Welche ionen bilden sich wenn lithium mit iod reagiert

Zu den Nichtmetallen gehören die Edelgase und die Halogene, sowie Sauerstoff, Schwefel, Selen, Stickstoff, Phosphor, Kohlenstoff und Wasserstoff. Mit Ausnahme des Wasserstoffes sind die nichtmetalle rechts im Priodensysthem der Elemente (PSE) angeordnet. Nichtmetalle sind Gase, Flüssigkeiten oder liegen in kristalliener Form vor. Im Gegensatz zu Metallen leiten die Nichtmetalle den elektrischen Strom und die Wärme im Allgemeinen nur schlecht.

Reines Lithium ist ein relativ weiches Leichtmetall, das an den frischen Schnittflächen glänzt. Im Vergleich zu den anderen Alkalimetallen ist Lithium etwas härter, es lässt sich aber immer noch gut schneiden oder zu Draht verarbeiten. An der Luft läuft es infolge einer Oxidation zunächst gelblich, später dunkelgrau an. Lithiumpulver kann sich bei Raumtemperatur spontan entzünden. Das Alkalimetall besitzt von allen bei Raumtemperatur festen Elementen die niedrigste Dichte und schwimmt auf Paraffinöl.

Lithium, Natrium und Kalium

In seinen chemischen Eigenschaften ähnelt das Lithium dem Magnesium mehr als dem Natrium. Lithium ist ein sehr unedles Metall: Die Halbzelle  Li+ + e−  besitzt im Verhältnis zur Normalwasserstoffelektrode ein Normalpotenzial von −3,04 Volt. Das ist einer der niedrigsten Werte überhaupt. Mit Stickstoff reagiert Lithium bereits bei Raumtemperatur zu Lithiumnitrid. Mit Sauerstoff oder auch an der Luft verbrennt Lithium mit karminroter Flamme zu Lithiumoxid Li2O. Die rote Flammenfarbe tritt auch bei Lithiumverbindungen auf, so dass die Flammprobe in der analytischen Chemie zum Nachweis von Lithiumsalzen dient. 

Flammprobe mit Salzen der Alkalimetalle

Mit Wasser reagiert Lithium ohne Entzündung des austretenden Wasserstoffs unter Sprudeln zu Lithiumhydroxid und Wasserstoff. Dabei schmilzt das Lithium nicht zu einem Kügelchen, wie das bei Natrium der Fall wäre, sondern es bewegt sich hin und her, während es heftig sprudelt.  

Lithium reagiert mit Wasser

Legt man ein Lithiumstück auf Wasser, bildet sich unter Sprudeln ein Gas.

Film
 

Das Lithiumhydroxid entsteht auch bei der Reaktion von Lithium mit feuchter Haut, mit den Augen oder mit den Schleimhäuten. Lithiumhydroxid ist ein starker Atem-, Haut- und Augenreizstoff. Erhitzt man Lithium im Wasserstoffstrom auf 700 °C, entsteht der Feststoff Lithiumhydrid, der als Raketentreibstoff verwendet wird. Mit anderen Metallen lässt sich Lithium leicht legieren.

Page 2

Reines Iod bildet schwarzgraue, metallisch gänzende Blättchen, die schon bei Raumtemperatur zu gasförmigem Iod sublimieren. Iod bildet wie alle anderen Halogene zweiatomige Moleküle I2. Vom festen Iod sind drei Modifikationen bekannt, eine amorphe, eine orthorhombische und eine monokline. Schon bei Raumtemperatur und vor allem beim Erhitzen an der Luft bilden sich violette Iod-Dämpfe, die augen- und schleimhautreizend wirken und die Schilddrüse schädigen können. Iod-Dampf ist schwerer als Luft, beim Erwärmen intensiviert sich die Farbe.

Beim kräftigen Erhitzen in einem geschlossenen Behälter schmilzt Iod zu einer dunkelbraunen Flüssigkeit, die den elektrischen Strom leitet. Iod sublimiert, wenn es vorsichtig erhitzt wird. Nach dem Phasendiagramm könnte Iod nur unterhalb seines Tripelpunkts von 114 °C und 0,126 Bar Druck sublimieren. Der Dampfdruck des Iods reicht aber aus, dass die Sublimation schon bei Zimmertemperatur unter Normaldruck stattfindet. Beim Erwärmen wird der Prozess beschleunigt.

Sublimation und Resublimation von Iod

Iod sublimiert beim Erhitzen und resublimiert beim Abkühlen.

Film

Im Wasser löst sich Iod nur in einer Konzentration von 0,3 Gramm pro Liter. Die hellbraune, wässrige Lösung wird als Iodwasser bezeichnet. Unter Lichteinfluss zerfällt eine Iod-Lösung in Iodwasserstoff und Sauerstoff. Eine solche Lösung reagiert sauer. Iod-lösungen müssen in braunen Flaschen aufbewahrt werden. In wässrigen Iodid-Lösungen löst sich Iod viel besser, dabei bildet sich eine tiefbraune Lösung. Iod-Kaliumiodid-Lösung bildet mit Stärke eine typische Blaufärbung. In organischen Lösungsmitteln mit Sauerstoff-Atomen im Molekül wie Ethanol oder Aceton löst sich Iod mit brauner Farbe, in Benzol oder Toluol mit roter Farbe, in Schwefelkohlenstoff oder Chloroform mit violetter Farbe. Alkoholische Iod-Lösungen sind unter der Bezeichnung Iodtinktur bekannt, sie werden zum Desinfizieren von Wunden verwendet. Iod wirkt stark keimtötend.

