p-Block Elemente II

Durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft. Siehe Herstellung Stickstoff

Sauerstoff wird beim autogenen Schweißen verwendet:
C₂H₂(g) + 5/2O₂(g) → 2CO₂(g) + H₂O(g)

Sauerstoff hat eine geradzahlige Anzahl von Elektronen, zwei von ihnen sind ungepaart, dadurch ist O₂ paramagnetisch. Dieser Paramagnetismus hat eine praktische Anwendung, da der Sauerstoffgehalt in Inkubatoren und anderen lebenserhaltenden Systemen durch Messung des Magnetismus des vorhandenen Gases ermittelt werden kann.

Elementarer Sauerstoff kommt auch als das allotrope Ozon, O₃, in hohen Lagen der Atmosphäre vor, wo es durch Einwirkung von Sonnenstrahlen gebildet wird. Ozon ist auch in Smoggebieten vorhanden, wo es durch die Reaktion von Sauerstoffmolekülen mit Sauerstoffatomen gebildet wird. Die Sauerstoffatome werden durch fotochemische Zersetzung von NO₂, einer Verunreinigung bei Verbrennungsprozessen, produziert:
NO₂(g) → (Licht) NO(g) + O(g)

Nativer Schwefel wird über den genialen Frasch-Prozeß gewonnen, der den geringen Schmelzpunkt und die geringe Dichte ausnützt. In diesem Prozeß wird Wasser mit ca. 165°C und unter Druck im äußersten von drei konzentrischen Rohren hinuntergepumpt und schmilzt damit den Schwefel, der in den tiefen Gesteinslagen unterirdisch lagert. Komprimierte Luft wird durch das innerste Rohr hinuntergedrückt und zwingt so die lockere Mischung von Schwefel, Luft und heißem Wasser durch das mittlere Rohr hinauf. Der unlösliche Schwefel scheidet sich dann beim Abkühlen aus der Mischung ab.

Beim Frasch-Prozeß wird überhitztes Wasser – Wasser unter Druck und über 100°C – durch das äußere Rohr nach unten gepumpt; komprimierte Luft wird durch das innerste Rohr nach unten gepresst und transportiert eine Mischung von flüssigem Schwefel, Luft du heißem Wasser durch das mittlere Rohr nach oben.

Eine Hauptquelle des Schwefels ist der Clausprozeß, in dem ein Teil des H₂S im Erdöl und Erdgas zuerst zu Schwefeldioxid oxidiert wird:
2H₂S(g) + 3O₂(g) → 2SO₂(g) + 2H₂O(l)
Der Rest des Schwefelwasserstoffs wird dann durch Reaktion mit diesem SO₂ oxidiert:
2H₂S(g) + SO₂(g) → (300°C, Al2O3) 3S(s) + 2H₂O(l)

Metalle bilden basische Oxide, Nichtmetalle bilden saure Oxide. So löst sich beispielsweise Lithiumoxid (ein Metalloxid) unter Bildung von Lithiumhydroxidlösung in Wasser:
Li₂O(s) + H₂O(l) → 2LiOH(aq)
Während Schwefeltrioxid (ein nichtmetallisches Oxid) sich unter Bildung einer schwefelsauren Lösung in Wasser löst:
SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq)

Hochreines Wasser wird durch Ionenaustausch erhalten, dem Austausch eines Ions in einer Lösung gegen ein anderes. Wasser wird durch einen Zeolithen, ein Natriumaluminiumsilikat mit einer sehr offenen Struktur, das Ionen wie Mg²⁺und Ca²⁺ aufnehmen kann, und dabei oft ein H⁺ Ion abgibt, durchgeleitet.

Wasser ist auch amphoter und kann daher sowohl als Brönstedbase als auch als Brönstedsäure wirken:
CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + CH₃CO₂^-(aq)
H₂O(l) + NH₃(aq) ↔ NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)
Wasser ist Lewisbase und bildet Komplexe.

Disporportionierungsreaktion ist eine Reaktion, bei der die Oxidationszahl eines Elementes unter Bildung von 2 verschiedenen Substanzen aus einer einzigen Substanz, die das Element enthält, simultan zunimmt und abnimmt.
2Cu⁺(aq) → Cu(s) + Cu²⁺(aq)

Wasserstoffperoxid, H₂O₂, wird über die Reaktion von Anthrachinon mit Wasserstoff in einem Kohlenwasserstoff als Lösungsmittel, hergestellt:

A + H₂(g) →(Δ) AH₂
Dann wird Luft durch das Produkt durchgeleitet:

AH₂ + O₂(g) → A + H₂O₂

Das Gas Schwefelwasserstoff, H₂S, wird durch Protonierung des Sulfidions, einer Brönstedbase, in einer Reaktion wie etwa
FeS(s) + 2HCl(aq) → FeCl₂(aq) + H₂S(g)
gebildet.

