Natrium ist ein sehr unedles Metall. Dies ergibt sich aus der Stellung im Periodensystem der chemischen Elemente. Natrium steht in der ersten Hauptgruppe, ist also ein Alkalimetall. Show Atome und Ionen sind in der Edelgas-Konfiguration (mit 8 Aussenelektronen) am stabilsten. Die Alkalimetalle erreichen dies durch Abgabe eines Elektrons. Die Ionisierungsenergie ist bei diesen Elementen sehr gering und sie besitzen sehr kleine Elektronegativitäten. Die Natriumatome haben eine grosse Tendenz, Elektronen abzugeben, wobei sie oxidiert werden. Als Oxidationsmittel kann auch Wasser dienen (wobei die die Hydronium-Ionen im Wasser reagieren). H+-Ionen werden dabei zu elementarem Wasserstoff (H2) reduziert, Natrium zu Na+-Ionen oxidiert. Das Metall löst sich auf. Da sich auf der Metalloberfläche keine schützende Oxidschicht bilden kann (wie z.B. bei Aluminium), läuft die Reaktion vollständig ab. Die Redox-Reaktion (also die Kombination aus einem Reduktions- und einem Oxidationsprozess) ist stark exotherm, es wird also viel Energie in Form von Wärme frei. Weitere Informationen sowie ein Video zu dieser Reaktion finden Sie auf der Homepage der Universität Erlangen. Die Frage wurde beantwortet von Dr. Axel Schunk vom Computer-Chemie-Centrum der Friedrich-Alexander-Universität Erlangen-Nürnberg.
Natrium wird in eine mit Wasser gefüllte Schale gegeben. Die erfolgende Reaktion ist gut zu beobachten. Verwendete Chemikalien
Verwendete Geräte, VersuchsaufbauGroße Glasschale aus Duran, Pril, Skalpell, Pinzette VersuchsdurchführungEine große Glasschale wird bis zur Hälfte mit Wasser gefüllt. Nun wird etwas Spülmittel und Phenolphthalein-Lösung zugegeben. Aus dem Vorratsbehälter wird mit einer Pinzette Natrium entnommen und ein erbsengroßes Stück mit dem Skalpell abgetrennt. Das Stück Natrium wird nun in die Schale gegeben. Abgase nicht einatmen! Zündquellen fernhalten! Reaktionsgleichung2 Na(s) + 2 H2O → 2 NaOH(aq) + H2↑ Das Natrium reagiert mit dem Wasser. Es entsteht Natronlauge und Wasserstoff wird frei. Dabei handelt sich um eine exotherme Reaktion, das bedeutet, dass Wärme frei wird. Der Indikator Phenolphthalein färbt die entstehende Natronlauge violett. Dabei handelt es sich um die Salzform (Baseform) des Phenolphthaleins. Medien Quellenangaben
[1] F. Bukatsch, O. Krätz, G. Probeck und R. Schwankner. „Eine Seeschlacht auf offenem Meer“. In: So interessant ist Chemie, 2. Auflage, Aulis-Verlag Deubner: Köln, 1997, 90–91. Download Details Manfred Seidl Reines Natrium glänzt hell silbrig und besitzt ähnlich wie Silber ein sehr hohes Reflexionsvermögen für Licht. Diese optische Eigenschaft kann jedoch im normalen Alltagsgebrauch nicht genutzt werden: Das sehr reaktionsfähige Alkalimetall läuft an feuchter Luft sofort grau an. Es ist ein sehr weiches Metall, die Härte nach Mohs beträgt 0,5. Es lässt sich mit dem Messer leicht schneiden. Nur Kalium, Cäsium und Rubidium sind noch weicher.