Alkoholische und wässrige Iod-Lösung

Im Kolben links lösen sich die Ioddämpfe vollständig im Alkohol; im Kolben rechts löst sich nur ein Teil der Dämpfe im Wasser.

Im Gegensatz zu Fluor, Chlor oder Brom ist Iod etwas weniger reaktionsfähig. Mit Magnesium, Zink und und anderen Metallen reagiert es bei erhöhter Temperatur lebhaft unter Bildung der entsprechenden Iodide. Mischungen mit Metallpulvern können bereits bei einer Zugabe von wenigen Tropfen Wasser explosionsartig reagieren. Eine Iod-Lösung wird bei der Zugabe von Metallpulvern wie Zink, Eisen oder Magnesium entfärbt, weil die Metalle mit dem Iod zu dem entsprechenden Iodid reagieren.

Iod-Dämpfe reagieren mit Magnesium

Unter Aufglühen verbrennt das Magnesium. Es bildet sich ein weißes Produkt, das Iod wird verbraucht.

Film

Mit atomarem Wasserstoff wird Iod zu gasförmigem Iodwasserstoff reduziert. Die Reaktion gelingt nur, wenn man Wasserstoff beim Zeitpunkt des Entstehens aus Zink-Granalien und Salzsäure einsetzt. Dann liegt der Wasserstoff teilweise auch atomar vor. Bei Raumtemperatur gelingt es nur durch den Einsatz feinverteilter Metallpulver wie Platin- oder Palladium-Pulver. [Lit 99]  2 H  +  I2 

Neben der Iodwasserstoffsäure existieren noch Iodsauerstoffsäuren wie die Hypoiodige Säure HIO, die Iodsäure HIO3 und die Periodsäure H5IO6. Iodsäure erhält man durch die Oxidation von Iod mit einem starken Oxidationsmittel wie Salpetersäure, Chlor oder Wasserstoffperoxid. Es handelt sich um einen Feststoff, der farblose, orthorhombische Kristalle bildet, die im kristallinen Pulver weiß erscheinen.

Beim Einleiten von Iod-Dämpfen oder durch die Zugabe von Iod-Kristallen in eine konzentrierte Ammoniaklösung bildet sich Iodstickstoff oder Iodnitrid I3N. Der Versuch ist für die Schule weniger geeignet, da die getrockneten, schwarzbraunen Kristalle extrem explosiv sind. Sie detonieren bereits bei Berührung mit einer Vogelfeder mit einem lauten Knall, wobei neben der violetten Wolke aus elementarem Iod auch Stickstoff entsteht:

2 I3N 

Explosion von Iodstickstoff

Berührt man Iodstickstoff mit einer Vogelfeder, explodiert er heftig, dabei entsteht eine Iodwolke.

Iod lässt sich mit Natriumthiosulfat zum Iodid reduzieren. Nach diesem Prinzip werden Iod-Reste im Labor zum Iodid umgewandelt und zur Entsorgung im Behälter für Schwermetallsalz-Lösungen vorbereitet. Die Reaktion dient im Analysenlabor auch zur maßanalytischen Bestimmung von Iod.

Page 3

Brom ist eine rotbraune Flüssigkeit, die mehr als dreimal so schwer als Wasser ist und schon bei Zimmertemperatur verdampft. Die Dämpfe riechen brenzlig, sie sind stark augen- und schleimhautreizend, sie wirken erstickend, und sie sind sogar toxischer als Chlorgas. Bromdämpfe sind fünfmal schwerer als Luft und können leicht umgegossen werden. Da Brom mit den meisten Stoffen reagiert, darf es nur gesondert in einem geeigneten Sicherheitsschrank mit dauerhafter Lüftung in einer bruchsicheren Flasche mit einer Auffangwanne aus Glas aufbewahrt werden. Brom vermag die meisten Schutzhandschuhe zu durchdringen. Nur stabile Handschuhe aus Fluorkautschuk können einige Zeit widerstehen. Das Arbeiten erfolgt mit einer Vollmaske als Atemschutzgerät und in einem geeigneten Abzug. Das Gefahrenpotenzial beim Arbeiten mit Brom ist als sehr hoch einzustufen. Brom bildet wie alle anderen Halogene zweiatomige Moleküle Br2.

Flüssiges Brom in einer Flasche

Schon bei Zimmertemperatur bilden sich die rotbraunen Dämpfe.

Film  

Beim Abkühlen unter −7,2 °C erstarrt flüssiges Brom zu dunkelbraunen, schwach glänzenden Kristallen, die immer farbloser werden, je weiter man abkühlt. Brom ist in organischen Lösungsmitteln leicht löslich und geht mit vielen organischen Stoffen Bromverbindungen ein. Mit Benzol erhält man Brombenzol, mit Methan Brommethan und mit Aceton Tribromaceton, das als „Tränengas“ bekannt ist. In Wasser ist es nur bedingt löslich, 100 Gramm Wasser lösen 3,55 Gramm Brom bei 20 °C. Die Lösung von Brom in Wasser nennt man Bromwasser. Dieses ist rotbraun gefärbt, es zerfällt unter dem Lichteinfluss in Bromwasserstoff und Sauerstoff und muss daher in dunklen Flaschen aufbewahrt werden.

