter Schwefelsäure erfolgen: 

Ba(BrO3 ) 2 + H2SO4 → 2 HBrO3 + BaSO4 Ab einem Gehalt von 50% tritt Zersetzung ein: 

4 HBrO3 → 2 Br2 + 5 O2 + 2 H2O Die Salze der Bromsäure, die Bromate, werden durch Disproportionierung von 

Brom in 50–80 °C heißen Laugen erhalten: 

Br2 + 6 OH – → BrO – 

3 + 5 Br – + 3 H2O Die Darstellung von Bromaten kann auch durch Oxidation von heißer alkalischer 

Bromidlösung mit Chlor oder Hypochlorit erfolgen: 

Br – + 3 Cl2 + 6 OH – → BrO – 

3 + 6 Cl – + 3 H2O Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 


Bromsäure ist ein kräftiges Oxidationsmittel. 

Wässrige Lösungen von Bromaten werden für Redoxtitrationen verwendet. 

Bromatometrie (auch Bromometrie genannt) 

Die quantitative Synproportionierung von Bromat und Bromid zu Brom wird bei 

Redox-Titrationen genutzt. Bei der Bromatometrie wird eine Probe in saurem 

Milieu mit einer Kaliumbromatlösung oxidiert, wobei diese zu Bromid reduziert 

wird. 

Beispiel Eisen(II)-Ionen (auch As(III), Sb(III), Sn(II), : 

6 Fe2+ + BrO – 

3 + 6 H + Br – + 6 Fe3+ + 3 H2O Erst wenn keine oxidierbare Probe mehr vorhanden ist, reagieren Bromid und 

Bromat unter Synproportionierung zu elementarem Brom. 

BrO – 

3 + 5 Br – + 6 H + 3 Br2 + 3 H2O Da Brom in der Lage ist, organische Farbstoffe zu zerstören, wird als Indikator 

ein Farbstoff wie Methylorange zugesetzt. Die Entfärbung zeigt das Ende der 

Reaktion an. Mit der Bromatometrie werden vor allem Halbmetalle wie Arsen, 

Selen und Antimon bestimmt. 


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Seite 88


Perbromsäure 

Perbromate werden durch Oxidation von Bromaten mit sehr starken Oxidationsmitteln 

erhalten (historisch: radioaktiver β – Zerfall von 83 SeO 4 2– → 83 BrO4 – → 83 Kr + 2O2 ) 


BrO 3 – + F2 + H 2 O → BrO 4 – + 2 HF 

Verdünnte Lösungen können bis zu einem Gehalt von 55 % (6 molar) aufkonzentriert 

werden, höhere Gehalte führen dagegen zu instabilen Mischungen. 

Verdünnte Perbromsäure ist ein träges Oxidationsmittel. 

Konzentriertere Lösungen sind dagegen reaktiv: 

• 3 molare Perbromsäure greift rostfreien Stahl an 

• 12 molare Perbromsäure explodiert bei Kontakt mit Salpetersäure 


Hypoiodige Säure 

2 I 2 + 3 HgO + H 2 O → HgI 2 · 2 HgO + 2 HIO 

disproportioniert leicht zu Iodsäure und Iod: 

5 HIO → HIO3 + 2 I2 + 2 H2O Auch die Salze, die Hypoiodite zerfallen leicht zu Iodid und Iodat. 

Iodige Säure 

Die iodige Säure HIO 2 und ihre Salze sind nahezu unbekannt. 


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Seite 90


Iodsäure 

Iodate 

I2 + 6 H2O + 5 Cl2 NaIO3 + H2SO4 Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 

2 HIO3 + 10 HCl 

HIO3 + NaHSO4 3 I2 + 6 OH – → IO – 

3 + 5 I – + 3 H2O I2 + 2 ClO – 

3 → 2 IO3 – + Cl2 

Iodsäure ist die einzige Halogensäure HXO3 , die wasserfrei isoliert werden kann. 

Von der Iodsäure lässt sich durch Entwässerung beim Erhitzen ein Anhydrid 

erhalten. 

Dieses zersetzt sich beim Schmelzpunkt in die Elemente: 

158.2 kJ + I2O5 I2 + 2½ O2 Periodsäure 

Sie entsteht bei der Oxidation von Iodaten mit Chlor oder Hypochlorit in 

Natronlauge bei einer Temperatur von 100 °C: 

IO – 

3 + ClO – → IO4 – + Cl – 


Orthoperiodsäure, H 5 IO 6 , ein „Dihydrat“ der Periodsäure HIO 4 2H 2 O, 

einzige in H 2 O existierende Iod(VII) Säure 

Durch Wasserabspaltung (z. Bsp. mit 100%iger H 2 SO 4 gelangt man zur 

Di- und Triperiod- und schliesslich zur Polyperiodsäure (HIO 4 )n 


© 2006 Pearson Studium / Abbildung aus Housecroft, Sharpe: Anorganische Chemie, 2. Auflage / ISBN: 3-8273-7192-9 


Seite 91 

Seite 92


Interhalogenverbindungen 


Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe 



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Seite 94


Sauerstoff –Schwefel –Selen –Tellur –Polonium 

Sauerstoff 

Schwefel 


Selen 


Tellur 

Die Chalkogene = “Erzbildner“ 

v. griech.: „Χαλκός“ = Kupfer, Bronze + „γεννώ“ = erzeugen) 



Polonium 

Sauerstoff Schwefel Selen Tellur Polonium 

von griechisch 

ὀξύς oxys „scharf, 

spitz, sauer“ 

und 

γεννάω 

gen- „erzeugen, 

gebären“, 

zusammen 

„Säure-Erzeuger“ 


Sulphur 

Vorsilbe in 

Verbindungen 

thiovon 

griechisch 

θείον 

„Schwefel“ 


σελήνη Selen 

„Mond“ 


tellus 

„Erde“ 

Seite 95 

Zu Ehren von 

Marie Curies 

Heimat Polen 

genannt: 

Polonium 

von lateinisch 

„Polonia“ 

Seite 96


Vorkommen 

Die Chalkogene kommen in der Natur in gebundener Form als Erze und Mineralien 

vor (Metallchalkogenide, -oxide, -sulfate, -selenate wie z.B. Bleiglanz, Zinnober, Pyrit, 

Zinksulfid, Kupferkies, Silbertellurid), 

Sauerstoff und Schwefel auch elementar - Sauerstoff in Form von Luft 

Schwefel oft im Zusammenhang mit vulkanischen Exhalationen, 

die Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid enthalten und zu Schwefel reagieren, 

ferner auch Schwefelsäure. 





Seite 97 

Vorkommen 

Die Chalkogene kommen in der Natur in gebundener Form als Erze und Mineralien 

vor (Metallchalkogenide, -oxide, -sulfate, -selenate wie z.B. Bleiglanz, Zinnober, Pyrit, 

Zinksulfid, Kupferkies, Silbertellurid), 

Sauerstoff und Schwefel auch elementar - Sauerstoff in Form von Luft 

Schwefel oft im Zusammenhang mit vulkanischen Exhalationen, 

die Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid enthalten und zu Schwefel reagieren, 

ferner auch Schwefelsäure. 