An offener Luft bindet elementares Natrium Sauerstoff, Wasser und Kohlenstoffdioxid und wandelt sich allmählich zu einem Gemisch aus Natriumhydroxid, Natriumcarbonat und Natriumhydrogencarbonat um. Daher wird es unter Paraffinöl oder Petroleum als Schutzflüssigkeit aufbewahrt. Nach Lithium und Kalium ist es das Element mit der geringsten Dichte. Bei völliger Dunkelheit tritt Chemolumineszenz in Form eines grünen Leuchtens auf. Natrium hat einen niedrigen Schmelzpunkt und besitzt gute elektrische Leitfähigkeit und gute Wärmeleitfähigkeit. Das Alkalimetall ist sehr reaktionsfähig und verbrennt an der Luft mit gelber Flamme. Dabei entsteht gelb gefärbtes Natriumperoxid Na2O2 und farbloses Natriumoxid Na2O. Wie viel jeweils von den beiden Oxiden bei der Verbrennung entsteht, hängt von der vorhandenen Feuchtigkeit, vom Sauerstoffgehalt und von der Verbrennungstemperatur ab. Bei höheren Verbrennungstemperaturen entsteht eher Natriumperoxid. 4 Na + O2 2 Na + O2 Bei hohem Druck lässt sich Natrium in reinem Sauerstoff zum orangefarbenen Natriumhyperoxid NaO2 oxidieren. Beim Überleiten von Ozon über das stark abgekühlte Hyperoxid erhält man rotes Natriumozonid NaO3, das durch das Extrahieren mit flüssigem Ammoniak abgetrennt werden kann. Das Ozonid zersetzt sich aber wieder bei Raumtemperatur. [Lit 5]
Eine gelbe Flammenfarbe erzeugen auch die Salze des Natriums wie Natriumchlorid oder Natriumcarbonat. Mit Wasser reagiert elementares Natrium stürmisch unter Bildung von Wasserstoff und Natriumhydroxid. Dieses löst sich sofort in dem im Überschuss vorhandenen Wasser zu Natronlauge. 2 Na + 2 H2O Dabei verformt sich das zuvor gut entrindete, erbsengroße Natriumstück unter Zischen zunächst zu einer Kugel, die dann über die Wasseroberfläche flitzt. Versetzt man das Wasser vor dem Versuch mit Phenolphthalein-Lösung, färbt der Indikator aufgrund der sich bildenden alkalischen Lösung das Wasser pinkfarben.
Kann die dabei entstehende Reaktionswärme nicht abgeführt werden, beispielweise bei der Verwendung von sehr wenig Wasser durch Unterlegen eines Filterpapiers oder durch Einwickeln in ein Tuch, erfolgt eine Entzündung des Natriums oder sogar eine Explosion. Brennendes Natrium zeigt eine kräftige, gelbe Flamme.
Mit Fluor reagiert Natrium explosionsartig. In flüssigem Brom oder beim Überleiten von Bromdämpfen verbrennt es heftig. Bei der Verwendung von flüssigem Brom kann auch eine Explosion auftreten. In Chlorgas verbrennt Natrium mit gelber Flamme zu Natriumchlorid: 2 Na + Cl2
Natrium reagiert auch mit anderen Stoffen. Mit Salzsäure bildet sich unter Wasserstoffentwicklung Natriumchlorid, mit Schwefelsäure entsteht Wasserstoff und Natriumsulfat. Mit Alkoholen erhält man Alkoholate. Durch Auflösen von Natrium in Ethanol kann man das Alkalimetall sicher entsorgen: 2 Na + 2 C2H5OH Page 2Reines Kalium ist ein sehr weiches, silbergrau glänzendes Leichtmetall. Es ist weicher als Natrium. An der Luft läuft es sehr rasch an und bildet zunächst eine Schicht aus Kaliumoxid, die allmählich zu Kaliumhydroxid und dann zu Kaliumcarbonat übergeht. Aufgrund dieser Eigenschaft wird Kalium unter Paraffinöl als Schutzflüssigkeit aufbewahrt. Altes Kalium bildet an der Oberfläche Peroxidkrusten. Diese können bei Berührung – beispielsweise mit einem Messer – heftig explodieren.