Brom reagiert mit Magnesium und Aluminium

Bei der Reaktion mit einem Magnesiumband (links) entsteht ein brauner Rauch. Bei der Reaktion mit Aluminiumfolie werden glühende Teile herausgeschleudert (rechts).

Film  

Brom ist wie alle Halogene sehr reaktiv. Es reagiert nicht so heftig wie Fluor oder Chlor, verbindet sich aber mit fast allen Elementen, außer Sauerstoff, Kohlenstoff und den Edelgasen. Mit Alkalimetallen und Erdalkalimetallen reagiert Brom sehr heftig und teilweise sogar explosionsartig zu den entsprechenden Bromiden. Die Reaktion im Reagenzglas mit Aluminium erfolgt mit heller Flamme, gleichzeitig werden glühende Teile herausgeschleudert. Gibt man Zinkpulver zu einer wässrigen Bromlösung, entfärbt sich die Lösung allmählich, da sich aus Brom und Zink das Salz Zinkbromid bildet. 

Brom greift fast alle Metalle an, sogar Gold löst sich in Brom. Nur Platin und Tantal widerstehen. Aufgrund seiner hohen Reaktionsfähigkeit addiert es sich an viele Verbindungen, besonders an die Doppel- und Dreifachbindungen der ungesättigten Kohlenwasserstoffe. Organische Stoffe wie Fett, Stärke, Holz oder Papier werden von Brom rasch zerstört.  

Ethen in Brom einleiten

Beim Einleiten von Ethen in Brom entfärbt sich allmählich das Brom. Dies ist ein Nachweis für die ungesättigte Doppelbindung im Ethen.

Film

Mit molekularem Wasserstoff wird Brom zu Bromwasserstoff HBr reduziert. Dieser bildet mit Wasser die Bromwasserstoffsäure, die eine ähnlich starke Säure ist wie die Iodwasserstoffsäure.

H2  +  Br2 

In der Industrie wird die Bromwasserstoffsäure durch Einleiten von Schwefelwasserstoff in flüssiges Brom oder durch die Reaktion von Bromiden mit Phosphorsäure oder mit Schwefelsäure hergestellt. Neben der Bromwasserstoffsäure existieren noch Bromsauerstoffsäuren wie die Hypobromige Säure HBrO, die Bromsäure HBrO3 oder die Perbromsäure HBrO4. Die Bromsäure erhält man zum Beispiel bei der Reaktion von Bariumbromat mit verdünnter Schwefelsäure.

Brom lässt sich wie Iod mit Natriumthiosulfat reduzieren. Zur Entsorgung im Labor wird Brom zunächst mit Wasser verdünnt und dann mit Natriumthiosulfat zum Bromid umgewandelt. Dieses kann dann im Behälter für Schwermetallsalzlösungen entsorgt werden.

Page 4

Krypton ist bei Raumtemperatur ein farbloses, geruchloses Gas. Es besitzt eine hohe Dichte und ist fast dreimal so schwer wie Luft. Krypton ist an sich ein schlechter elektrischer Leiter. Legt man jedoch an das Gas in Gasentladungsröhren eine Spannung an, beginnt ein Strom zu fließen und das Krypton erzeugt bei seiner Glimmentladung ein blasses, rosafarbenes Licht.   

Ein Liter Wasser löst bei 0° Celsius etwa 110 Milliliter Kryptongas. Wie alle anderen Edelgase (Helium, Neon, Argon, Xenon) ist Krypton relativ reaktionsträge. Trotzdem lässt sich mit Fluor bei −196 °C unter hohen, elektrischen Entladungen Kryptonfluorid herstellen:  

Das entstehende Kryptonfluorid ist bei −78 °C beständig und bildet farblose Kristalle, die sich mit Wasser oder bei Raumtemperatur sofort zersetzen. Es ist das stärkste aller bisher bekannter Oxidationsmittel. Zusammen mit anderen Edelgashalogeniden dient es als Lichtquelle in Lasern.

Page 5

Argon ist bei Zimmertemperatur ein farbloses, geruchloses Gas. Seine Dichte ist fast doppelt so groß wie Neon, es ist schwerer als Luft. Argon ist wie alle Edelgase ein schlechter elektrischer Leiter. Legt man jedoch an reines Argon in Gasentladungsröhren eine Spannung an, beginnt ein Strom zu fließen, und das Argon erzeugt bei seiner Glimmentladung ein rot-violettes Licht, die Beimischung von Quecksilber erzeugt eine intensiv blaue Farbe.

Ein Liter Wasser löst bei 20 °C etwa 33,6 Milliliter Argongas. Wie alle anderen Edelgase (Helium, Neon, Krypton, Xenon) ist Argon sehr reaktionsträge. Daher sind in der Natur keine Argonverbindungen bekannt. Bei sehr tiefen Temperaturen ist es gelungen, die Argon-Fluor-Wasserstoff-Verbindung HArF herzustellen. Diese zerfällt aber wieder bei −189 °C zu Argon und Fluorwasserstoff. [Lit 5]

Page 6

Neon ist bei Zimmertemperatur ein farbloses, geruchloses Gas. Es besitzt nach Wasserstoff und Helium die geringste Dichte aller Gase. Neon ist wie alle Edelgase an sich ein schlechter elektrischer Leiter. Legt man jedoch an das Gas in Gasentladungsröhren eine Spannung an, beginnt ein Strom zu fließen, und das Neon erzeugt bei seiner Glimmentladung ein orange-rotes Licht.