Pyrit, “Katzengold“, 

FeS2 = Eisen(II)-disulfid 

http://de.wikipedia.org; User:Arpingstone 

Zinnober, Cinnabarit; HgS 

ein Zinnoberkristall eingebettet in Dolomit 

http://de.wikipedia.org/wiki/Cinnabarit 

Seite 98


Einige Erze und Mineralien 

Chalkopyrit, Kupferkies; CuFeS 2 

Chalkopyrit mit bunten Anlauffarben 

http://de.wikipedia.org/wiki/Kupferkies 

Galenit, Bleiglanz; PbS 

http://de.wikipedia.org/wiki/Bleiglanz 


Sphalerit, Zinkblende; ZnS 

Sphaleritkristall (Rubinblende, 6mm) aus Lengenbach 

http://de.wikipedia.org/wiki/Sphalerit; J. Rosell 


Einige Erze und Mineralien 

Hämatit (Blutstein, Roteisenstein); 

Fe2O3 Nierenerz (Hämatitvarietät), ungeschliffen 

http://de.wikipedia.org/wiki/Roteisenstein 


Korund (Rubin); Al 2 O 3 

Rubin im Muttergestein aus Madagaskar 

http://de.wikipedia.org/wiki/Rubin 

Seite 99 

Seite 100


Magnetit 

Magnetit (Magneteisenstein); Fe 3 O 4 

besser Fe II (Fe III ) 2 O 4 

Magnetit aus Südtirol, Italien 

http://de.wikipedia.org/wiki/Magnetit 





Ferrofluid über einem Magneten, 

Magnetit-Nanopartikel (Größenordnung ca. 10 nm) in 

einer Trägerflüssigkeit kolloidal suspendiert. 

http://www.flickr.com/photos/jurvetson/ Urheber:Steve Jurvetson 

Seite 101 

Seite 102



flüssiger Sauerstoff 

http://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstoff 

Urheber: Dr. Warwick Hillier 


Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – Sauerstoff 

Sauerstoff – Löslichkeit in Wasser 

Löslichkeit in H 2 O/l: 

0 °C 49.1 cm 3 

20 °C 30.5 cm 3 

25 °C 27.5 cm 3 

100 °C 17.0 cm 3 


Seite 103 

Seite 104


Zusammensetzung der Luft 

Gas Formel Volumenanteil Massenanteil 

Hauptbestandteile der trockenen Luft bei Normalnull 

Stickstoff N2 78,084 % 75,518 % 

Sauerstoff O2 20,942 % 23,135 % 

Argon Ar 0,934 % 1,288 % 

Zwischensummen 

Gehalt an Spurengasen 

99,960 % 99,941 % 

Kohlenstoffdioxid CO2 0,038 % 0,058 % 

Neon Ne 18,180 ppm 12,67 ppm 

Helium He 5,240 ppm 0,72 ppm 

Methan CH4 1,760 ppm 0,97 ppm 

Krypton Kr 1,140 ppm 3,30 ppm 

Wasserstoff H2 ~500 ppb 36 ppb 

Distickstoffoxid N2O 317 ppb 480 ppb 

Kohlenstoffmonoxid CO 50–200 ppb 50–200 ppb 

Xenon Xe 87 ppb 400 ppb 



Flüssige Luft – Linde-Verfahren 

Das Linde Verfahren nutzt den 

Joule-Thomson-Effekt 

μ JT = (ΔT/Δp) H > 0 

(adiabatische Expansion): für Luft (N2 /O2 ) ist 

μJT positiv mit Inversionstemperaturen von 

348°C bzw. 491 °C 

im Gegensatz zu Helium: – 222°C 

und Wasserstoff: –80°C 

Temperatur des 

Gases 

unterhalb der 

Inversionstemperatur 

oberhalb der 

Inversionstemperatur 


μT Δp ist 

immer 

dann 

muß ΔT 

und das Gas 

… 

positiv negativ negativ kühlt ab 

negativ negativ positiv erwärmt sich 

http://de.wikipedia.org/wiki/Linde-Verfahren 

Urheber: Martin Kossick 

Seite 105 

Seite 106


Flüssige Luft – Linde-Verfahren 

Das Linde Verfahren nutzt den 

Joule-Thomson-Effekt (adiabatische 

Expansion): 

Ein unter hohem Druck stehendes, 

komprimiertes Gas kühlt ab, wenn es (durch 

eine Düse, ein Drosselventil) auf einen 

niedrigeren Druck entspannt wird. 

Durch vielfache Wiederholung dieses 

Prozesses unter geeigneten Bedingungen 

kann das Gas verflüssigt werden. 

Fraktionierte Destillation der flüssigen Luft 

zur Gewinnung von reinem Sauerstoff, reinem 

Stickstoff und der Edelgase. 

Siedepunkte: N2 : –196 °C 

O2 : –183 °C 

(Vorsicht beim Umgang mit N2 (l) in geschl. 

Glas-Apparaturen) 



http://de.wikipedia.org/wiki/Linde-Verfahren 

Urheber: Martin Kossick 


Sauerstoff – Zersetzung von sauerstoffreichen Verbindungen 

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 (ca. 400 °C) 

In Gegenwart von Braunstein, MnO2 , läuft die Reaktion schon bei 150 °C ab. 

Aus edlen Oxiden 

2 Au2O3 → 4 Au + 3 O2 (ca. 160 °C) 

2 HgO → 2 Hg + O2 (ca. 400 °C) 

Disproportionierung von Wasserstoffperoxid 

katalytisch mit fein verteiltem Pt, MnO 2 , OsO 2 ·aq 

Reversible Bindung von Sauerstoff 

2 BaO + O 2 

H 2 O 2 → H 2 O + ½ O 2 

500 °C 

2 BaO2 700 °C 

Seite 107 

Seite 108


Sauerstoff – Zersetzung von sauerstoffreichen Verbindungen 

4 KO 2 + 2 H 2 O → 4 KOH + 3 O 2 

4 KO 2 + 4 CO 2 + 2 H 2 O → 4 KHCO 3 + 3 O 2 

Abbildung 22.20: Ein Beatmungsapparat. 

Die Sauerstoffquelle dieses Systems, das von Feuerwehrleuten und Rettungskräften 

verwendet wird, besteht in der Reaktion zwischen Kaliumhyperoxid (KO 2) und dem CO 2 

sowie H 2O der Atemluft. 




Sauerstoff – Elektrolyse von Wasser – Hofmannscher Apparat 

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2 


http://www.tgs-chemie.de 

Seite 109 

Seite 110


Disauerstoff 3 Σ g : Elektronischer Grundzustand 



Disauerstoff – Grundzustand, angeregte & reduzierte Formen 


Seite 111 

O 4 

Seite 112



flüssiger Sauerstoff 

http://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstoff 

Urheber: Dr. Warwick Hillier 


Flüssiger und fester Disauerstoff erscheinen blau! 

Die Ursache der farbbedingten Absorption ist nicht eine 

elektronische Anregung (π ∗ → π*) des Triplett-Sauerstoffs 

vom elektronischen Grundzustand ( 3 Σ g ) aus in einen der 

angeregten Singulett-Zustände ( 1 Δ g , 1 Σ g ), 

auch keine π → π* Übergänge 

sondern: 

2 O 2 ( 3 Σ g + ) + hν → 2 O2 ( 1 Δ g ) 

Wahrscheinlichkeit für “Mehrteilchenstoß” ist selten, 

daher nur in Lösung und festem Zustand ! 