Kalium ist ein sehr unedles Metall. An der Luft oder mit Sauerstoff verbrennt es mit violetter Flammenfarbe zu gelbem Kaliumperoxid K2O2 oder zu orangefarbenem Kaliumhyperoxid KO2: K + O2 2 K + O2
Wirft man ein kleines Stückchen Kalium auf eine Wasseroberfläche, schmilzt es zu einem Kügelchen und reagiert in einer heftigen Reaktion zu Kaliumhydroxid und Wasserstoff. Dabei entzündet sich der entstehende Wasserstoff und verbrennt. Die rotviolette Flammenfarbe wird durch die vorhandenen Kaliumionen verursacht. Gegen Ende der Reaktion explodiert das Kalium oft. Eine Reaktion findet auch auf Eis statt. Das gebildete Kaliumhydroxid (KOH) reagiert mit den überschüssigen Wasser sofort weiter zu Kalilauge. 2 K + 2 H2O
Besonders gefährlich ist es, wenn das Kalium erwärmt wird. Aufgrund des niedrigen Schmelzpunktes kann es schon am Sonnenlicht schmelzen. Geschmolzenes Kalium ist sehr reaktionsfähig, Spritzer im Auge und auf der Haut verursachen schwere Verätzungen oder führen zu schweren Verbrennungen. Mit den Halogenen bildet Kalium schon bei Zimmertemperatur explosionsartig die entsprechenden Salze: 2 K + Cl2 Mit Säuren entstehen unter heftiger Reaktion Wasserstoff und das Kaliumsalz der Säuren, so entsteht mit Salzsäure das Salz Kaliumchlorid und gasförmiger Wasserstoff: 2 K + 2 HCl Kalium lässt sich auch sehr leicht mit Natrium legieren. Mischt man 78% Kalium und 22% Natrium erhält man eine Legierung mit einer sehr niedrigen Schmelztemperatur von −11,4° Celsius. Diese Legierungen reagieren mit flüssigen halogenorganischen Verbindungen sehr explosiv; die ersten Versuche dazu führte der deutsche Chemiker Hermann Staudinger durch. Page 3Calcium ist im reinen Zustand ein silbrig glänzendes Leichtmetall, das an der Luft infolge einer Oxidation relativ schnell dunkelgrau anläuft. Es ist weich und dehnbar. Calcium ist ein sehr unedles Metall. In seinen chemischen Eigenschaften zeigt es Verwandtschaft mit Strontium und Barium. Nach dem Zünden mit einem Brenner verbrennt es an der Luft unter Funkensprühen zu Calciumoxid, gleichzeitig entsteht mit dem Stickstoff der Luft auch Calciumnitrid. Dieses wirkt stark reizend auf die Atemwege. 2 Ca + O2 3 Ca + N2
Mit Wasserstoff reagiert Calcium zu Calciumhydrid CaH2. Mit Wasser entsteht unter Wasserstoffbildung Calciumhydroxid Ca(OH)2. Die alkalische Lösung ist unter dem Namen Kalkwasser bekannt. Auch mit den meisten Säuren löst sich Calcium unter Bildung von Wasserstoff und der entsprechenden Salze rasch auf. Ca + H2 Ca + 2 H2O
Calcium-Ionen spielen im Stoffwechsel der Lebewesen und auch im natürlichen Kalkkreislauf eine bedeutende Rolle. Der Gehalt an Calcium-Ionen im Wasser wird zur Bestimmung der Wasserhärte herangezogen. Das Vorhandensein der Ionen bei Verbrennungen führt zu einer hellroten Flammenfarbe, die in der Flammprobe zum Nachweis von Calciumsalzen dient.
Page 4Reines Aluminium glänzt hell silbrig, es besitzt im sichtbaren Licht ein durchgängig konstant gutes Reflexionsvermögen, so dass es sich für Spiegelbeschichtungen hervorragend eignet. Aluminium ist relativ weich, man kann es mit einem Messer ritzen. Dies erklärt auch, warum sich Aluminium maschinell zu dünnen Blechen und Folien walzen lässt. Das Leichtmetall ist sehr zäh, kompakte Stücke lassen sich mit Hammer und Meißel kaum trennen. Aluminium hat eine relativ niedrige Schmelztemperatur, Folien und dünne Bleche lassen sich mit der rauschenden Brennerflamme schmelzen. Außerdem besitzt es eine sehr gute elektrische Leitfähigkeit und auch eine gute Wärmeleitfähigkeit.
Fein verteiltes Aluminium verbrennt an der Luft unter Lichtblitz und starker Wärmeentwicklung zu Aluminiumoxid Al2O3. Als Nebenprodukt entsteht durch eine Reaktion mit dem Luftstickstoff Aluminiumnitrid AlN. 4 Al + 3 O2 2 Al + N2
Von Salzen verschiedener Metalle (Blei, Eisen, Kupfer, Nickel, Natrium, Quecksilber, Zink und Zinn) wird Aluminium angegriffen. Es löst sich auch sehr leicht in starken Säuren unter Wasserstoffbildung und Bildung der entsprechenden Salze, mit Salzsäure erhält man Aluminiumchlorid und Wasserstoff: 2 Al + 6 HCl + 6 H2O Die dabei entstehenden Salze reagieren infolge ihrer Hydrolyse in wässrigen Lösungen sauer. Zunächst löst es sich langsam, solange bis sich die schützende Oxidschicht aufgelöst hat, dann erfolgt eine raschere Zersetzung. In oxidierend wirkenden Säuren wie (kalte) Salpetersäure wird Aluminium nicht angegriffen, da sich die oxidierte Schutzschicht des Metalls weiter verstärkt. Mit Natronlauge bildet es unter stürmischer Wasserstoffentwicklung Natriumhydroxoaluminat: 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O
Alle Aluminiumverbindungen kommen bei Raumtemperatur in der Oxidationsstufe +3 vor, beispielsweise Aluminiumoxid oder Aluminiumsulfat. Aluminiumverbindungen mit der Oxidationsstufe +1 sind nur bei tiefen Temperaturen beständig. Aluminiumwasserstoff oder Aluminiumhydrid AlH3 bildet farblose Kristalle. Er entsteht bei der Reaktion von Aluminiumchlorid mit Lithiumalanat in Diethylether. Es kommen wie beim Silicium und beim Magnesium auch organische Aluminium-Verbindungen vor. Man bezeichnet sie als Alumane oder Alane.
