Metalloxide

Experimentalvortrag AC

WS 2007/08

Angela Herrmann

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Gliederung

1. Allgemeines

2. Darstellung

3. Verwendung

4. Schulrelevanz

1. Allgemeines

4

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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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1. Allgemeines

Demo 1

Luftmörtel

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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!