Disauerstoff 3 Σ g - Paramagnetismus 


Seite 113 

Seite 114


Chemilumineszenz – Luminol-Reaktion 

NH 2 O 

O 

NH 

NH 

+ 2 NaOH 

+ 2 H 2O 2 

[Fe 3+ ] 


NH 2 O 

O 

O 

O 

N N 

+ hν 


Luminol - Mechanismus 


- 

angeregter Zustand Grundzustand 

Blaues Licht.avi 

Seite 115 

Seite 116


Chemilumineszenz von Singulett-Sauerstoff 

(1) Cl 2 + 2 OH − → ClO − + H 2 O + Cl − 

(2) HO-OH + ClO − → HO − + ClO-OH 



H 2 O + ClO-O − → Cl − + 1 O=O* → 3 O 2 + hν 

angeregter 

Zustand 

λ = 633.703 nm 

Grundzustand + ΔE 


Sauerstoffspezies & -verbindungen 

Spezies Name d(O—O) 

pm 

Bemerkungen 

Seite 117 

O + 

2 Dioxygenyl 112.3 BO = 2.5, z.B. In O2PtF6 aus O2 + ½ F2 + PtF5 bei 

280 °C 

O2 Disauerstoff 120.7 Ligand für Übergangsmetalle, Singulett O2 Bedeutung 

als photochem. & oxidierendes Reagenz 

O 2 – Hyperoxid 

(Superoxid) 

128 moderates Oxid.-mittel, stabile Verbindungen in KO 2, 

RbO 2, CsO 2 etc. 

O 2 – 

2 Peroxid 149 in H2O2 und organischen Peroxide, bildet auch ionische 

Verbindungen mit Alkali-Metallen, stark oxidierend 

O3 Ozon 127.8 Bindungswinkel 116.80o , stark oxidierend, 

absorbiert Licht bei λ < 320 nm (UV) 

O 3 – Ozonid 134 Bindungswinkel 111 o , paramagnetisch, isoster zu ClO 2 

Bildet sich bei Reaktion von O3 mit trockenen 

Alkalimetall-hydroxiden nach 

2 MOH + 5 O3 → 2 MO3 + 5 O2 + H2O (Abtrennung von MOH in flüssigem NH3 Seite 118


Das Ozon eine Sauerstoff-Modifikation 


Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – Ozon 

Ozon (von altgriechisch ozein: “das Duftende bzw. Riechende“) 

O3 , Modifikation des elementaren Sauerstoffs, hellblaues Gas, sehr giftig, 

reizt Atemwege und zerstört Lungengewebe. 

Wichtige Verwendung: Reinigung von Trinkwasser, Bleichen von Papier 

Bildung (technisch): 

1) durch UV-Bestrahlung von O2 2) aus dem Sauerstoff der Luft durch elektrische Entladung 

("Ozonisator") 

Bildung ist stark endotherm: 3 O 2 2 O 3 


Seite 119 

Begleitprodukt bei verschiedenen Prozessen: 

Beim Schweißen, in der Nähe von Hochspannungsleitungen, bei Gewitterblitzen, in 

der Nähe von "Höhensonnen", Kopierer, Laserdrucker. 

Vorkommen in der Natur: 

Ozon findet sich in der Lufthülle der Erde vor allem in der Stratosphäre (in etwa 30 km 

Höhe). Dort Ozonbildung und -zerfall durch Einwirkung der UV-Strahlung des 

Sonnenlichts. 

Seite 120


Ozon 

Bildung ist stark endotherm: 285.6 kJ + 3 O2 2 O3 Darstellung durch Einwirkung von Sauerstoffatomen auf Sauerstoffmoleküle: 

249.3 kJ + ½ O 2 

O + O 2 

142.8 kJ + 1½ O 2 

Eigenschaften: 

gasförmig blau 

flüssig violettblau 

fest schwarzviolett 

Siedepunkt: -111 °C 

Schmelzpunkt: -193 °C 


O 

O 3 + 106.5 kJ 

O 3 

Siemens‘scher Ozonisator: 

Ein Sauerstoffstrom wird “stillen“ elektrischen 

Entladungen ausgesetzt ist; diese spalten einige 

Sauerstoffmoleküle zu Atomen, die mit weiteren 

Sauerstoffmolekülen zu Ozon reagieren. Ein Ozon-Anteil 

von ca. 10-15% wird erreicht; reines Ozon kann durch 

Kühlung abkondensiert werden. 


Labordarstellung aus Permanganat und konz. H 2 SO 4 : 

Ozon - Struktur 

O 

O 


2 MnO 4 – + 2 H + → Mn2 O 7 + H 2 O 

Mn 2 O 7 → 2 MnO 2 + O 3 

O 

O O O 

Das Ozonmolekül ist gewinkelt, nicht linear! 

Seite 121 



Ozon – Chemische Eigenschaften 

O3 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel. Nur eines der Sauerstoffatome wird 

reduziert: 

O3 + 2 H + + 2e – → O2 + H2O E0 = 2.1 V 

Ozon reagiert in hohen Konzentrationen explosiv mit organischem Material. 

Bildung von Silberoxid: 

O 3 → O 2 + [O] 

Ag + 2 [O] → Ag 2 O 

Testpapiere für Ozon sind mit schwarzem Bleisulfid präpariert, das zum 

weißen Sulfat oxidiert wird. 

PbS + 4 [O] → PbSO4 Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 




Die Ozonschicht – Der natürliche UV-Filter 

Ozon bildet sich in der oberen Atmosphäre (der Stratosphäre, in ca. 30 km Höhe) 

durch Reaktion von O2-Molekülen mit O-Atomen. Die Ozonschicht ist für das Leben 

auf Erden unentbehrlich; sie absorbiert gefährliche ultraviolette Strahlung. Durch 

anthropogene Emission (z.B. halogenierte Kohlenwasserstoffe als Wärmetauscher 

in Kühlschränken bzw. Treibgase in Spraydosen und speziell durch den 

Flugverkehr!) gelangen ozonzerstörende Substanzen in die obere Atmosphäre 

(z.B. NOx ). Aus den Chlorverbindungen wird zunächst atomares Chlor and dann 

das ansonsten sehr instabile Gas ClO gebildet, das weiterreagiert: 

Quelle: Nasa 



Die Ozonschicht – Der natürliche UV-Filter 




Das “Ozonloch“ 



http://de.wikipedia.org/wiki/Ozonloch 

Autor: San Jose 



Die Ozonschicht in der Stratosphäre 

Aufbauprozesse und dynamisches Gleichgewicht 

Ozonbildung: 

λ < 240 nm 

1) O2 + hν → O + O 

Ozonzerfall: 


2) O + O 2 + M → O 3 + M (M ist der zur Aufnahme 

freiwerdender Energie 

notwendige Stoßpartner) 

λ < 310 nm 

O3 + hν → O + O2 Dynamisches Gleichgewicht zwischen Ozonbildung und -zerfall. 

Ozon spielt dabei die Rolle eines UV-Absorbers, d.h. eines Lichtfilters für 

kurzwellige, hautaktive UV-Strahlung: Schutz für das Leben auf der Erde. 


Abbau der Ozonschicht durch Fremdstoffe: 

CFCl3 → CFCl2 + Cl (durch UV-Licht) 

Cl + O3 → ClO + O2 ClO + O → Cl + O 2 

netto: 

O3 + O → 2 O2 Die Stickoxide können direkt mit Ozon reagieren und werden nach dem 

Ozonabbau als NO recycelt (NO3 ist ein kurzlebiges Peroxoderivat): 

O3 + NO → O2 + NO2 O 3 + NO 2 → O 2 + NO 3 

NO3 → O2 + NO 

NO2 + O → O2 + NO 

Die "Ozonlöcher" lassen zu viel UV-Strahlung durch; ein Ergebnis ist 

eine Erhöhung des Hautkrebsrisikos. 





