Metalloxide
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Metalloxide. Experimentalvortrag AC WS 2007/08 Angela Herrmann. Gliederung Allgemeines Darstellung Verwendung Schulrelevanz. 1. Allgemeines. 1. Allgemeines. Natürliches Vorkommen: Magnetit (Fe 3 O 4 ), Roteisenstein (Fe 2 O 3 ) Pyrolusit (MnO 2 ), Hausmannit (Mn 3 O 4 )

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Presentation Transcript


Metalloxide

Metalloxide

Experimentalvortrag AC

WS 2007/08

Angela Herrmann


Metalloxide

Gliederung

  • Allgemeines

  • Darstellung

  • Verwendung

  • Schulrelevanz


1 allgemeines

1. Allgemeines


1 allgemeines1

1. Allgemeines

Natürliches Vorkommen:

  • Magnetit (Fe3O4), Roteisenstein (Fe2O3)

  • Pyrolusit (MnO2), Hausmannit (Mn3O4)

  • Rutil (TiO2)

  • Massicotit (PbO)

  • Cuprit (Cu2O)

  • Tonerde (Al2O3)

  • Zinnstein (SnO2)

Roteisenstein

Pyrolusit

Cuprit

Saphir


1 allgemeines2

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


1 allgemeines3

1. Allgemeines

Versuch 1

Deutschlandfahne - chemisch


1 allgemeines versuch1

1. AllgemeinesVersuch1

Versuch 1: Deutschlandfahne - chemisch

Blei(IV) wird durch das Erhitzen stufenweise reduziert:

+4 +2/+4

  • Stufe I: 3 PbO2 (s) Pb3O4 (s) + O2 (g)↑

    schwarzrot

    +2/+4 +2

  • Stufe II: 2 Pb3O4 (s) 6 PbO (s) + O2 (g)↑

    gelb


1 allgemeines versuch 1

1. AllgemeinesVersuch 1

Bleioxide und ihre Verwendung

Pb3O4(Mennige)

  • Orangerot bis leuchtend rot

  • Früher als Rostschutzmittel

    (Anstrich von Schiffen) verwendet

Mennige


1 allgemeines4

1. Allgemeines

PbO (Bleiglätte):

  • Gelb

  • Für Bleigläser

  • Früher auch als Farbe verwendet

    PbO2:

  • Schwarzbraun

  • Bleiakkumulator

  • Früher in Streichholzzündköpfen

Massicotit(PbO)


2 darstellung

2. Darstellung


2 darstellung1

2. Darstellung

Darstellungsarten:

  • Thermische Zersetzung von Carbonaten

  • Aus den Metallen mit Hilfe von Oxidationsmitteln

  • Aus Metallsalzen

  • Durch Reinigung natürlicher vorkommender Metalloxide

  • Aus den Metallen durch Verbrennung an der Luft

  • Durch Entwässern der Hydroxide


1 allgemeines5

1. Allgemeines

  • 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)


1 allgemeines6

1. Allgemeines

  • Gelöschter Kalk wird für Luftmörtel verwendet: Sand, Ca(OH)2 und Wasserwerden gemischt

  • Ca(OH)2 reagiert mit dem Luft-Kohlendioxid zum Carbonat:

    Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) Ca(CO3) (s) + H2O


1 allgemeines7

1. Allgemeines

Demo 1

Luftmörtel


2 darstellung2

2. Darstellung

2. Darstellung aus Metallen mit Oxidationsmitteln:

Versuch 2

Berger Mischung


2 darstellung versuch 2

2. DarstellungVersuch 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


2 darstellung versuch 21

2. DarstellungVersuch 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


2 darstellung3

2. Darstellung

Demo 2

Wunderkerzen


2 darstellung demo 2

2. DarstellungDemo 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)


2 darstellung4

2. Darstellung

3. Aus Metallsalzen:

Versuch 3

Chemischer Vulkan

Kilauea-Ausbruch 1983


2 darstellung versuch 3

2. DarstellungVersuch 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


2 darstellung5

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)


2 darstellungsarten

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


2 darstellung6

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+)


2 darstellung7

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


2 darstellung8

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

3. Verwendung


3 verwendung1

3. Verwendung

Titandioxid – wo nutzt man es?

  • Anstrichfarbe

  • Zahnpasta

  • Kunststoffe

  • Papier

  • Keramik

  • Salami


3 verwendung2

3. Verwendung

Versuch 4

Nachweis von Titandioxid


3 verwendung versuch 4

3. VerwendungVersuch 4

Reaktionsgleichungen:

  • TiO2 (s) + K2S2O7 (s) TiOSO4 (s) + K2SO4 (s)

  • TiOSO4 (s) + 5 H2O [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + SO42-(aq)

  • [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + H2O2 (aq)

    [Ti(O2)(OH)(H2O)3]+(aq)+ 2 H2O + H+ (aq)

    orangegelb


3 verwendung versuch 41

3. VerwendungVersuch 4

Titanperoxokomplex:

+

O

O

HO

Ti

H2O

OH2

H2O


3 verwendung3

3. Verwendung

Versuch 5

Aluminothermie


3 verwendung versuch 5

3. VerwendungVersuch 5

Aufbau:

Wunderkerze umwickelt

mit Mg-Band

BaO2 & Mg-Pulver

Fe2O3 & Al-Grieß

Filterpapier


2 darstellung versuch 5

2. DarstellungVersuch 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


3 verwendung4

3. Verwendung

Geschichtliches:

  • Erfinder der Aluminothermie

    war Hans Goldschmidt (1861-1923)

  • Entwickelte das Verfahren weiter

    um Schienenstränge zu ver-

    schweißen (Thermitschweiß-

    verfahren)

Hans Goldschmidt


3 verwendung5

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.“


3 verwendung6

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


Aufbauschema eines hochofens

Aufbauschema eines Hochofens


3 verwendung7

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)


3 verwendung8

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


3 verwendung9

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


3 verwendung10

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


3 verwendung11

3. Verwendung

Ein Primärelement

Versuch 6

Leclanché-Element

Georges Leclanché


Aufbau eines leclanch elements

Aufbau eines Leclanché-Elements:

Abdichtung

Kohlestift

Mangandioxid

Zink

Elektrolyt NH4Cl


3 verwendung versuch 6

3. VerwendungVersuch 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)


3 verwendung12

3. Verwendung

Sekundärelement – der Bleiakkumulator

  • 1859 von Planté entwickelt

  • Verwendung als Autobatterie

  • Blei- und Bleidioxidelektrode

  • Elektrolyt: 20 %-ige Schwefel-

    säure

  • Ladungszustand kann durch

    Dichtemessung ermittelt

    werden


3 verwendung13

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


3 verwendung14

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


3 verwendung demo 3

3. Verwendung Demo 3

Demo 3

Farbiges Glas

Rosettenfenster in Carcassonne


3 verwendung demo 31

3. VerwendungDemo 3

  • Oxidfärbung


3 verwendung demo 32

3. VerwendungDemo 3

  • Anlauffärbung durch kolloidale Metalle (z.B. Rubinglas mit Gold)

  • Milchglas durch Einlagerung kleiner fester Teilchen (z.B. SnO2)

Pokal

aus

Rubinglas

Tasse

aus

Milchglas


4 schulrelevanz

4. Schulrelevanz


4 schulrelevanz1

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


Metalloxide

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