Wie alle anderen Edelgase (Helium, Argon, Krypton, Xenon) ist Neon sehr reaktionsträge. Daher sind in der Natur keine Neonverbindungen bekannt. Bei 20° Celsius löst ein Liter Wasser 10,4 Milliliter Neongas. Duch aktivierte Holzkohle wird es bei tiefen Temperaturen gut adsorbiert.

Page 7

Fluor ist ein farbloses, in höheren Konzentrationen gelbgrünliches Gas, das chlorartig stechend riecht und extrem toxisch ist. Bei Zimmertemperatur liegt es in Form zweiatomiger Moleküle F2 vor. Fluor ist das Halogen mit der geringsten Dichte, es ist aber immer noch schwerer als Luft. Das Gas kondensiert bei −188,12 °C zu einer gelblichen Flüssigkeit, die unterhalb von −219,67 °C zu gelben Kristallen erstarrt. Das Arbeiten mit Fluor ist aufgrund seiner Toxizität und seiner Reaktionsfähigkeit extrem gefährlich. Es gibt in Europa nur wenige Labore, die den sicheren Umgang mit Fluor gewährleisten können.

Fluorflaschen im Sicherheits-Schrank

Fluor wird in Stahlflaschen und speziellen Sicherheits-Schränken aufbewahrt. Durch eine Reaktion des Fluors mit dem Stahl entsteht innen eine Schutzschicht.

Fluor ist das elektronegativste Element, das reaktionsfähigste Element und auch das stärkste bekannte Oxidationsmittel. Es reagiert mit fast allen Stoffen schon bei tiefen Temperaturen. Mit Wasserstoff verbindet es sich unter Feuererscheinungen oder explosionsartig zu Fluorwasserstoff:  

Mit Wasser zersetzt es sich unter Bildung von Fluorwasserstoff und atomarem Sauerstoff, der sofort mit dem Luftsauerstoff zu Ozon weiterreagiert.   

Mit den meisten Metallen und Nichtmetallen und sogar mit Chlor, Brom und Iod reagiert es zu den entsprechenden Fluoriden. Einige Metalle wie Aluminium, Magnesium, Nickel, Kupfer oder Stahl werden kaum angegriffen, da sie sich mit einer schützenden Fluoridschicht bedecken. Sie zersetzen sich aber unter Rotglut mit Fluor wie auch Gold und Platin. Selbst die Edelgase Xenon und Radon reagieren mit Fluor. Da Fluor auch Glas angreift, wird es in Flaschen aus Kupfer-Nickel-Legierungen transportiert und aufbewahrt. Organische Stoffe reagieren mit Fluor unter Bildung von Fluorwasserstoff und Kohlenstofffluorid. Dies erklärt auch die extreme Giftigkeit von Fluor und vieler seiner Verbindungen. 

Page 8

Chlor ist ein wichtiges Zwischenprodukt zur Herstellung zahlreicher anorganischer und organischer Verbindungen. Dazu gehören Salzsäure, sämtliche Chloride wie Eisenchlorid, Natriumchlorid oder Silberchlorid, außerdem Chlorkalk, Chlormethan, Chlorbenzole, Phosgen, Polyvinylchlorid (PVC), Chloroform, Tetrachlormethan, viele Insektizide und Zwischenprodukte für Farbstoffe, sowie die ozonzerstörenden CFKW (Chlorfluorkohlenwasserstoffe) als Treibgase für Sprays, in Feuerlöschern und in Kältemitteln. Ferner dient Chlorgas in Schwimmbädern und im Trinkwasser zur Desinfektion und wird zum Bleichen von Papier, Zellstoffen und Textilien verwendet. 

Chlorierungsanlage im Schwimmbad

Javelwasser (auch Eau de Javelle) ist eine Lösung von Natriumhypochlorit oder Kaliumhypochlorit in Wasser. Man erhält es durch das Vermischen von Chlorkalk mit Wasser und einer nachfolgenden Zugabe von Natriumcarbonat (Soda). Eine andere Möglichkeit wäre das Einleiten von Chlorgas in eine 10%ige Sodalösung. Javelwasser ist ein altes Haushaltsmittel zum Bleichen, zum Entfernen von Obst-, Wein- oder Tintenflecken, und es dient zur Desinfektion, da es stark keimtötend wirkt. Da das Produkt giftiges Chlorgas freisetzen kann, muss die fest verschlossene Flasche im Dunkeln und in einem abgeschlossenen Schrank aufbewahrt werden. Beim Arbeiten ist für eine ausreichende Lüftung zu sorgen. Schutzbrille und Schutzhandschuhe müssen getragen werden. Vermischt eine Hausfrau oder ein Hausmann Javelwasser mit einem Sanitärreiniger, der zum Beispiel Salz-, Essig- oder Ameisensäure enthält, besteht akute Lebensgefahr, weil durch eine chemische Reaktion mit Säuren Chlor entsteht! Es wird empfohlen, auf Javelwasser im Haushalt zu verzichten und für hartnäckige Gerüche Reiniger auf der Basis von Peroxiden oder Percarbonaten zu verwenden. Sehr wirksam sind Tabs, die beim Lösen im Wasser Wasserstoffperoxid freisetzen.