Photosmog – Die Ozonschicht in Bodennähe (Troposphäre) 

In Bodennähe (der Troposphäre) hingegen reagieren die Stickoxide mit Sauerstoff 

unter Mitwirkung von Sonnenlicht, Rußpartikeln und unverbrannten Kohlenwasserstoffen 

aus Autoabgasen zum giftigen Ozon: 

O2 + NO2 → O3 + NO 

Ozon kann zu anderen atemwegreizenden Verbindungen weiterreagieren, z.B. 

Peroxyacetylnitrat, CH3C(=O)O−ONO2 . 

Verschmutzte Luft heißt im allg. Smog (engl. smoke + fog); mit Ozon verschmutzte 

Luft ist Photosmog. 



Sauerstoff – Chemische Eigenschaften 

Das Element Sauerstoff bildet mit allen Elementen außer Helium, Neon und 

Argon Verbindungen! 

Die Verbindungsbildung erfolgt oftmals unter erheblicher Energiefreisetzung 

(stark exotherme Reaktionen). 

Die Freisetzung der Energie kann in Form von Wärme oder Licht erfolgen. 

Die Verbindungsbildung mit Sauerstoff wird trivial als Verbrennung, 

wissenschaftlich als Oxidation bezeichnet. 





Sauerstoff – Chemische Reaktionen und Verbindungen 

Binäre Sauerstoffverbindungen heißen Oxide. Ionische Oxide (Metalloxide mit 

niedrigeren Oxidationszahlen des Metalls) können trotz der sehr ungünstigen 2. 

Elektronenaffinität (EA) gebildet werden, weil die Gitterenergie diese kompensiert. 

O – + e – → O2– ΔE = EA = +7.3 eV 





Kristallstruktur von Al 2 O 3 

(Korund) 





O – + e – → O2– ΔE = EA = +7.3 eV 







O – + e – → O2– ΔE = EA = +7.3 eV 

Das Oxid-Ion ist in Wasser instabil und reagiert sofort zum Hydroxid-Ion (in saurer 

Lösung zu Wasser); nur unlösliche Oxide (z.B. Al2O3 , SiO2 ) sind wasserstabil. 

Nichtmetalle bilden kovalente Oxide, von denen viele gasförmig sind (z.B. CO2 , 

NO2 , SO2 ) und in Wasser saure Lösungen bilden. 

172 Metalle in höheren Oxidationsstufen bilden niedrigschmelzende, kovalente, 

molekulare oder polymere Oxide 

(z.B. OsO4 , CrO3 ). 



Sauerstoff – Reaktionen mit Nichtmetallen 


1/8 S 8 + O 2 → SO 2 + 297 kJ 

C + ½ O 2 → CO + 111 kJ 

CO + ½ O 2 → CO 2 + 283 kJ 

_______________________________________________________________ 

C + O 2 → CO 2 + 394 kJ 

P 4 + 5 O 2 → P 4 O 10 + 2986 kJ 

Nichtmetalloxide (Säureanhydride) bilden mit H 2 O saure Lösungen: 

H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 3 PO 4 




Sauerstoff – Reaktionen mit Metallen 

2 Fe + 1½ O 2 → Fe 2 O 3 + 825 kJ 

Sehr viel reaktiver sind unedle Metalle 

(Al, Mg; “Blitzlichtpulver“): 

2Mg + 2 O 2 → 2 MgO + 1204 kJ 

Metalloxide sind starke Basen und bilden mit H 2 O 

alkalische Lösungen: 

MgO + H 2 O → Mg(OH) 2 

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 



Sauerstoff – 

Basische 

Metalloxide 


Verwendung eines Magnesiumblitzes 

aus dem Jahre 1909 

http://de.wikipedia.org/wiki/Blitzlicht 

Urheber: Race Gentry 


Abbildung 22.19: Die Reaktion eines basischen Oxids mit Wasser. Die rötlichpurpurne 

Farbe, die durch Phenolphthalein hervorgerufen wird, weist auf die 

Anwesenheit von OH – -Ionen in der Lösung hin. 




Sauerstoff – Reaktionsübersicht 



Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – Wasser 

Wasser – H 2 O – “Dihydrogenoxid“ 

Dichteanomalie des Wassers: H 2 O bei 4 °C: 1 g/cm 3 

Eis bei 0 °C: 0.92 g/cm 3 



Hängt zusammen mit der Struktur des Wassermoleküls: 

Die beiden Wasserstoff-Atome sind am Sauerstoffatom in einem Winkel von 104.45° 

angeordnet. 

Sauerstoff und Wasserstoff haben stark unterschiedliche Elektronegativitäten: 

Die O–H-Bindung ist polarisiert, die beiden entgegen gesetzten elektrischen Pole 

fallen in ihrer räumlichen Lage nicht zusammen, das Wassermolekül bildet einen 

Dipol. 

Der Dipolcharakter ist verantwortlich 

• für die Eignung von Wasser als Lösungsmittel für polare Stoffe für die Hydratation 

(d.h. Umgebung gelöster Teilchen mit einer Hülle aus Wassermolekülen, 

Hydrathülle) 

• für die Fähigkeit zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen; damit v.a. auch 

für die Struktur des flüssigen Wassers und seinen anomal hohen Siedepunkt. 



Wasserstoffbrückenbindung in Wasser 

Bindende Wechselwirkung zwischen einem an ein 

elektronegatives Element gebundenen 

Wasserstoffatom und dem freien Elektronenpaar 

eines anderen elektronegativen Atoms: 

allg. Formulierung: RX-H····YR' 

···· : Wasserstoffbrückenbindung (WBB) 

X,Y : hauptsächlich O, N, S, Halogene 

Wasser und Eis sind "Netzwerke" von über 

WBB verknüpften Wassermolekülen. 






Hydrathülle 

In Wasser gelöste Ionen (auch Moleküle, z.B. Zucker) liegen niemals frei vor, sondern 

sind aufgrund der elektrostatischen Wechselwirkungen von Hüllen von Wassermolekülen 

umgeben (Hydratation, Hydrathülle). Dies gilt ebenso für OH – - und 

insbesondere H + -Ionen. Daher statt H + besser H 3 O + (Hydroniumion, Oxoniumion) – 

eigentlich H 9 O 4 + . 

Hexaaqua-Komplex 

eines Metallions 

z.B. [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ 

http://www1.lsbu.ac.uk/water/ionish.html 

Seite 140

Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – H 2 O 2 

Wasserstoffperoxid – H2O2 – “Dihydrogenperoxid“ 

Wasserstoffperoxid (H2O2 ) ist eine schwach hellblaue, in verdünnter Form 

farblose, weitgehend stabile Flüssigkeit. H2O2 ist etwas viskoser als Wasser und 

bildet ebenso starke Wasserstoffbrückenbindungen aus. 

Schmelzpunkt: –0.43 °C Siedepunkt: 150.2 °C Dichte: 1.448 g/cm3 

H2O2 ist eine schwache Säure, deren Salze die Peroxide O 2– 

2 sowie die seltenen 

Hydrogenperoxide HO – 

2 sind. 

H2O2 ist per (vorsichtiger!) Vakuumdestillation in 100% reiner Form erhältlich, in 

Wasser in jedem Verhältnis löslich und gegenüber den meisten Stoffen ein sehr 

starkes Oxidationsmittel, das als solches heftig mit Substanzen wie z. B. Kupfer, 

Messing, Kaliumiodid reagiert und somit als starkes Bleich- und Desinfektionsmittel 

fungiert. 

