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III. Hauptgruppe – Herstellung 14:14 min

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Transkript III. Hauptgruppe – Herstellung

Hallo liebe Freundinnen und Freunde der Chemie. Herzlich Willkommen bei meiner kleinen Reise durch das große Periodensystem der Elemente. Wir befinden uns bereits in der dritten Hauptgruppe und heute werden für über die Herstellung der Elemente sprechen. Wir beginnen ganz oben beim chemischen Element „Bor“. Wie ihr wisst, ist Bor ein Nichtmetall, man kann es auch als Halbmetall bezeichnen. Borsäure kann man in der Natur finden oder zumindest Verbindungen, die diese leicht liefern. Wenn wir Borsäure nehmen und sie erwärmen, setzt Borsäure Wasser frei. Im Ergebnis dieses Prozesses bildet sich Boroxid, also: 2H3BO3 reagiert unter Wärme zu B2O3+3H2O. Borsäure reagiert zu Boroxid und Wasser. So, das Oxid hätten wir. Jetzt brauchen wir noch ein starkes Reduktionsmittel, was aus dem Oxid den Sauerstoff herauszieht. Die Formelgleichung lautet B2O3+3Mg reagieren zu 2B+3MgO. Das starke Reduktionsmittel, was gut mit dem Sauerstoff reagiert, ist Magnesium, Mg. Boroxid und Magnesium reagieren zu Bor und Magnesiumoxid. Das so erhaltene Bor kann durchaus noch größere Mengen an Verunreinigungen aufweisen. Um reines Bor zu synthetisieren, lässt man in der ersten Stufe zunächst Bor mit einem Halogen, zum Beispiel Brom, reagieren. Also, Bor reagiert mit Brom zu Bortribromid. Bevor ich euch die entscheidende Reaktion zeige, möchte ich die Reaktionsgleichung noch ausgleichen. Wir haben nun das Bor in Bortribromid überführt, ein scheinbar nicht sehr sinnvoller Prozess. Aber wartet ab, denn Bortribromid lässt sich leichter in Bor überführen als Boroxid. Nämlich, indem wir es mit elementarem Wasserstoff, mit Wasserstoffgas, reagieren lassen. 2BBr3+3H2 reagieren zu 2B + 6HBr. Bortribromid und Wasserstoff reagieren zu Bor und Bromwasserstoff. H2, haben wir noch nicht gehabt, viele kennen das schon, ist einfach Wasserstoff. Und B ist einfach Bor. Diesmal aber in hochreiner Form, weil nämlich die Verbindung HBr gasförmig ist, das ist Bromwasserstoff, und der entweicht. Und damit ist keine Verschmutzung mehr da. Wir haben reines, lupenreines Bor synthetisiert. So, mit dem Bor sind wir ganz gut klargekommen. Und jetzt wollen wir uns einmal unterhalten, wie man Aluminium aus einem Naturstoff gewinnt. Dieser Naturstoff heißt, wir haben ihn im Video zwei bereits besprochen, „Bauxit“. Bauxit ist keine reine chemische Verbindung, es besteht aus verschiedenen Verbindungen. Aluminium ist an Sauerstoff gebunden und teilweise enthält er die Hydroxylgruppe OH, also formal, Aluminium, als Oxid, mit Wasser enthalten. So, und da das Wasser stört, wird Bauxit zunächst einmal erwärmt, um aus ihm möglichst reines Aluminiumoxid zu synthetisieren. Al2O3, Aluminiumoxid. So weit, so gut. Der nächste Schritt, und der wichtigste, besteht darin, aus dem Aluminiumoxid Aluminium zu gewinnen, dem Aluminium den Sauerstoff zu entziehen. Bei der Lösung dieser Aufgabe helfen uns unsere Kenntnisse über die chemische Bindung. Wir wissen, dass Aluminiumoxid eine Ionenverbindung ist, sie besteht aus positiv geladenen Aluminiumionen und negativ geladenen Sauerstoffionen. Wir wissen, dass man