Chlor-Chemie

Aus Chlor lassen sich tausende von chemischen Verbindungen herstellen.

Page 9

Film

Das Element Phosphor kommt in mehreren Modifikationen vor: Weißer Phosphor ist bei Zimmertemperatur eine weiße Masse mit einem leicht stechenden Geruch nach Knoblauch. Der weiße Phosphor wandelt sich im Laufe der Zeit unter bestimmten Lagerbedingungen teilweise zu anderen Phosphor-Modifikationen um. Bei längerer Lagerung im Wasser erscheint der weiße Phosphor durch diese Umwandlungen oft gelb oder sogar orange. Man bezeichnet daher den gelagerten, weißen Phosphor oft auch als „gelben“ Phosphor. Bei Kälte ist der reine, weiße Phosphor glasklar und sehr spröde, bei Raumtemperatur wird er wachsweich. Weißer Phosphor leitet den elektrischen Strom nicht, er schmilzt bei etwa 44 °C zu flüssigem Phosphor. Erhitzt man die Flüssigkeit, siedet sie bei 280,5 °C und man erhält gasförmigen Phosphor. In Wasser ist der weiße Phosphor nur schlecht löslich, daher kann man ihn längere Zeit im Wasser aufbewahren. Die Modifikation kristallisiert tetraedrisch, im P4-Molekül sind vier Phosphor-Atome tetraedrisch angeordnet. 

Selbsterhitzung des weißen Phosphors

Weißer Phosphor reagiert mit dem Luftsauerstoff und bildet einen weißen Rauch. Dabei erwärmt er sich und schmilzt Jetzt kann jederzeit eine Selbstzündung auftreten!

Weißer Phosphor oxidiert an der Luft spontan, dabei entsteht ein weißer Phosphorpentoxid-Rauch. Durch die exotherme Reaktion schmilzt der Phosphor. Oberhalb 50 °C kann er sich von selbst entzünden und verbrennt dann mit sehr heißer, gelblich-weißer und relativ heller Flamme zu Phosphorpentoxid:  

Daher muss weißer Phosphor unter Wasser aufbewahrt werden. Brände mit weißem Phosphor sind nur schwer zu löschen, da nach dem Verdunsten des Wassers eine erneute Zündung eintritt. Weißer Phosphor löst sich gut in Schwefelkohlenstoff CS2, Dischwefeldichlorid S2Cl2 und in Phosphortrichlorid PCl3, etwas weniger gut in Benzol und Ether. Im Dunkeln tritt unter bestimmten Bedingungen bei weißem Phosphor in feinster Verteilung eine Chemolumineszenz auf, da sich das an der Oberfläche gebildete P2O3 in das stabilere P2O5 umwandelt. Bei dieser Oxidation wird Energie in Form von Wärme und Licht abgegeben. Beim Erwärmen des weißen Phosphors in alkalischer Umgebung entstehen der stark toxische Phosphorwasserstoff PH3 und Phosphinsäure H3PO2. Erhitzt man weißen Phosphor längere Zeit auf über 450 °C, erhält man je nach Bedingung roten Phospor und gleichzeitig auch violetten Phosphor. Der rote, amorphe Phosphor sublimiert etwa 30 °C tiefer als der violette, kristalline Phosphor. Roter Phosphor ist chemisch stabiler als weißer Phosphor, er entzündet sich erst oberhalb von 300 °C und verbrennt unter Bildung eines weißen Rauches zu Phosphorpentoxid. 

Roter Phosphor brennt

Roter Phosphor verbrennt an der Luft unter Bildung eines weißen Rauchs.

Erhitzt man roten Phosphor unter Luftabschluss, beispielsweise in einem Reagenzglas mit einem Wattebausch, erhält man wieder weißen Phosphor, der sich nach dem Abkühlen der Dämpfe an der Reagenzglaswand niederschlägt. Roter Phosphor ist im Gegensatz zum weißen Phosphor in den genannten Lösungsmitteln nicht löslich. Mit starken Oxidationsmitteln wie Kaliumchlorat bildet er explosionsgefährliche und reibungsempfindliche Gemische. Der violette Phosphor (auch „Hittorf'scher Phosphor“) lässt sich durch mehrwöchiges Erhitzen von weißem Phosphor bei etwa 550 °C herstellen. Das Produkt hat Metallglanz und erscheint an den Rändern violett, es ist leicht spaltbar und löst sich wie schwarzer Phosphor nicht in Schwefelkohlenstoff. Violetter Phosphor ist eine kristalline Modifikation, die Phosphor-Atome ordnen sich in fünfeckigen Röhren an, diese bilden gitterartige Vernetzungen. 

Roter Phosphor unter Luftabschluss erhitzen

Unter Luftabschluss bildet sich weißer oder gelber Phosphor.

Film

Setzt man den weißen Phosphor hohen Temperaturen und hohem Druck bis 12000 Bar aus, erhält man schwarzen Phosphor. Eine andere Herstellungsmöglichkeit wäre die Zugabe von fein verteiltem Quecksilber und das Erhitzen auf 380 °C. Gibt man dann Impfkristalle von schwarzem Phosphor zu der Schmelze, dann entsteht der schwarze Phosphor auch ohne den hohen Druck. Diese Modifikation bildet grauschwarz glänzende, rhombische Kristalle, die eine gute thermische und elektrische Leitfähigkeit besitzen. Sie eignet sich auch als Halbleitermaterial. Beim schwarzen Phosphor sind die Atome als P6-Ringe in Sesselform angeordnet, wobei jedes Phosphoratom drei Nachbar-Atome hat. Neben den genannten Modifikationen kennt man noch den faserigen Phosphor, der sich beim langsamen Abkühlen von gasförmigem Phosphor bei 500 bis 600 °C bildet. Die dünnen Fasern sind oft mit Plättchen des violetten Phosphors verwachsen.