Die molekulare Struktur von Wasserstoffperoxid. 

Beachten Sie, dass die H 2O 2-Atome nicht 

in derselben Ebene angeordnet sind. 


111.5° 




95 pm 

94.8° 

147.5 pm 

Seite 141 

Wasserstoffperoxid – Verwendung 

in chemischen Reaktionen als starkes Oxidationsmittel (wird selbst reduziert) 

bzw. auch als Sauerstofflieferant (wird selbst oxidiert; Sauerstoffzufuhr für Aquarien). 

die Lösung als Bleichmittel für Haare (“wasserstoffblond“), 

Stroh, Federn, Textilien, Papier, Zähne etc. 

in gebundener Form als Perborat “NaBO3 ·4 H2O“ in allen modernen Wasch- und 

Bleichmitteln. Werbewort: “aktiver Sauerstoff“ 

in angepassten Konzentrationen als Desinfektions- und Sterilisationsmittel 

(Mundspülung, Zahnarzt, klinische Hygiene, Reinraumdekontamination, 

Lebensmittelindustrie z.B. Entkeimung von Getränkeflaschen). 

in der kunststofferzeugenden Industrie als Sauerstofflieferant (Epoxidierung, 

Darstellung von Peroxoverbindungen 

Reinigung von Abwässern 

Reinigungs- und Ätzmittel in Form von Peroxoschwefelsäure H2SO5 (z.B. in 

Halbleiterherstellung, Platinenherstellung) 

In hochkonzentrierter Form als Einzel- als auch als Komponentenraketentreibstoff 

bzw. Torpedoantrieb einsetzbar. 

Seite 142


Perborate in Waschmitteln – Persil “NaBO 3 ·4 H 2 O“ 

Löst man Orthoborsäure, B(OH) 3 , in H 2 O 2 , so bildet sich 

Orthoperoxoborsäure, B(OH) 2 (OOH). 

Hieraus leitet sich formal durch Entzug zweier Protonen und Zusammenlagerung 

zweier Teilchen (Dimerisierung) das Perborat-Anion des Natriumperborates ab: 

“NaBO 3 ·4 H 2 O“ : Na 2 [B 2 (O 2 ) 2 (OH) 4 ] . 4 H 2 O 

Anion: sechsgliedriger, sesselförmiger B 2 (O 2 ) 2 -Ring 

HO O O OH 

B B 

HO O O OH 

2− 


HO 

B 

OH 

O 

O 

O 

O 

Wird Waschmitteln als Bleichmittel zugesetzt. 

Entwicklung von bleichend wirkendem Sauerstoff beim Erwärmen. 

Stabilisierung mit Silikaten: Perborat-Silikat = Persil. 


Wasserstoffperoxid – Darstellung 

Drei prinzipielle Möglichkeiten: 

1) Dehydrierung von Wasser: 2 H 2 O → H 2 O 2 + H 2 

2) Hydrierung von Sauerstoff: H 2 + O 2 → H 2 O 2 

3) Aus Peroxiden mit starken Säuren: 

(L. J. Thénard, 1818) 


2 BaO + O 2 

OH 

B 

OH 

500 °C 

2 BaO2 700 °C 

BaO 2 + H 2 SO 4 → H 2 O 2 + BaSO 4 ↓ 

2− 

Seite 143 

Seite 144


Wasserstoffperoxid durch 1) Dehydrierung von Wasser 

Elektrochemische Oxidation von Schwefelsäure oder Ammoniumsulfat. 

Eine wässrige Lösung von H 2 SO 4 oder von H 2 SO 4 mit (NH 4 ) 2 SO 4 wird an Platin- 

Anoden zu Peroxodischwefelsäure bzw. Ammoniumperoxodisulfat oxidiert. 

An der Kathode entsteht Wasserstoff. 


2 H 2 SO 4 → H 2 S 2 O 8 + H 2 

bzw. (NH 4 ) 2 SO 4 + H 2 SO 4 → (NH 4 ) 2 S 2 O 8 + H 2 

Die erhaltenen Peroxoverbindungen werden anschließend hydrolysiert: 

H 2 S 2 O 8 + H 2 O → H 2 SO 5 + H 2 SO 4 

H 2 SO 5 + H 2 O → H 2 SO 4 + H 2 O 2 

Das gebildete H 2 O 2 wird abdestilliert. 

Die Schwefelsäure bzw. die Schwefelsäure-Ammoniumsulfat-Lösung wird im Kreis 

geführt. 


Wasserstoffperoxid durch 2) Hydrierung von Sauerstoff 

Das Anthrachinon-Verfahren (BASF): 

95% der Jahresproduktion von H 2 O 2 (ca. 1 Mio t) wird so hergestellt. 


Seite 145 

Das Ethylanthrachinon wird in einem passenden organischen Lösungsmittelsystem 

zunächst mit Wasserstoff zum Ethylhydroanthrachinon reduziert wird, das 

anschließend elementaren Sauerstoff zu Wasserstoffperoxid reduziert. 

O 

O 

Et 

+ H 2 

Katalysator 

Pd-Kat. 

Luft 

siehe auch: Isopropanol – Verfahren (Shell) 

O 2 (Luft) 

OH 

OH 

Et 

Extraktion mit Wasser 

H2O2 (ca. 1 %) 

H2O2 (ca. 1%ig) 

Extraktion mit Wasser, 

Aufkonzentrierung (ca. Seite 35%ig) 146


Wasserstoffperoxid – Reaktionen – Redox-Amphoterie 

In saurer Lösung ist Wasserstoffperoxid ein starkes Oxidationsmittel 

(oxidiert z.B. Sulfit zu Sulfat und Iodid zu Iod): 

H2O2 + 2 e – + 2 H + → 2 H2O E0 = +1.8 V 

2 I – + 2 H + + H2O2 → I2 + 2 H2O In alkalischer Lösung ist das Potential wesentlich kleiner: 

HO – 

2 + 2 e – + H2O → 3 OH – E0 = +0.9 V 

Es kann aber auch als Reduktionsmittel fungieren und selbst zum Element 

Sauerstoff oxidiert werden. Dies funktioniert besonders leicht in alkalischer Lösung. 

O2 + 2 e – + 2 H + → H2O2 E0 = +0.7 V 

O2 + 2 e – + 2 H2O → H2O2 + 2 OH – E0 = –0.1 V 

So reduziert H2O2 das starke Oxidationsmittel MnO – 

4 zu Mn2+ im Sauren und das 

vergleichsweise schwache Oxidationsmittel Fe3+ zu Fe2+ im Alkalischen. 

Wasserstoffperoxid kann daher als Oxidations- und Reduktionsmittel agieren und ist 

daher redox-amphoter. 

5 H2O2 + 2 MnO – 

4 + 6 H + → 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 


Wasserstoffperoxid – Nachweis 

Nachweis als blaues Chromperoxid CrO 5 

–II –I 

Cr 2 O 7 2– + 4 H2 O 2 + 2 H + → 2 [CrO(O 2 ) 2 L] + 5 H 2 O 


Seite 147 

Der Komplex kann in organische Lösungsmittel extrahiert werden, in denen er 

wesentlich stabiler ist. Mit L = Pyridin und Diethylether bildet sich ein blauer, stabiler 

Komplex der Struktur Cr(=O)(O2 ) 2L, dessen Bildung keine Redoxreaktion ist. 

