metalloxide experimentalvortrag ac ws 2007/08 angela herrmann
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Metalloxide
Experimentalvortrag AC
WS 2007/08
Angela Herrmann
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Gliederung
1. Allgemeines
2. Darstellung
3. Verwendung
4. Schulrelevanz
1. Allgemeines
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1. Allgemeines
Natürliches Vorkommen:
• Magnetit (Fe3O4), Roteisenstein (Fe2O3)
• Pyrolusit (MnO2), Hausmannit (Mn3O4)
• Rutil (TiO2)
• Massicotit (PbO)
• Cuprit (Cu2O)
• Tonerde (Al2O3)
• Zinnstein (SnO2)
Roteisenstein
Cuprit
Saphir
Pyrolusit
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1. Allgemeines
Eigenschaften:
• Sehr unterschiedlich
• Manche Metalloxide reagieren in wässriger Lösung basisch:
CaO (s) + H2O Ca(OH)2 (s) Ca2+(aq) + 2 OH-
(aq)
• Metalle der Nebengruppen können verschiedene Oxide ausbilden, aufgrund der Oxidationsstufen
+1 +2
Bsp.: CuO2 und CuO
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1. Allgemeines
Versuch 1
Deutschlandfahne - chemisch
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1. Allgemeines Versuch1
Versuch 1: Deutschlandfahne - chemisch
Blei(IV) wird durch das Erhitzen stufenweise reduziert:
+4 +2/+4
• Stufe I: 3 PbO2 (s) Pb3O4 (s) + O2 (g) ↑ schwarz rot
+2/+4 +2
• Stufe II: 2 Pb3O4 (s) 6 PbO (s) + O2 (g) ↑ gelb
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1. Allgemeines Versuch 1
Bleioxide und ihre Verwendung
Pb3O4 (Mennige)
• Orangerot bis leuchtend rot• Früher als Rostschutzmittel
(Anstrich von Schiffen) verwendet
Mennige
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1. Allgemeines
PbO (Bleiglätte):
• Gelb • Für Bleigläser• Früher auch als Farbe verwendet
PbO2:
• Schwarzbraun• Bleiakkumulator• Früher in Streichholzzündköpfen
Massicotit (PbO)
2. Darstellung
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2. Darstellung
Darstellungsarten:
1. Thermische Zersetzung von Carbonaten
2. Aus den Metallen mit Hilfe von Oxidationsmitteln
3. Aus Metallsalzen
4. Durch Reinigung natürlicher vorkommender Metalloxide
5. Aus den Metallen durch Verbrennung an der Luft
6. Durch Entwässern der Hydroxide
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1. Allgemeines
1. Darstellung aus Carbonaten:
• Durch Erhitzen von Ca(CO3) (Kalk) erhält man CaO (gebrannter Kalk):
Ca(CO3) (s) CaO (s) + CO2 (s)
• Reaktion in Wasser zu Ca(OH)2 (gelöschter Kalk):
CaO (s) + H2O Ca(OH)2 (s)
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1. Allgemeines
• Gelöschter Kalk wird für Luftmörtel verwendet: Sand,
Ca(OH)2 und Wasser werden gemischt
• Ca(OH)2 reagiert mit dem Luft-Kohlendioxid zum
Carbonat:
Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) Ca(CO3) (s) + H2O
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2. Darstellung
2. Darstellung aus Metallen mit Oxidationsmitteln:
Versuch 2
Berger Mischung
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2. Darstellung Versuch 2
Reaktionsgleichungen:
Startreaktion:
NH4Cl (s) + H2O NH3 (g) + H3O+(aq) + Cl-(aq)
0 +1 +2 +1 0
Zn (s) + 2 H3O+ (aq)
Zn2+(aq + 2 H2O + H2 (g) ↑
∆H << 0
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2. Darstellung Versuch 2
Hauptreaktionen:
0 +2
Oxidation 1: Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e-
-3 0
Oxidation 2: 2 NH4+
(aq) N2 (g) + 8 H+(aq) + 6 e-
+5 0
Reduktion: 2 NO3-(aq) + 10 e- N2 (g) + 6 O2-
Gesamt: Zn (s) + NH4(NO3) (aq) ZnO (s) + N2 (g) + 4 H2O
Kompro-portio-nierung
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2. Darstellung
Demo 2
Wunderkerzen
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2. Darstellung Demo 2
Reaktionsgleichungen:
• Bariumnitrat dient als Oxidationsmittel/Sauerstofflieferant +5 -2 0 0
• 2 Ba(NO3)2 (s) 2 BaO (s) + 2 N2 (g) + 5 O2 (g)
• Die Metalle verbrennen mit Sauerstoff zu den entsprechenden Oxiden: 0 0 +3 -2
• 4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)(Eisen analog) 0 0 +2 -2
• 2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
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2. Darstellung
3. Aus Metallsalzen:
Versuch 3
Chemischer Vulkan
Kilauea-Ausbruch 1983
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2. Darstellung Versuch 3
Reaktionsgleichungen:
-3 0
Oxidation: 2 NH4+ N2 + 8 H+ + 6 e-
+6 +3
Reduktion: Cr2O72- + 6 e- Cr2O3 + 4 O2-
Gesamt: (NH4)2Cr2O7 (s) Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O
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2. Darstellung
Feuerwerk:
• Diese Darstellungen sind sehr exotherm
• Nutzt man für Feuerwerk aus
• Metalloxide werden dabei auch selbst als
Oxidationsmittel verwendet (z.B. CuO; früher auch PbO2)
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2. Darstellungsarten
Geschichtliches zum Feuerwerk:
• Anfänge durch Entdeckung des Schießpulvers in China während der Hau-Dynastie (25 – 250 n. Chr.)