Eine andere Möglichkeit zum Alumniumnachweis ist die Bildung eines Farblacks mit dem Farbstoff Alizarin S. Zu einer sauren Aluminiumsalz-Lösung wird solange 10%ige Natriumhydroxid-Lösung hinzugetropft, bis die Lösung alkalisch ist. Ein paar Tropfen aus dem Bodensatz werden dann auf eine Tüpfelplatte gegeben. Nach der Zugabe eines Tropfens einer Alizarin-S-Lösung gibt man einen Tropfen einer 12%igen Essigsäure-Lösung hinzu. Es entsteht ein roter Niederschlag, der die Bildung des Farblacks anzeigt. Dieser ähnelt dem Krapplack. Bildet sich der Farblack nicht, wartet man entweder ab oder gibt einen weiteren Tropfen der Essigsäure hinzu.
Page 5Reines Silicium ist ein dunkelgrau oder leicht blaugrau glänzendes Halbmetall, das ähnlich spröde ist wie Germanium, so dass man es mit einem Hammer zerschlagen kann. Dabei entstehen muschelige Bruchstücke mit Metallglanz. Silicium ist sehr hart, allerdings erreicht es nicht die Härte von kristallinem Bor. Kompaktes, kristallines Silicium bildet ähnlich wie beim Diamant eine Gitterstruktur, was die hohe Härte und Sprödigkeit erklärt. Dünne Siliciumplättchen sind durchscheinend. Das bei der Reduktion von Quarzsand erhaltene graue oder graubraune Silicium ist ein unreines Pulver, das im mikrokristallinen Bereich einen ähnlichen Aufbau wie die Kristalle aufweist. Silicium zeigt wie Bismut, Gallium, Germanium oder Wasser beim Schmelzen eine Dichteanomalie: Flüssiges Silicium besitzt eine höhere Dichte als festes. Die thermische Leitfähigkeit des Siliciums ist sehr hoch, dagegen ist die elektrische Leitfähigkeit bei reinem Silicium sehr gering. Sie steigt aber mit zunehmender Temperatur. Durch das Dotieren mit Aluminium- oder Antimon-Atomen kann die elektrische Leitfähigkeit ebenfalls erhöht werden. Man erhält dann einen Halbleiter.
Silicium ist nur sehr wenig reaktionsfähig. Es ist unlöslich in Wasser und Säuren, es wird aber von heißen Alkalilaugen zu den entsprechenden Silicaten aufgelöst: Si + 2 NaOH + H2O Mit den Halogenen und vor allem mit Fluor reagiert Siliciumpulver bereits bei Zimmertemperatur. An der Luft verbrennt Siliciumpulver erst nach sehr starkem Erhitzen zu Silicium(IV)-oxid, das chemisch wie das Mineral Quarz aufgebaut ist: Si + 2 F2 Si + O2 Bei sehr hohen Temperaturen reagiert Silicium auch mit Stickstoff zu Siliciumnitrid Si3N4, mit Kohlenstoff zu Siliciumcarbid SiC und mit Schwefel zu Siliciumdisulfid SiS2. Silicium lässt sich mit Metallen zu Siliciden legieren.