Nachweis als Peroxotitanyl(IV)-Ion ([Ti(O2 )OH + ]) 

Versetzt man Wasserstoffperoxid mit einer sauren Titan(IV)-Salzlösung, 

so erfolgt ein Farbumschlag von farblos nach gelb/gelborange. 

Diese Verfärbung wird durch das entstehende Peroxotitanyl(IV)-Kation 

verursacht. Diese Reaktion dient sowohl als Nachweisreaktion von 

Wasserstoffperoxid als auch von Titan-Ionen. 

[Ti(OH) 3 ] + + H2O2 → [Ti(O2 )OH] + + 2 H2O Seite 148

Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – Schwefel 

Der Schwefel 

Jahresproduktion (2005): 64 Millionen Tonnen 


Schwefelkristall 

Kristall mit vertikal orientierter b-Achse 

dessen großes Pinakoid (001) durch die 

rhombische Pyramide (111) abgeschrägt wird. 

Cozzodisi, Agrigento, Sizilien 

15 x 11 mm 

http://www.mineralienatlas.de 

Copyright: Peter Haas 


Der Schwefel – Sulfidische Erze 

Antimonit Sb 2S 3 


Seite 149 

Auripigment As 2S 3 

Galenit (Bleiglanz) PbS Tetraedrit (Cu,Fe) 3SbS 3,25 

http://geomuseum.tu-clausthal.de/ 

Seite 150


Der Schwefel – Sulfidische Erze 

Pyrit, FeS 2 (Eisenkies, „Katzengold“) 




Markasit, Fe 2S 


Der Schwefel 

Vorkommen als 

● elementarer Schwefel: 

USA, Mexiko: bakterielle Reduktion von Sulfaten in vorgeschichtlicher Zeit 

Ring of Fire (Pazifisches Becken): Im Zusammenhang mit Vulkantätigkeit 

● H 2 S im Erdgas und Erdöl 

● Mineralien (Sulfide und Sulfate) 

Schwefelabbau auf dem Kawah Ijen, Java, Indonesien 

Gipskristall 

CaSO 4 •2 H 2 O 

Seite 151 


Seite 152


Der Schwefel 

B. Meyer 

Chemical Reviews 

1976, 76, 367 – 388. 


Elementarer Schwefel. Die verbreitete gelbe, kristalline Form des rhombischen 

Schwefels, S 8 , besteht aus achtgliedrigen, kronenförmigen S-Atom-Ringen und 

ist die einzige bei RT stabile Form. Aufbau: 2 Ebenen mit je 4 S-Atomen 

Elementarer Schwefel existiert in vielen verschiedenen allotropen Formen 

(Modifikationen). Die häufigsten bestehen aus kronenförmigen S 8 -Molekülen mit 

S–S 206 pm, Winkel 108° (sp 3 -hybridisierter S). 

Die charakteristische gelbe Farbe ist jedoch kleinen Mengen S 7 -Ringen 

zuzuschreiben; sauber kristallisierter S 8 -Schwefel ist nahezu farblos. Ringförmige 

Schwefelmoleküle sind für alle Ringgrößen 6–14 sowie 18 und 20 

röntgenstrukturanalytisch belegt. Von einigen Ringgrößen, insbesondere der 

häufigsten Größe 8, sind mehr als eine Modifikation bekannt. 



Der Schwefel – reich an Modifikationen 


Seite 153 

Die häufigsten Formen des Schwefels sind der α- oder rhombische Schwefel 

gleichmäßige Kristalle, die man durch Umkristallisation aus organischen Lösungsmitteln 

bekommt, und der β- oder monokline Schwefel, nadelförmige Kristalle, die 

sich aus der Schmelze beim Abkühlen bilden. Beide bestehen aus S 8 -Molekülen, 

deren Anordnung im Kristall unterschiedlich ist. Die rhombische Form ist um 0.4 

kJ/mol (bezogen auf ein S-Atom) stabiler. 

Beim Erhitzen des Schwefels bildet er in der Nähe des Schmelzpunkts (120 °C) eine 

leichtflüssige, hellgelbe Flüssigkeit. Bei etwa 160° wird die Flüssigkeit dunkler und 

zähflüssig (maximal bei 200°); es werden die Ringe aufgebrochen, wobei sich 

Schwefelketten (Radikale) mit Längen bis 1.000.000 bilden. Bei höheren 

Temperaturen nimmt die Viskosität wieder ab, die Ketten werden kürzer. 

Beim Siedepunkt 445° ist die Flüssigkeit rot, was kleinen Mengen S 3–5 zuzuschreiben 

ist. 

In der Gasphase besteht Schwefel aus kleinen Molekülen S 2–10 und ist in der Nähe 

des Siedepunkts grün; ab 720 °C überwiegen paramagnetische, violette S 2 -Moleküle 

(analog O 2 ). 

Seite 154


Der Schwefel – Allotrope Modifikationen 

Modifikationen: Verschiedene Zustandsformen eines Elements, die sich in den 

physikalischen Eigenschaften unterscheiden. 

Allotropie: Auftreten eines Elements in verschiedenen Modifikationen. 

Schwefel neigt stark dazu, unverzweigte Ketten (Sx ) zu bilden. 

Zwei Arten von Modifikationen: 

1) verschiedene Molekülgrößen S x 

2) verschiedene Anordnungen gleicher Moleküle 

S x im kristallinen Zustand 

z.B. S 8 : α, β, γ-Schwefel 

Erhitzen von Schwefel. 

Wird Schwefel über seinen Schmelzpunkt (120 °C) 

hinaus erhitzt, wird er dickflüssig und nimmt eine 

dunkle Farbe an. Hier wird die Flüssigkeit in kaltes 

Wasser gegossen, wodurch sich der Schwefel 

erneut verfestigt (“plastischer Schwefel”). 




Der Schwefel – Allotrope Modifikationen 

Smp. 

Sdp. 

119.6 °C 

444.6 ° 95.6 °C 

C 

444.6 to 2200 °C 

[S ← 

α → Sβ ] → ←[Sλ →←S π →←S μ ] → [S ← 

8 → S← 7 → S← 6 → S ← 

5 → S ← 

4 → S3 →← S2 →←S] ← 

rhombisch monoklin 

fester Schwefel 

flüssiger Schwefel tiefrot 

Viskosität steigt ab 

159 °C, max. bei 187 °C 


rhombisch monoklin 

gasförmiger Schwefel 

Seite 155 

Seite 156


Der Schwefel – Frasch Verfahren 

Ausschmelzen mit überhitztem Wasserdampf (155 – 157°C, wegen Viskosität), 

Herausdrücken des geschmolzenen S an die Erdoberfläche mit Pressluft 

(Frasch-Verfahren; rein physikalisch). 

Hermann Frasch (1851-1914) 

geb. in Oberrot 

bei Schwäbisch Hall 

http://www.gaildorf.de/data/beruehmteGaildorfer.php 





CaSO 4(Anhydrit) 

bzw. 

CaSO 4 •2 H 2O 

(Gips) 

Der Schwefel – Gewinnung durch den Claus-Prozess 

Aus H2S (Beiprodukt in Erdöl und Erdgas): 

Claus-Prozess: 

Ein Drittel des H2S wird zu SO2 verbrannt, das als Oxidationsmittel für den Rest 

des H2S dient (Synproportionierung): 

2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2 4 H2S + 2 SO2 → 6/8 S8 + 4 H2O Gesamt: 6 H2S + 3 O2 → 6/8 S8 + 6 H2O http://specinfo.wiley-vch.de/ 

NESPER/Experimente 

Der größte Teil des S 8 wird zur Schwefelsäure-Produktion verwendet. 