• In der Sung-Zeit (960 – 1279) gibt es die ersten Raketen
• Ende des 13. Jahrhunderts Überlieferung nach Europa
• Blütezeit des Feuerwerks in der Barock-Zeit
• 1838 erste Feuerwerksfirma in Deutschland
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2. Darstellung
4. Darstellung von Titandioxid:
Sulfat-Verfahren:
• Als Ausgangstoff dienen Ilmenit (FeTiO3) oder Titan-schlacke
• Wird mit konz. Schwefelsäure aufgeschlossen
• Zugabe von Eisenschrott (Fe2+)
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2. Darstellung
Fortsetzung:
• Nach Abkühlen kristallisiert Eisensulfat aus (FeSO4∙7H2O)
• Rest: Eisenfreies Titanylsulfat (TiOSO4 (aq))
• Durch Erhitzen erhält man Titandioxid-Hydrat und verdünnte Schwefelsäure
• Im Drehofen entsteht je nach Temperatur Anatas oder Rutil
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2. Darstellung
Chlorid-Verfahren:
• Ausgangsstoff: Titanschlacke (verunreinigtes Rutil)
• Umsetzung mit Koks und Chlor zu Titanchlorid (TiCl4):
TiO2 (s) + 2 C(s) + Cl2 (g) TiCl4 (l) + 2 CO (g)
• Reinigung durch Destillation: TiCl4 (l) TiCl4 (g)
• Reaktion mit Wasserdampf oder Sauerstoff zu Rutil:
TiCl4 (g) + H2O (g) TiO2 (s) + 4 HCl (g)
TiCl4 (g) + O2 (g) TiO2 (s) + 2 Cl2 (g)
3. Verwendung
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3. Verwendung
Titandioxid – wo nutzt man es?
• Anstrichfarbe
• Zahnpasta
• Kunststoffe
• Papier
• Keramik
• Salami
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3. Verwendung
Versuch 4
Nachweis von Titandioxid
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3. Verwendung Versuch 4
Reaktionsgleichungen:
• TiO2 (s) + K2S2O7 (s) TiOSO4 (s) + K2SO4 (s)
• TiOSO4 (s) + 5 H2O [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + SO4
2-(aq)
• [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + H2O2 (aq)
[Ti(O2)(OH)(H2O)3]+(aq)
+ 2 H2O + H+ (aq)
orangegelb
∆
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3. Verwendung Versuch 4
Titanperoxokomplex:
TiOH2H2O
H2O
HO
O
O
+
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3. Verwendung
Versuch 5
Aluminothermie
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3. Verwendung Versuch 5
Aufbau:
Filterpapier
Fe2O3 & Al-Grieß
BaO2 & Mg-Pulver
Wunderkerze umwickelt mit Mg-Band
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2. Darstellung Versuch 5
Reaktionsgleichungen: 0 +3
Oxidation: Al (s) Al3+ + 3 e-
+3 0
Reduktion: Fe3+ + 3 e- Fe (s)
Gesamt: Al (s) + Fe2O3 (s) Fe (s) + Al2O3 (s)
Die Mischung aus Bariumperoxid und Magnesium
dient als Zündung:
-1 0 -2 +2 -2
BaO2 (s) + Mg (s) BaO (s) + MgO (s) ∆H << 0
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3. Verwendung
Geschichtliches:
• Erfinder der Aluminothermie
war Hans Goldschmidt (1861-1923)
• Entwickelte das Verfahren weiter
um Schienenstränge zu ver-
schweißen (Thermitschweiß-
verfahren)
Hans Goldschmidt
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3. Verwendung
• Bei der Patentanmeldung (1895):
Patentbeamter: „Sehen Sie, Herr Doktor, Sie zünden das
Gemisch an und es brennt weiter, das
ist doch keine Erfindung; wenn Sie eine
Zigarre anzünden, brennt sie auch
weiter.“
Goldschmidt: „Nur kann man mit einer brennenden
Zigarre keine Schienen schweißen.“
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3. Verwendung
Industrielle Eisendarstellung
• Großtechnisch wird Eisen im Hochofenprozess aus
Eisen(III)oxid dargestellt
• Dabei wird Eisen(III)oxid durch Kohlen-
stoff reduziert
Arbeiter vor flüssigem Eisen
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Aufbauschema eines Hochofens
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3. Verwendung
Reaktionsgleichungen des Hochofenprozess:
+3 +2 +2/+3 +4
400 °C: 3 Fe2O3 (s) + CO (g) 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g)
+2/+3 +2 +2 +4
700 °C: Fe3O4 (s) + CO (g) FeO (s) + CO2 (g)
0 +4 +2
1200 °C: C (s) + CO2 (g) 2 CO (g)
+2 +2 0 +4
FeO (s) + CO (g) Fe (l) + CO2 (g)
0 0 +2 -2
1600-2300 °C: 2 C (s) + O2 (g) 2 CO (g)
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3. Verwendung
Stromquellen:
• Primärelement: Strom durch Redoxreaktion der Elektrodensubstanzen – keine Aufladung möglich
• Sekundärelement: Strom durch Redoxreaktion der Elektrodensubstanzen – Aufladung möglich
• Brennstoffzelle: Der Brennstoff wird den Elektroden kontinuierlich zugeführt
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3. Verwendung
Geschichte der Batterie:
• Schon bei Ägyptern (ca. 2300 v. Chr.)