Page 10

Reiner Schwefel ist bei Zimmertemperatur ein Nichtmetall mit zitronengelber Farbe und leicht die Atemwege reizenden, charakteristischem Geruch. Die Wärmeleitfähigkeit und auch die elektrische Leitfähigkeit ist schlecht. Schwefel ist in Wasser nicht löslich. Kompakte Schwefelkristalle gehen aufgrund der höheren Dichte im Wasser unter. Gepulverter Schwefel kann aufgrund der fehlenden Benetzungsfähigkeit mit Wasser und mit Hilfe der Oberflächenspannung des Wassers auch schwimmen. Löst man Schwefel in Schwefelkohlenstoff, und lässt man die Lösung in einer Petrischale längere Zeit stehen, kristallisieren nach einiger Zeit rhombische Schwefelkristalle aus. Beim Abkühlen einer Schwefelschmelze an der Luft bilden sich dagegen monokline Kristalle. Beim Abschrecken einer Schwefelschmelze in kaltem Wasser entsteht plastischer Schwefel. Schwefel tritt in zahlreichen Modifikationen auf, von denen hier nur eine Auswahl behandelt wird. Orthorhombischer oder rhombischer Schwefel ist bei Raumtemperatur stabil und bildet zitronengelbe Kristalle, die leicht zerbrechen und zu einem feinen Pulver vermahlen werden können. Die im Handel erhältlichen Stangen oder Fäden enthalten rhombischen Schwefel.

Rhombischer Schwefel wird auch α-Schwefel genannt, atomar ist er aus ringförmig gewellten S8-Molekülen aufgebaut. Er geht beim Erwärmen ab 95,2 °C in eine gelbe, leichtflüssige Schmelze über und man erhält λ-Schwefel.  Erwärmt man weiter, färbt sich die Schmelze orange, sie wird ab 159 °C allmählich dickflüssig und bildet bei 200 °C eine dunkelbraune und harzartige Masse, den μ-Schwefel. Dabei lösen sich die ringförmigen S8-Moleküle auf und bilden lange Ketten. Oberhalb von 250°C nimmt die Zähflüssigkeit ab, und beim Siedepunkt, bei 444 °C, ist die Schmelze wieder dünnflüssig. Lässt man den geschmolzenen Schwefel in großen Tiegeln an der Oberfläche erstarren, bilden sich lange, monokline Kristallnadeln. Diese Modifikation wird als monokliner Schwefel oder als β-Schwefel bezeichnet. Beim Abkühlen auf unter 115,2 °C wandelt sich dieser wieder langsam in rhombischen Schwefel um. Gießt man die dünnflüssige Schmelze in ein Glas mit kaltem Wasser, bilden sich elastische Fäden oder eine gelbbraune, zähe Masse, die als plastischer Schwefel bezeichnet wird. Auch dieser wandelt sich allmählich wieder in den rhombischen Schwefel zurück. 

Schwefel im Reagenzglas erwärmen

Beim Erwärmen des Schwefels treten verschiedene Modifikationen auf.

 
Film

Schwefel ist sehr reaktionsfähig und geht mit vielen Elementen chemische Verbindungen ein. Die Ausnahme bilden Gold, Platin, Iridium, Stickstoff, Tellur, Iod und die Edelgase. An der Luft verbrennt Schwefel in einer Oxidation mit bläulicher Flamme zu dem toxischen und stechend riechenden Gas Schwefeldioxid SO2, das auch mit Schwefeltrioxid SO3 vermischt sein kann:   

   
S  +  O2 

Schwefel verbrennt an der Luft

Schwefel verbrennt mit bläulicher Flamme, durch die Hitze schmilzt er zu einer bräunlichen Masse.

Beim Lösen des Schwefeldioxids in Wasser entstehen eine Schwefeldioxid-Lösung und in geringen Mengen auch Schweflige Säure. Die Salze dieser Säure sind die Sulfite. Entzündet man Gemische aus Schwefel- und Metallpulver, entstehen meist unter starker Wärmeentwicklung und Aufleuchten die entsprechenden Metallsulfide:

Zinkpulver reagiert mit Schwefel

Reaktion von Zink und Schwefel im Schulversuch: Ausgangs-Mischung, Reaktion, Produkt

 
Film

Mit Methan und einem Aluminiumoxid-Katalysator erhält man bei 700 °C Schwefelkohlenstoff, eine giftige, farblose Flüssigkeit:  

  
CH4  +  4 S 

Durch die Reaktion von Schwefel und Wasserstoff bei 350 °C mit Hilfe von Katalysatoren gewinnt man das giftige Gas Schwefelwasserstoff:    

  
S  +  H2 

Von Salzsäure wird Schwefel nicht angegriffen, dagegen aber von oxidierend wirkenden Säuren wie konzentrierte Salpetersäure. Weitere wichtige Verbindungen des Schwefels sind die Schwefelsäure, sowie ihre Salze, die Sulfate. Ist bei den Alkoholen das Sauerstoff-Atom der Hydroxy-Gruppe durch ein Schwefel-Atom ersetzt, dann erhält man ein Thiol (veraltet: Mercaptan oder Thioalkohol). Diese Stoffgruppe zeichnet sich durch einen sehr unangenehmen Geruch aus. 