Vulkanisation von Gummi (Vernetzung der Makromoleküle durch S-Brücken). 

Seite 157 

Seite 158


Schwefelanionen 

S2– Sulfid-Dianion (farblos, analog dem Oxid O2– ), 

und hellgelbe, kettenförmige S 2– 

2 , S3 

2– ,S4 2– , S5 

2– Polysulfiddianionen 

Bildung: nS + S 2– → S (n+1) 2– 

Aber: Alkalimetallpolysulfide in polaren Medien (Aceton, DMF, DMSO) 

[S 2– ← 

4 → 2S2 – ] [S6 2– ←→ 

2S3 – ] [S 2– ← 

8 → 2S4 – ] 

gelbgrün blau 


Ultramarinblau 

und Lapis lazuli 

[(Na 3 Ca) 8 (Al(SiO 4 )) 3 (S)] 

lt. Holleman-Wiberg: 

Na 4 [Al 3 Si 3 O 12 ]S 3 


Lapislazuli und Ultramarinblau – Ein Mineral und synth. Blaupigment 


rot 

Seite 159 


Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – H 2 S 

Schwefelwasserstoff – H2S Natürliche Vorkommen: 

• vulkanische Gegenden 

• Erdöl 

• Erdgas 

• Schwefelquellen 

• bakterielle Zersetzung von eiweißhaltigen Stoffen 

(Aminosäuren: Cystein, Methionin) 

Darstellung: 

• Nebenprodukt industrieller Prozesse 

• aus den Elementen ⅛ S8 + H2 • Hydrolyse von Sulfiden 

→ H2S + 21 kJ 

• Reaktion von FeS und HCl im Kipp’schen Apparat 

FeS + 2 HCl → H2S↑ + FeCl2 Karsten Meyer Allgemeine und Anorganische Chemie 




Schwefelwasserstoff und die Sulfide 

Schwefelwasserstoff (H2S) ist ein farbloses, sehr giftiges Gas (Sdp. –60.3 °C, 

Smp. –86 °C ) mit einem äußerst unangenehmen Geruch nach faulen Eiern. 

H2S-Konzentrationen von 0,1 % in der Atemlust wirken nach wenigen Minuten und 

solche von 0,5 % nach wenigen Sekunden tödlich. Bewusstseinsverlust tritt bei 

solchen Konzentrationen schon innerhalb eines oder mehrerer Atemzüge ein. 

H2S ist bei 20 °C in Wasser zu etwa 0.1 M löslich ( ca. 3 Liter). 

H2S ist eine schwache zweibasige Säure: 

H2S + H2O → H3O + + HS – pKS1 = 7 Bildung von HS – = Hydrogensulfid 

HS – + H2O → H3O + + S2– pKS2 = 14 Bildung von S2– ← 

← 

= Sulfid 

eine gesättigte Lösung zeigt etwa pH 4. 

Reduzierende Wirkung von H 2 S: 

H2S + I2 → 2 HI + ⅛ S8 Seite 162


Schwefelwasserstoff und die Sulfide 

Schwefelwasserstoff verbrennt zu Schwefel bzw. Schwefeldioxid, je nach 

Sauerstoffgehalt der Gasmischung. 

H 2 S + 

H 2 S + 

Oberhalb von 1000 °C tritt Spaltung in die Elemente ein. 

Nachweisen kann man H2S durch Testpapiere, die mit Bleiacetat getränkt sind; es 

bildet sich schwarzes Bleisulfid PbS. 

Die Hauptanwendung des H2S in der qualitativen Analyse ist die Sulfidfällung, bei 

der man die Sulfidkonzentration durch den pH-Wert steuert und so die Metallsulfide 

differenziert fällen kann. 



½ O 2 → H 2 O + ⅛ S 8 

1½ O 2 → H 2 O + SO 2 

Die Chalkogene – 16.Hauptgruppe – Schwefeloxide 

Schwefeldioxid – SO 2 


Schwefel bildet zwei wichtige Oxide. Schwefeldioxid SO2 ist das übliche 

Verbrennungsprodukt des Schwefels (und bildet sich auch bei der Verbrennung vieler 

Schwefelverbindungen sowie beim Rösten von Sulfiderzen). 

Es ist ein farbloses, nicht brennbares, giftiges Gas mit stechendem Geruch. 

Siedepunkt: –10 °C, Schmelzpunkt: –75.5 °C 

Das Molekül ist gewinkelt (119°) mit S–O-Bindungslänge von 143 pm. 

SO2 kommt natürlich neben anderen Komponenten in Vulkangasen vor (107 t / Jahr). 

Darstellung: 

1) aus SO2-haltigen Gasen, die durch "Abrösten" von sulfidischen Erzen 

gewonnen werden: 

2 FeS2 + 5.5 O2 → Fe2O3 + 4 SO2 + 1655 kJ (T > 800 °C) 

2) durch Verbrennung von H2S (s. Claus-Prozess) oder Schwefel: 

S + O2 → SO2 + 297 kJ 



Schwefeldioxid – SO 2 

Schwefeldioxid ist in Wasser sehr gut löslich (40 Liter SO2 in 1 Liter Wasser). Die 

Lösung reagiert stark sauer, was der schwefeligen Säure “H2SO3 “ zugeschrieben 

wird, obwohl es für die Existenz dieses Moleküls keine experimentellen Hinweise 

gibt. Besser evtl.: SO2 • H2O Das Gleichgewicht liegt fast ganz auf der linken Seite: 

Fast alles Schwefeldioxid liegt als unverändertes SO2 bzw. als hydratisiertes SO2 vor. 



SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 

H 2 SO 3 + H 2 O H 3 O + + HSO 3 – (Hydrogensulfit) 

HSO 3 – + H2 O H 3 O + + SO 3 2– (Sulfit) 


Chemische Eigenschaften von Schwefeldioxid – SO 2 

Schwefeldioxid und die Sulfite sind gute Reduktionsmittel : 

SO2 + 2 H2O → 4 H + + SO 2– 

4 + 2 e – 

Verwendung 

Herstellung von Schwefelsäure 

Herstellung schwefelhaltiger Verbindungen 

nichtwässriges Lösungsmittel 

Reduktionsmittel im Hüttenwesen 

Kühlmittel 

Desinfektionsmittel (Bier- und Weinfässer); 

Abtöten der Weinhefe und Abstoppen des Gärprozesses; “Wein enthält Sulfite” 

Konservierung von Lebensmitteln („Schwefeln“ von Trockenfrüchten) 

Schädlingsbekämpfungsmittel (Nagetiere, Kücheninsekten) 

Reduktionsmittel in Leitungssystemen (Korrosionsschutz) 

Bleichmittel 

O 

S 

O 

O 




Schwefeltrioxid – SO 3 

Schwefeltrioxid SO 3 ist eine farblose Flüssigkeit (Smp. 17 °C, Sdp. 45 °C). 

Das Monomer ist ein planares Molekül mit S–O-Bindungslänge 142 pm. In der 

Gasphase und in der Flüssigkeit sind Monomer und Trimer im Gleichgewicht. 

Der Festkörper besteht ausschließlich aus Trimeren. 

Spuren an Wasser führen zu einer dritten Form, die aus sehr langen Ketten mit 

endständigen OH-Gruppen besteht (d.h. eigentlich kein reines Schwefeltrioxid!). 