Es kann sowohl in saurer als auch basischer Lösung als Oxidationsmittel wirken:
Saure Lösung: H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) + 2e^- → 2H₂O(l)
Basische Lösung: HO₂^-(aq) + H₂O(l) + 2e^- → 3OH^-(aq)
Es kann in saurer und basischer Lösung aber auch als Reduktionsmittel wirken:
Saure Lösung: O₂(g) + 2H⁺(aq) + 2e^- → H₂O₂(aq)
Basische Lösung: O₂(g) + 2H₂O(l) + 2e^- → H₂O₂(aq) + 2OH^-(aq)

Die wichtigsten Oxide und Sauerstoffsäuren des Schwefels sind das Dioxid und das Trioxid und die dazugehörige schwefelige bzw. Schwefelsäure. Schwefeldioxid ist ein saures Oxid und das Anhydrid der schwefeligen Säure (H₂SO₃), die die Ausgangssubstanz für Hydrogensulfite und Sulfite darstellt.

SO₂(g) + H₂O(l) → H₂SO₃(aq)

Sulfite sind recht gute Reduktionsmittel, da sie leicht zum Sulfation oxidiert werden können. In Schwefeldioxid und in den Sulfiten ist die Oxidationszahl des Schwefels +4.

Schwefelsäure hat drei wichtige chemische Eigenschaften: Brönstedsäure, Dehydrationsmittel und Oxidationsmittel;

Fluor ist stark oxidierend. Herstellungsart für elementares Fluor ist die Elektrolyse einer wasserfreien, geschmolzenen Mischung von Kaliumfluorid und Flußsäure bei ca. 75°C mit Kohlenstoff als Anode.
Chlor wird elektrolytisch mit dem Downs-Prozeß produziert, entweder aus geschmolzenem Salz oder Salzsole. Chlor ist ein starkes Oxidationmittel.
Chlor wird auch zur Erzeugung von Brom aus Sole eingesetzt, da es die Br^- Ionen oxidiert:
2Br^-(aq) + Cl₂(g) → Br₂(l) + 2Cl^-(aq)
Dabei wird Luft durch die Lösung geblasen, um Brom zu verdampfen und auszutreiben.

Iod kommt als Iodidion in Sole und als Verunreinigung in Chilesalpeter vor. Die wichtigste Quelle für moderne Iodgewinnung ist das Salzwasser aus Ölquellen, weil Öl selbst das Zersetzungsprodukt von Meeresorganismen entsteht, die während ihrer Lebenszeit Iod akkumuliert haben. Das Element wird durch Oxidation mit Chlor erzeugt:
Cl₂(g) + 2I^-(aq) → I₂(aq) +2Cl^-(aq)
Iod ist für lebende Systeme in geringen Mengen ein essentielles Element; ein Mangel führt zu einem Anschwellen der Schilddrüse (“Kropf”).
 

Die geringe Größe des Fluoridions führt auch zu hohen Gitterenthalpien in seinen ionogenen Verbindungen. Als Konsequenz sind die Löslichkeiten der Fluoride niedriger als die anderer Halogenide. Dieser Unterschied in der Löslichkeit ist einer der Gründe, warum Ozeane so viele Chloride enthalten, aber kaum Fluoride, obwohl Fluor auf der Erdkruste häufiger ist als Chlor.

Die Halogene bilden Verbindungen miteinander. Diese Interhalogenverbindungen haben die Formeln XX’, XX’₃, XX’₅, XX’₇, wobei X das schwerere (und größere) der beiden Halogene ist. Alle Interhalogenverbindungen werden durch direkte Reaktion der beiden Halogene erzeugt, und das dabei entstehende Produkt ist durch die Mengenverhältnisse der Reaktanden bestimmt, zB:
Br₂(g) + Cl₂(g) → 2BrCl(g)
Cl₂(g) + 3F₂(g) → 2ClF₃(g)
Cl₂(g) + 5F₂(g) → 2ClF₅(g)

...

Hypochlorite sind nützlich, da sie organisches Material oxidieren. Sie werden in Bleichmitteln und als Desinfektionsmittel in Schwimmbädern und anderen Wasseraufbereitungen eingesetzt.

Perchloratsäure, HClO₄. Chlor hat in Perchloraten eine Oxidationszahl von +7 (ausgezeichnetes Oxidationsmittel). Ein Beispiel für seine oxidierende Wirkung findet Verwendung einer Mischung von Ammoniumperchlorat und Aluminiumpulver in den Feststoffraketen des Space Shuttles. Die Ammoniumionen und Aluminium sind der „Treibstoff“, die Perchlorationen dienen als Sauerstoffquelle.

Das meiste Fluor aus der Produktion wird zur Herstellung des flüchtigen UF₆
verwendet, das eine Zwischenstufe bei der Herstellung von Kernspaltmaterial ist. Ein
großer Teil der übrigen Produktion wird für die Herstellung von SF₆ in elektrischen
Geräten und für die Produktion von fluorierten Kohlenwasserstoffen, wie etwa Teflon
und den Freonen eingesetzt. Chemisch relativ inert.