Page 11

Sauerstoff ist bei Zimmertemperatur ein farb- und geruchloses Gas, das schwerer als Luft ist. Sauerstoff gehört zur Familie der Chalkogene und bildet zweiatomige Moleküle O2. Die Fähigkeit zur Molekül-Bildung zwischen gleichartigen Atomen kommt auch bei den anderen Chalkogenen vor. Bei −182,97 °C kondensiert Sauerstoff zu einer hellblauen Flüssigkeit.

Flüssiger Sauerstoff

Durch eine mit flüssigem Stickstoff gekühlte Kühlfalle wird gasförmiger Sauerstoff geleitet. Nach einer Weile bildet sich flüssiger Sauerstoff, der an der hellblauen Farbe erkennbar ist. Tränkt man eine Zigarette damit, erhält man nach dem Anzünden einen kleinen Schneidbrenner.

 
Film

In Wasser und in Ethanol ist Sauerstoff schwach löslich. Die Wasserlöslichkeit nimmt mit zunehmender Temperatur ab. Dies erklärt, warum Fische schon bei einer geringfügigen Erwärmung der Wassertemperatur ersticken können. Die höchste Sauerstoff-Löslichkeit mit knapp über 14 Milligramm pro Liter hat reines Wasser am Gefrierpunkt. Die maximale Löslichkeit hängt auch von den gelösten Salzen im Wasser ab: In Meerwasser sind nur etwa 8 Milligramm pro Liter Sauerstoff bei 0 °C löslich. Ist das Wasser mit Luft gesättigt, lösen sich bei 0 °C im Süßwasser nur noch 10,3 Milligramm pro Liter. 

Sauerstoff-Löslichkeit in reinem Wasser

Die maximale Löslichkeit hängt von der Wassertemperatur ab.

Sauerstoff ist im Gegensatz zu Stickstoff sehr reaktionsfreudig und verstärkt Verbrennungen. Er verbrennt die meisten Elemente wie Eisen oder Schwefel unter Feuer- und Lichterscheinung zu ihren Oxiden. Eine sehr heftige Reaktion erfolgt mit dem Element Cer. Dabei entstehen Temperaturen bis zu 4000 °C.

Cer-Eisen reagiert mit reinem Sauerstoff

Hält man einen glühenden Zündstein in reinen Sauerstoff, erfolgt eine sehr heftige Reaktion.

 
Film
 

Eine extrem hohe, auf chemischem Weg erreichbare Temperatur mit über 4660 °C erhält man bei der Verbrennung von Zirconium-Pulver oder Zirconium-Wolle in reinem Sauerstoff:

Derartige Reaktionen werden als Oxidationen bezeichnet. Zu den Oxidationen zählen die Verbrennungen, aber auch der Rostvorgang oder die Atmung gehören dazu. Je höher die Sauerstoffkonzentration ist, umso heftiger ist die Reaktion. Zur Zündung benötigt es meist Aktivierungsenergie. Ein lauter Knall tritt nach der Zündung eines Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisches im Verhältnis 2 zu 1 auf. Bei dieser Knallgasreaktion entsteht Wasserdampf als Reaktionsprodukt.   

Sauerstoff-Atome kommen in zahlreichen chemischen Verbindungen vor, zum Beispiel in anorganischen Mineralsäuren wie Phosphorsäure, Salpetersäure oder Schwefelsäure und deren jeweiligen Salzen, in Laugen, in Alkoholen wie Methanol oder Ethanol, in Aldehyden wie Formaldehyd, in Ketonen wie Aceton und organischen Säuren wie Methansäure oder Ethansäure.   

Im Labor wird gasförmiger Sauerstoff mit der Glimmspan-Probe nachgewiesen. Dazu entzündet man einen Holzspan, lässt ihn eine Weile glühen und bläst dann die Flamme wieder aus. Hält man den glühenden Span in einen Behälter mit reinem Sauerstoff, entzündet sich der Span wieder. Wenn ein Stück glühende Holzkohle in einen mit Sauerstoff gefüllten Standzylinder getaucht wird, beginnt die Kohle ebenfalls zu brennen. Das Blasen mit einem Blasebalg auf ein Feuer führt mehr Luftsauerstoff zu und verstärkt dadurch das Feuer.

Glimmspan und Eisenwolle in reinem Sauerstoff

Ein glimmender Holzspan flammt in reinem Sauerstoff auf. Die Eisenwolle verbrennt unter Funkebsprühen.

Beim Durchleiten von Chlor durch eine alkalische Wasserstoffperoxid-Lösung in einer Gaswaschflasche mit Fritte bildet sich ein Hypochlorit-Ion. Dieses reagiert mit dem Wasserstoffperoxid zu einem Chlorperoxid-Ion, das unter Chlorid-Abspaltung Singulett-Sauerstoff bildet. Dieser stellt eine energetisch angeregte Form des Sauerstoffs dar. Beim Umwandeln in den gewöhnlichen Triplett-Sauerstoff wird Energie abgegeben, die wir als rotes Licht wahrnehmen. Beim Singulett-Sauerstoff ist der Spin der Elektronen antiparallel ausgerichtet.