Schwefeltrioxid ist eine sehr aggressive Chemikalie, die schwer zu handhaben 

ist. Es reagiert heftig mit Wasser zu Schwefelsäure, ist eine starke Lewis-Säure, 

und reagiert mit Metalloxiden zu den Sulfaten. 






Schwefelsäure; Sulfate 

Schwefelsäure H2SO4 ist eine der wichtigsten Industriechemikalien. Die Produktion 

(ca. 140 Mio t jährlich) beruht auf dem Kontakt-Verfahren wobei Schwefeldioxid mit 

Sauerstoff zu Schwefeltrioxid reagiert. Das Schwefeltrioxid könnte prinzipiell mit 

Wasser zu Schwefelsäure weiter reagieren, bildet aber durch die hohe Reaktionswärme 

(ΔH = –130 kJ/mol) einen Nebel über der Flüssigkeit. Dagegen wird das SO3 in Schwefelsäure schnell absorbiert, wobei Dischwefelsäure (Oleum, Pyroschwefelsäure) 

gebildet und anschließend mit der entsprechenden Menge Wasser zu 

Schwefelsäure verdünnt wird. 

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 

H 2 S 2 O 7 + H 2 O → 2H 2 SO 4 

Schwefelsäure Dischwefelsäure 



SO 2 / SO 3 / H 2 SO 4 

Kontaktverfahren zur Herstellung von SO3 und Schwefelsäure 

SO3 kann nicht direkt durch Verbrennen von S8 in Sauerstoffatmosphäre gewonnen 

Werden, weil: 

⅛ S8 + O2 → SO2 + 297 kJ 

SO2 + ½ O2 SO3 + 99 kJ 

Die bei der Verbrennung zu SO 2 freiwerdende 

große Wärmemenge verhindert die Bildung 

von SO 3 , weil dieses bei höheren Temperaturen 

endotherm in SO 2 und Sauerstoff zerfällt. 

(Verschiebung des Gleichgewichts nach links!) 

Die Umsetzung von SO 2 und Sauerstoff gelingt 

nur bei nicht zu hohen Temperaturen (400–600 °C), 

erfordert aber dann zur Steigerung der Reaktionsgeschwindigkeit 

einen Katalysator (Vanadiumoxide 

z.B. V 2 O 5 , Eisenoxide wie Fe 2 O 3 ). 



SO 2 / SO 3 / H 2 SO 4 



Diese Katalysatoren sind heterogene Katalysatoren (fest/gasförmige Reaktanten), 

die auch Kontakte genannt werden. Das entstandene SO 3 kann zur Herstellung von 

Schwefelsäure nicht direkt in Wasser gelöst werden, weil ein großer Teil des 

gasförmigen SO 3 vor Umsetzung mit dem Wasser entweichen würde. 




SO 2 / SO 3 / H 2 SO 4 

Einleiten des SO3 in konz. Schwefelsäure (98 %) führt zum vollständigen Umsatz 

unter Bildung von Dischwefelsäure H2S2O7 . Durch Zugabe von Wasser (Hydrolyse 

der Dischwefelsäure) wird Schwefelsäure erhalten 

H2SO4 + SO3 → H2S2O7 © 2004 Elsevier GmbH München / Abbildung aus Binnewies, Jäckel, Willner, Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage / ISBN: 3-8274-0208-5 


H 2 S 2 O 7 + H 2 O → 2H 2 SO 4 

netto: H 2 O + SO 3 → H 2 SO 4 




Schwefelsäure – H 2 SO 4 

Schwefelsäure ist eine farblose Flüssigkeit. Die handelsübliche konzentrierte Säure 

ist 98%. Ihre Wichtigkeit beruht auf ihrer Vielseitigkeit als Reagenz; sie ist 

Entwässerungsmittel, starke Säure und Oxidationsmittel in einem. Schwefelsäure 

reagiert heftig (ΔH = –880 kJ/mol) mit Wasser, wobei zum Verdünnen immer die 

Säure zum Wasser gegeben werden sollte. Sie ist ein starkes Entwässerungsmittel; 

viele organische Stoffe werden zu Kohlenstoff dehydratisiert, 

z.B. Kohlenhydrate wie Zucker: 

Dehydratisierung: 

C 12 H 22 O 11 → 12 C + 11 H 2 O 

Daneben auch: Oxidation des C 

H 2 SO 4 + C → SO 2 + H 2 O + CO 

Eine Dehydratisierungsreaktion. Saccharose (C 12 H 22 O 11 ) ist ein Kohlenhydrat, das zwei H-Atome für jedes 

O-Atom besitzt. (a) Das Becherglas enthält feste Saccharose (Tafelzucker), die zu Beginn weiß ist. Durch 

die Zugabe von Schwefelsäure, ein besonders gut geeignetes Trocknungsmittel, wird H 2 O aus der 

Saccharose entfernt. (b,c) Das Produkt der Dehydratisierung ist Kohlenstoff, der nach Ablauf der Reaktion 

als schwarze Masse zurückbleibt. 




Schwefelsäure – H2SO4 Schwefelsäure ist eine starke zweibasige Säure und bildet zwei Salzreihen, die 

Hydrogensulfate (Anion HSO – 

4 ) und die Sulfate (SO4 2– ). Die verdünnte Säure 

reagiert mit aktiveren Metallen zu Sulfaten und Wasserstoff. Die heiße konzentrierte 

Säure ist ein starkes Oxidationsmittel und reagiert auch mit edleren Metallen zu 

Sulfaten und Schwefeldioxid, z.B. mit Kupfer (Labordarstellung von SO2 ): 

Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O Sulfate gehören zu den geläufigsten und stabilsten Metallsalzen; sie bilden oft 

Hydrate (z.B. CuSO4 • 5 H2O). Das Sulfat-Ion ist redox-inaktiv. Metallsulfate sind in 

der Regel gutwasserlöslich und bilden neutrale Lösungen. Das Sulfat-Ion ist 

tetraedrisch (S–O-Bindungslänge149 pm). 

Sulfat-Ion in der klassischen und wirklichkeitsnäheren Schreibweise; Struktur 





Schwefelsäure; Sulfate 

Sulfat kann mit Bariumchlorid nachgewiesen werden, denn Bariumsulfat ist nahezu 

unlöslich. 

Ba2+ + SO 2– 

4 → BaSO4↓ Bariumionen sind giftig! BaSO 4 ist jedoch so schwerlöslich - dissoziiert nicht -, dass 

es als Kontrastmittel in der Röntgendiagnostik – Magen (ca. pH = 1)! - verwendet wird; 

Barium: die Röntgenstrahlung gut streuendes Schwermetall, erhöht den Kontrast 

der Aufnahme. 

CuSO 4 • 5 H 2 O (Kupfervitriol) 

http://de.wikipedia.org/wiki/Kupfer(II)-sulfat 

Trockenes Kupfersulfat (weiß) und 

mittig nach Zugabe von Wasser: 

Kupfersulfat-Pentahydrat (hellblau) 

BaSO 4 (Baryt, Schwerspat) mit CaF 2 (Fluorit, Flussspat), 

Kallmünzerbruch, Stulln, 

Mineralogische Sammlung der TU Bergakademie Freiberg 

http://tu-freiberg.de/ze/geowsam/aktuell/woelsen.html 



Schwefel: Sehr reiche S x O y - und H 2 S n O m -Chemie 

Schwefel brennt mit blauer Flamme. 





Schwefel brennt in 

reinem Sauerstoff. 








Schwefelhalogenide 






Schwefel: Übersicht typischer Reaktionen

ac1 vorlesung ws 12/13 HG 18-17-16

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