H₂SO₄ (aq) + H₂O → H₃O⁺ (aq) + HSO₄^- (aq)
HSO₄^- (aq) + H₂O → H₃O⁺ (aq) + SO₄^2- (aq)

HF hat eine ausgeprägte Wasserstoffbrückenbindung (→ geringe Flüchtigkeit). Die
kurzen Zickzackketten der wasserstoffbrückengebundenen Moleküle existieren
teilweise sogar noch im Dampf.

Füllgas in Luftschiffen, beim Tiefseetauchen und in Raumschiffen (Sauerstoff wird
verdünnt), als Druckgas für Raketentreibstoff, als Kühlmittel, als angeregtes Gas in
Helium-Neon-Lasern

CaF₂ + 2 H₂SO₄ (aq) → Ca(HSO₄)₂ (aq) + 2 HF

Verwendung in Schaltern von Hochspannungsgeräten, da es ein viel besserer Isolator
als Luft ist (Sehr große Ionisationsenergie von SF₆ → sogar sehr starke elektrische
Felder können die Elektronen nicht abziehen)

CaSO₄.2H₂O (Gips; Baustoff)
BaSO₄ (Barit, Röntgenaufnahmen des Magen-Darm-Trakts, Bohrschlamm in Ölfeldern)
PbSO₄ (wird bei der Entladung des Blei-Säure-Akkus gebildet)
CuSO₄.5H₂O (Kupfervitriol; Fungizid)

Iod kommt als Iodidion in Sole und als Verunreinigung in Chilesalpeter vor.
2 I^- (aq) + Cl₂ → I₂ (aq) + 2 Cl^- (aq)

Eine Disproportionierungsreaktion ist eine Reaktion, bei der die Oxidationszahl eines
Elements unter Bildung von 2 verschiedenen Substanzen aus einer einzigen Substanz,
die das Element enthält, simultan zu- und abnimmt:
Cl-Cl (g) + H₂O (l) → Cl-OH (aq) + HCl (aq)

O₂^-

Salzbildner

Argon wird verwendet, um eine inerte Atmosphäre beim Schweißen sicherzustellen
(Verhinderung von Oxidation), um gewisse Glühbirnen zu füllen (Funktion: Hitze vom
Glühfaden ableiten)

C₂H₂ + 5/2 O₂ → 2 CO₂ + H₂O

Claus-Prozess:
2 H₂S + 3 O₂ → 2 SO₂ + 2 H₂O
2 H₂S + SO₂ → (300°, Al₂O₃) 3 S + 2 H₂O

Frasch-Prozess (Seite 93):
Geringe Dichte und geringer Schmelzpunkt wird ausgenützt. Wasser (165°C, hoher
Druck) wird durch das äußerste von 3 Rohren hinuntergepumt und schmilzt dabei den
Schwefel (lagernd in tiefen Gesteinslagen). Komprimierte Luft wird durch das innerste
Rohr hinuntergedrückt → Mischung von Schwefel, Luft und Wasser kommt durch das
mittlere Rohr herauf. Beim Abkühlen scheidet sich der unlösliche Schwefel ab.

NO₂ → (Licht) NO + O (fotochemische Zersetzung von NO₂)
O + O₂ → O₃ (Reaktion von Sauerstoffmolekülen mit dem hochreaktiven
Sauerstoffatom)

H₂O₂ kann sowohl in saurer(*) als auch in basischer(**) Lösung als Oxidationsmittel
wirken:
(*) H₂O₂ (aq) + 2 H⁺ (aq) + 2 e^- → 2 H₂O
(**) HO₂^- (aq) + H₂O + 2 e^- → 3 OH^-

H₂O₂ kann sowohl in saurer(*) als auch in basischer(**) Lösung als Reduktionsmittel
wirken:
(*) O₂ + 2 H⁺ (aq) + 2 e^- → H₂O₂ (aq)
(**) O₂ + 2 H₂O + 2 e^- → H₂O₂ (aq) + 2 OH^-

A: 2 Cl^- (aq) → Cl₂ + 2 e^-
K: 2 H₂O + 2 e^- → H₂ + 2 OH^- (aq) 

                               Cl₂ + 2 OH^- (aq) → ClO^- (aq) + Cl^- (aq) + H₂O

Die geringe größe des Fluoridions führt zu hohen Gitterenthalpien in seinen ionogenen
Verbindungen → Löslichkeiten der Fluoride sind geringer als die anderer Halogenide.

Stickstoff wird durch fraktionelle Destillation von flüssiger Luft erhalten. Luft wird durch eine Reihe von Entspannungs- und Kompressionsschritten auf unter -196°C abgekühlt. Die flüssige Mischung wird durch fraktionierte Destillation in Stickstoff (Siedepunkt -196°C) und Sauerstoff (Siedepunkt -183°C) zerlegt.