und Parthern (ca. 250 v. Chr.)
vorhanden?
• 1800: Volta baut die „Voltasche Säule“
„Bagdad-Batterie“
Voltasche Säule
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3. Verwendung
• 1802: „Rittersche Säule“ –
erster Akkumulator
• 1836: Daniell-Element – Nutzung für Telegrafen
• 1860: Entwickelt Leclanché die Zink-Braunstein-Zelle – wird später zur Trockenzelle weiterentwickelt
Johann Wilhelm Ritter
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3. Verwendung
Ein Primärelement
Versuch 6
Leclanché-ElementGeorges Leclanché
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Aufbau eines Leclanché-Elements:
Abdichtung
Kohlestift
MangandioxidZink
Elektrolyt NH4Cl
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3. Verwendung Versuch 6
Kathode (Graphitelektrode): +4 +3
2 MnO2 (s) + 2 H2O + 2 e- 2 MnO(OH) (s) + 2 OH-
Anode (Zinkblech):
0 +2
Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e-
Elektrolyt (NH4Cl):
2 NH4Cl (aq) + 2 OH- + Zn2+(aq) Zn(NH3)2Cl2 (s) + 2 H2O
Gesamt:
2 MnO2 (s) + Zn (s) + 2 NH4Cl (aq) 2 MnO(OH) (s) +
Zn(NH3)2Cl2 (s)
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3. Verwendung
Sekundärelement – der Bleiakkumulator
• 1859 von Planté entwickelt
• Verwendung als Autobatterie
• Blei- und Bleidioxidelektrode
• Elektrolyt: 20 %-ige Schwefel- säure
• Ladungszustand kann durchDichtemessung ermittelt werden
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3. Verwendung
Reaktionen des Bleiakkumulators:
Negative Elektrode: 0 +2
Pb (s) + SO4-(aq) PbSO4 (s) + 2 e-
Positive Elektrode: +4 +2
PbO2 (s) + SO4-(aq) 4 H3O+
(aq) + 2 e- PbSO4 (s) + 2 H2O
Gesamt:
Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq) 2 PbSO4 (s) + 2 H2O
Entladung
Ladung
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3. Verwendung
Glas:
• Hauptbestandteil: SiO2 – bildet Netzwerk mit [SiO4]-Tetraedern (Nahordnung)
• Basische Oxide (wie Na2O, K2O, CaO) bilden Trennstellen (Trennstellenbildner)
• Al2O3, B2O3 sind Netzwerkbildner
• Metalloxide der Nebengruppen sorgen für die Färbung von Glas
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3. Verwendung Demo 3
Demo 3
Farbiges Glas
Rosettenfenster in Carcassonne
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3. Verwendung Demo 3
• Oxidfärbung
Beimischung Metalloxid Farbe
FeO Grün
CoO Blau
MnO2 Violett
Fe2O3 Gelbbraun
CuO Blaugrün
Cr2O3 Smaragdgrün
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3. Verwendung Demo 3
• Anlauffärbung durch kolloidale Metalle (z.B. Rubinglas mit Gold)
• Milchglas durch Einlagerung kleiner fester Teilchen (z.B. SnO2)
Pokal ausRubinglas
Tasse aus Milchglas
4. Schulrelevanz
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4. Schulrelevanz
Lehrplan (Hessen G8):
• G7.2: – Reaktionen von Metallen (und Nichtmetallen) mit Luft
(Sauerstoff)– Umkehrung der Oxidbildung – Metallgewinnung aus
Erzen
• G8.1: – Oxidationszahlen
• G10.1: – Redoxreaktionen – Elektrochemische Spannungsquellen
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Vielen Dank!