Singulett-Sauerstoff

Chlor wird über eine Fritte in eine stark abgekühlte, alkalische Wasserstoffperoxid-Lösung geleitet. Im Dunkeln ist ein rotes Leuchten zu sehen.

Page 12

Der gasförmige Wasserstoff ist bei Zimmertemperatur farb- und geruchlos, er ist etwa vierzehnmal leichter als Luft. Wasserstoff ist das Element mit der geringsten Dichte. Das Gas diffundiert leicht durch viele Materialien, sogar durch Metalle wie Platin. Wasserstoff hat eine sehr tiefe Schmelz- und Siedetemperatur, er wird in dieser Eigenschaft nur vom Helium übertroffen. In Wasser löst sich Wasserstoff nur schlecht, während einige Metalle wie Palladium Wasserstoff bis zum 12000fachen ihres Volumens absorbieren können. An der Luft verbrennt Wasserstoff mit einer schwach bläulichen Flamme zu Wasser. Beim Verbrennen an einer Glasdüse erscheint die Flamme oft gelblich, da das heiße Glas die Flamme beeinflusst. Der gebräuchliche Wasserstoff kommt immer in Form von zweiatomigen Molekülen H2 vor.

Verbrennungsprodukt des Wasserstoffs

Ein kalter Rundkolben wird an eine Wasserstoff-Flamme gehalten. Dabei bildet sich ein Beschlag. Dies ist ein erster Hinweis darauf, dass bei dieser Verbrennung Wasser entsteht.

Film

Gemische mit Luft oder mit reinem Sauerstoff explodieren nach der Zündung mit lautem Knall. Sie werden als Knallgasgemische bezeichnet. Die optimalen Mischungsverhältnisse kommen nach den Gasgesetzen von Gay-Lussac immer in ganzen Zahlen vor. Mit Hilfe eines Eudiometers können diese Verhältnisse bestimmt werden. Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff im Verhältnis 2 zu 1 und mit Chlor im Verhältnis 1 zu 1.  

Wasserstoff lässt sich geregelt in Chlor verbrennen. Gemische mit Chlor explodieren bei Zündung, sie können sogar durch Lichteinwirkung gezündet werden. Bei der Reaktion entsteht gasförmiger Chlorwasserstoff, der beim Einleiten in Wasser Salzsäure bildet.

Wasserstoff verbrennt in Chlor

Wasserstoff verbrennt in Chlor mit einer gelblichen Flamme. Ein befeuchtetes Universalindikator-Papier färbt sich nach der Reaktion rot.

Film

Mit Stickstoff reagiert Wasserstoff bei hoher Temperatur, unter Druck und unter Verwendung von Katalysatoren zu Ammoniak (siehe Haber-Bosch-Verfahren):

Für eine Reaktion mit den anderen Elementen ist ebenfalls hohe Temperatur und Druck notwendig, beispielsweise bei der Reaktion von Schwefel mit Wasserstoff zu Schwefelwasserstoff:  

Wasserstoff wirkt auf viele Metalloxide beim Erhitzen als Reduktionsmittel, so auch bei der Reduktion von Kupfer(II)-oxid:  

Mit Alkali- oder Erdalkalimetallen bilden sich Hydride. Auch sämtliche Säuren enthalten Atome des Wasserstoffs. Wasserstoff-Atome sind Bestandteil zahlreicher organischer Verbindungen, zum Beispiel bei den Kohlenwasserstoffen (Methan, Ethan, Benzol), bei den Alkoholen (Methanol, Ethanol), den Aldehyden, den Alkansäuren, den Fetten, den Kohlenhydraten und den Proteinen.  

Im Labor erfolgt der Nachweis von Wasserstoff mit der Knallgas-Probe. Diese Probe dient auch zur Überprüfung, ob in einem Gas ein Knallgas-Gemisch vorliegt. Ertönt ein lauter pfeifender Knall, handelt es sich um Knallgas, bei einem harmlosen, dumpfen Geräusch ist nur reiner Wasserstoff im Reagenzglas.  

Durchführung der Knallgas-Probe

Bei der Knallgas-Probe wird ein Reagenzglas mit Wasserstoff gefüllt und mit dem Daumen verschlossen. Dann dreht man es in die leuchtende Brennerflamme.

Film  

In einer Gasentladungsröhre leuchtet der Wasserstoff blauviolett. Ein Glasröhrchen ist mit Wasserstoff unter geringem Druck gefüllt. Beim Anlegen einer Spannung entstehen im Gas frei bewegliche Ladungsträger, die je nach ihrer Polarität Richtung Anode oder Kathode beschleunigt werden. Treffen sie auf ein Atom, werden weitere Ladungsträger freigesetzt. Bei jedem Aufprall wird Strahlung  frei. Trifft ein beschleunigtes Elektron oder ein Ion auf ein Atom, absorbiert dieses einen bestimmten Energiebetrag. Hierbei geht die äußere Elektronenhülle auf ein nächst höheres Energieniveau über. Das so angeregte Atom kann diesen Zustand aber nicht halten und sendet die Energie in Form eines Strahlungsquants wieder aus. Die Frequenz der Strahlung hängt vom jeweiligen Gas ab. 

Wasserstoff in einer Gasentladungsröhre

Wasserstoff leuchtet bei der Gasentladung blauviolett.

Page 13