Ionenverbindungen, wie zum Beispiel Salze, durch Elektrolyse in ihre Bestandteile zerlegen kann. Mit Aluminiumoxid allerdings, da gelingt uns das nicht. Die Hauptursache besteht darin, dass Aluminiumoxid in Wasser unlöslich ist. Warum ist das so? Na überlegen wir einmal. Aluminium steht in der dritten Hauptgruppe, das wissen wir aus unseren Kenntnissen übers Periodensystem. Es kann daher dreifach negativ geladene positive Ionen bilden. Beim Sauerstoff, das in der sechsten Hauptgruppe steht, ist das so, dass es zweifach negativ geladene Ionen bilden kann. Und zwischen positiv und negativ gibt es eine sehr starke Coulombsche Anziehung. Da hilft kein Wasser, die Teilchen aufzuspalten. Könnt ihr euch erinnern, wie wir das Problem in einem vorigen Video gelöst haben? Richtig, ohne Wasser durch Elektrolyse. Aber durch eine besondere Elektrolyse, durch die Schmelzflusselektrolyse. Indem wir den Feststoff in eine flüssige Form überführt haben, in eine Schmelze. Welche Bedingungen beziehungsweise Probleme treffen wir jetzt bei Schmelzflusselektrolyse an? Nun, zum einen, das haben wir schon gesagt, findet diese Elektrolyse völlig unter dem Ausschluss von Wasser statt. Das sollte uns aber nicht weiter stören. Das zweite Moment, das wir betrachten müssen, ist der sehr hohe Schmelzpunkt des Aluminiumoxids. Das ist nun wieder darauf zurückzuführen, dass es sich um eine Ionenverbindung mit Ionen handelt, die relativ hohe Ladungen haben. Denn zwei und drei sind hohe Ladungen im Vergleich zu eins, nämlich das doppelte und dreifache der Coulombschen Anziehung. Und konkret heißt “hohe Schmelztemperatur” ca. 2000 Grad Celsius. Man bedenke, Eisen schmilzt bei etwa 1700 Grad Celsius. Tja meine Lieben, wie wollen wir dieses Problem lösen? Bei so einer hohen Temperatur kann man keine Schmelzflusselektrolyse durchführen. Was wir unbedingt benötigen, das ist klar. Wir brauchen eine Schmelzpunkterniedrigung. Und da gibt es einen ganz genialen Trick, auf den uns die Physikochemiker gebracht haben. Es ist nämlich so, wenn man zu einem Stoff einen anderen hinzufügt, dann erniedrigt sich dessen Schmelzpunkt, das ist ein Gesetz. So und deswegen macht man Folgendes: Man mischt Aluminiumoxid, Al2O3 mit der Verbindung Na3AlF6 im Verhältnis eins zu zehn. Wisst ihr noch, was Na3AlF6 ist? Im vorigen Video, dritte Hauptgruppe, Teil zwei, haben wir das besprochen. Richtig, es ist Kryolith, auch Eisstein genannt. Na, was meint ihr? Um wie viel Grad Celsius wird sich die Schmelztemperatur vermindern? 100, 200, 300, 400 Grad Celsius? Weit gefehlt! Um 1000 Grad Celsius. Die Temperatur der Schmelzflusselektrolyse kann durchaus nur, in Anführungsstrichen, 1000 Grad Celsius betragen. Lassen wir einmal die Gedanken der letzten Minuten Revue passieren. Wir benötigen eine Schmelzflusselektrolyse. Und dafür brauchen wir kein Wasser. Dabei haben wir mit einer sehr hohen Schmelztemperatur zu kämpfen. Schmelzpunkterniedrigung erreichen wir durch die Zugabe einer zweiten Verbindung, in diesem Fall Kryolith, Eisstein. Na dann gehen wir es doch an. Ich habe in den letzten Videos mehrfach die Schmelzflusselektrolyse erläutert, trotzdem möchte ich sie noch einmal schematisch für diesen Fall darstellen. Wir brauchen, das versteht sich, einen elektrischen Strom, und zwar einen