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Kohlenstoff kommt in mehreren Modifikationen vor. Der extrem harte Diamant und der sehr weiche Graphit unterscheiden sich in vielen Merkmalen und doch enthalten sie die gleiche Grundsubstanz. Die Fullerene kommen ebenfalls natürlich vor, beispielsweise in Meteoriten oder im Shungit, einem schwarzen, kohleähnlichen Gestein. Der Londsdaleit ist ein weicher Diamant mit der Mohshärte 3, der im hexagonalen Kristallsystem kristallisiert und einen meteorischen Ursprung hat. Lit [63] Der Diamant kristallisiert im kubischen Kristallsystem. Er ist der härteste alle bekannten und natürlichen Stoffe, er besitzt die beste thermische Leitfähigkeit – sie ist bis zu fünfmal besser als Silber – und die höchste Schmelztemperatur aller Stoffe. Beim Erhitzen unter Luftabschluss geht er bei etwa 1500 °C in den sehr weichen und schwarzen Graphit über. Die Verbrennung eines Diamanten gelingt nur im Sauerstoff-Strom, beim Erhitzen mit einem Schweißbrenner färbt sich der Diamant an der Oberfläche dunkel, ohne zu verbrennen, was auf die Bildung von Graphit hinweist. Eine tatsächliche Verbrennung ist dem Autor auf diese Art und Weise nicht gelungen.
Es existiert Kohlenstoff, der schwache ferromagnetische Eigenschaften aufweist. Die Kohlenstoffmodifikationen Graphit und Diamant sind diamagnetisch. Sie werden von einem Supermagneten leicht abgestoßen. Der Graphit ist stärker diamagnetisch als der Diamant. Der Diamagnetismus erklärt das Phänomen, warum man ein Graphit-Plättchen über mehreren Neodym-Super-Magneten schweben lassen kann. Kohlenstoff fällt in weiteren Formen bei der technischen Verarbeitung an: Dazu zählen Ruß, Aktivkohle, amorpher Kohlenstoff, Kohlenstofffasern, Glaskohlenstoff, Kohlenstoffnanoröhren, Kohlenstoffnanoschaum oder amorpher Kohlenstoff. Lit [35] Von technischer Bedeutung ist auch Graphen, eine zweidimensionale, wabenartige Kohlenstoffstruktur, bei der jedes Kohlenstoff-Atom mit drei weiteren Kohlenstoff-Atomen verknüpft ist. Die Kohlearten wie Steinkohle, Anthrazit oder Braunkohle bildeten sich im Lauf der Jahrtausende durch Umwandlung aus ehemaligen Lebewesen. Beim Verdampfen von Graphit bilden sich sogenannte Kohlenstoffcluster, die auch als Fullerene bezeichnet werden. Diese sind als einzige Kohlenstoffmodifikation in organischen Lösungsmitteln wie Toluol löslich und bilden farbige Lösungen. Sie zeigen ansonsten auch ein recht merkwürdiges Verhalten bei der Reaktion mit anderen Stoffen. Fullerene leiten wie der Diamant den elektrischen Strom nicht. Am bekanntesten ist das aus 60 Kohlenstoff-Atomen bestehende Buckminsterfulleren, das nach dem amerikanischen Ingenieur und Architekten Richard Buckminster Fuller (1895–1983), dem Erfinder von frei tragenden Kuppelkonstruktionen, benannt wurde. Lit [4]
Bei Zimmertemperatur sind die Kohlenstoffmodifikationen stabil, bei höheren Temperaturen verbrennen sie zu Kohlenstoffdioxid CO2, bei unvollständiger Verbrennung bildet sich das giftige Kohlenstoffmonooxid CO. Im Lichtbogen lässt sich aus Kohlenstoff und Wasserstoff Ethin herstellen: 2 C + H2 Mit Wasserdampf reagiert glühender Kohlenstoff bei Wärmezufuhr zu Kohlenstoffmonooxid und Wasserstoff. Dieses Gemisch wird auch als Wassergas bezeichnet: C + H2O Mit Schwefel reagiert Kohlenstoff bei Rotglut zu Schwefelkohlenstoff CS2, mit Stickstoff im Lichtbogen zu Dicyan C2N2 und mit Silicium bei 2000 °C zu Siliciumcarbid SiC. Das Element Kohlenstoff besitzt die Fähigkeit, in chemischen Verbindungen lange Ketten und Ringstrukturen auszubilden, so auch in den Kohlenwasserstoffen. Aus diesem Grund sind die meisten organischen Verbindungen in ihrem Grundgerüst aus Kohlenstoffatomen aufgebaut, sie gelten als Kennzeichen für das Leben auf der Erde.