elektrischen Gleichstrom, denn sonst funktioniert es nicht. Wir benötigen zwei Elektroden, diese werden an die entsprechende Spannungsquelle angelegt. Die linke Elektrode ist die negative Elektrode. Sie wird auch als Kathode bezeichnet. Weil während der Elektrolyse dorthin die Kationen wandern. Die rechte Elektrode wird auch als Anode bezeichnet, weil während der Elektrolyse dorthin die Anionen wandern. Natürlich benötigen wir noch ein Elektrolysebad, in dem sich unsere Ausgangsverbindung befindet, Aluminiumoxid. Und natürlich noch die zweite Verbindung, die eigentlich in noch viel größerer Menge drin ist, um den Schmelzpunkt des Aluminiumoxids zu vermindern. Und das ist, erinnert euch, richtig, Kryolith, Eisstein genannt, aber das schreibe ich hier nicht auf. Wir bringen unter diesen Bedingungen eine hohe Temperatur, um etwa 1000 Grad Celsius, das Aluminiumoxid dazu, dass es unter dem Einfluss des elektrischen Stromes in Ionen dissoziiert, die sich zu den entsprechenden Elektroden bewegen. Also Aluminiumoxid dissoziiert in der Schmelze in zwei dreifach negativ geladene Aluminiumionen und in drei zweifach negativ geladene Sauerstoffionen. Also zweimal Al3+ plus und dreimal O2-. Und jetzt betrachten wir die beiden Prozesse an den Elektroden. Der Kathodenprozess besteht darin, dass die Aluminiumionen Elektronen aufnehmen und dabei elementares, metallisches Aluminium entsteht. Naja, das ist am Anfang noch flüssig, weil seine Schmelztemperatur beträgt, ihr könnt euch erinnern, 660 Grad Celsius. Bei 1000 Grad Celsius ist ganz klar, es ist flüssig. Die Sauerstoffionen an der Anode hingegen geben Elektronen ab und es entsteht elementarer Sauerstoff. Zunächst Sauerstoffatome, und da ist das so, das habe ich im Video „Lewis-Formeln“ an der entsprechenden Stelle gezeigt, sich paaren. Also O+O bildet jeweils O2, und das ist der Sauerstoff wie wir ihn kennen, als Molekül. Und da es sehr viele Teilchen gibt, findet auch noch das überschüssige Teilchen, was ich hier unterstrichen habe, bei der nächsten Zerlegung seinen Partner. Es bildet sich somit an der Kathode das gewünschte Aluminium und an der Anode wird Sauerstoff frei. Um eine exakte Stöchiometrie zu gewährleisten, müsste man noch beim Kathodenprozess vor das Aluminium eine Zwei schreiben, aber ich glaube das habt ihr schon gesehen. Gallium, Indium und Thallium kommen in der Natur in nur sehr geringen Mengen vor. Es gibt keine abbauwürdigen Vorkommen an Erzen oder an irgendwelchen Stoffen, die diese drei Erdmetalle liefern würden. Da dem so ist, entstehen sie als Nebenprodukte bei der Herstellung bestimmter Metalle. Gallium entsteht als Nebenprodukt bei der Aluminiumherstellung. Indium gewinnt man als Nebenprodukt bei der Herstellung von Zink und Blei. Und Thallium schließlich gewinnt man ebenfalls bei der Zinkherstellung. Um einmal eine Vorstellung zu erhalten, wie viel Thallium produziert wird, möchte ich die jährliche Thalliumproduktion aufschreiben, die ich bei Wikipedia gefunden habe. Das sind nämlich fünf Tonnen pro Jahr. Und wem das “a” vielleicht nicht zusagt, und das in der Schule vielleicht nicht gelernt hat, für den schreibe ich jetzt noch extra “Jahr” auf. So, bei Bildern gibt es Probleme. Schaut sie euch an, wenn ihr mehr Bilder braucht. Alles Gute, tschüss!