Beim Verbrennen von kohlenstoffhaltigen Verbindungen erhält man je nach Kohlenstoffgehalt ein Rußen und eine Verkohlung. Beim Erhitzen von Holz entsteht Holzkohle. Wird die Verbrennung einer Kerzenflamme gestört, beispielsweise durch das Halten einer Porzellanschale in die Flamme, erfolgt nur eine unvollständige Verbrennung. Den dabei entstehenden Ruß könnte man noch weiter mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid verbrennen. Page 7β-rhomboedrisches Bor besitzt eine ungewöhnliche hohe Härte, es ist nach dem Kohlenstoff (Diamant) das zweithärteste aller Elemente. Das Element Bor hat sehr hohe Schmelz- und Siedetemperaturen, seine Dichte ist noch geringer als die von Kohlenstoff. Bei Zimmertemperatur ist die elektrische Leitfähigkeit von Bor gering, sie steigt aber beim Erwärmen stark an. Bei 600 °C ist sie hundertmal höher als bei Raumtemperatur.
Amorphes Bor bildet in reiner Form braune Brocken, die leicht zerbröseln. Kristallines Bor lässt sich durch Erhitzen des amorphen Bors auf 1400 °C im Vakuum herstellen [Lit 7]. Es kommen vier kristalline Modifikationen vor [Lit 4 und 5]. In diesen sind die Bor-Atome in B12-Ikosaedern angeordnet:
Bor ist relativ unedel, aber bei Zimmertemperatur nicht sehr reaktionsfähig. Kristallines Bor lässt sich mit einem Brenner kaum entzünden. Beim amorphen Bor nimmt die Reaktionsfähigkeit mit Zunahme der Temperatur stark zu. In Pulverform entzündet sich an der Luft bei etwa 700 °C und verbrennt zu Bor(III)-oxid: 4 B + 3 O2 Bei höheren Temperaturen reagiert Bor mit Stickstoff, Chlor, Brom und Schwefel. Heiße, konzentrierte Salpetersäure oxidiert Bor leicht zu Borsäure. In Gegenwart von Luft entstehen mit alkalischen Schmelzen die entsprechenden Alkaliborate. Bei sehr hohen Temperaturen ist glühendes Bor ein hervorragendes Reduktionsmittel: Es kann dann Wasserdampf, Kohlenstoffdioxid und sogar Siliciumdioxid reduzieren. Bor und seine Salze färben die Brennerflamme in der Flammprobe grün. Vermischt man Borsäure mit Methanol, bildet sich Borsäuretrimethylester, der die Flamme beim Verbrennen des Methanols grün färbt.
Page 8Legiert man Metalle wie Kupfer, Aluminium, Nickel oder Eisen mit wenig Beryllium, werden die Härte, die Festigkeit, die Temperaturempfindlichkeit und die Korrosionsbeständigkeit stark verbessert. Trotz der großen Härte bleiben derartige Legierungen sehr elastisch. Berylliumbronze ist eine Legierung mit Kupfer und einem Anteil von 0,4 bis 2 Prozent Beryllium. Diese Legierung hat die höchste elektrische Leitfähigkeit aller Legierungen. Ein Hammer aus Berylliumbronze schlägt keine Funken und ist trotzdem sehr hart. Werkzeuge mit diesem Material werden überall dort verwendet, wo dies notwendig ist, beispielsweise auf Ölbohrinseln oder in Gaswerken. Die Legierung wird auch in Federn oder in Oberleitungen für Straßenbahnen und Eisenbahnen eingesetzt. Berylliumkupfer findet sich im Kopf von hochwertigen Golfschlägern.
Man benötigt Beryllium als neutronenbremsende Substanz (Moderator) in Kernkraftwerken und Kernwaffen. Außerdem dient es zur Herstellung von Röntgenfenstern. Reines Beryllium lässt die Röntgenstrahlen etwa 17 Mal leichter durch als Aluminium. Page 9Sauerstoff 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.
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 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. 3 Fe + 2 O2 S + O2 Ce + O2
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: Zr + O2 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.
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.
Page 10Der 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.
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. 2 H2 + O2 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. H2 + Cl2
Film Mit Stickstoff reagiert Wasserstoff bei hoher Temperatur, unter Druck und unter Verwendung von Katalysatoren zu Ammoniak (siehe Haber-Bosch-Verfahren): 2 NH3 Für eine Reaktion mit den anderen Elementen ist ebenfalls hohe Temperatur und Druck notwendig, beispielsweise bei der Reaktion von Schwefel mit Wasserstoff zu Schwefelwasserstoff: S + H2 Wasserstoff wirkt auf viele Metalloxide beim Erhitzen als Reduktionsmittel, so auch bei der Reduktion von Kupfer(II)-oxid: CuO + H2 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.
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.
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Was passiert wenn man ein Stück Natrium ins Wasser wirft?
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