投稿者: Shinagawamotkyni

Was ist Steinkohlengas?

Dies ist ein Sammelbegriff für Gas, das auch als Kokereigas bezeichnet wird. Gegenwärtig wird es hauptsächlich in Koksöfen erzeugt, vor allem in Stahlwerken.

Bis vor etwa 60 Jahren wurde es als Hauptrohstoff für Stadtgas verwendet, aber vor etwa 40 Jahren wurde es größtenteils nur als Brennstoff in Stahlwerken und zur Stromerzeugung verwendet.

Es besteht hauptsächlich zu 50 % aus Wasserstoff und zu 30 % aus Methan, mit geringen Mengen an Kohlenmonoxid, Stickstoff, schweren Kohlenwasserstoffen und Kohlendioxid. Die Herstellung von Wasserstoff aus Steinkohlengas hat begonnen und man hofft, dass sie sich im Zeitalter der Wasserstoffenergie durchsetzen wird.

Anwendungen von Steinkohlengas

Zur Herstellung von Steinkohlengas wird die Kohle bei hohen Temperaturen in einem Koksofen trocken destilliert. Die Kohle erweicht und schmilzt bei etwa 300 °C, wobei Gase wie Kohlendioxid, Kohlenmonoxid, Wasserstoff und Methan sowie Wasserdampf, Steinkohlenteer und Benzol entstehen und Koks zurückbleibt.
Der als Nebenprodukt anfallende Koks wird in der Eisen- und Gießereiproduktion verwendet.

Steinkohlenteer wird auch als Weichmacher für Vinylchlorid und Polyesterharz in Form von Naphthalin, als Holzschutzmittel in Form von Kreosotöl, als Ruß für Reifen, als Rostschutzmittel für Gussrohre in Form von wasserfreiem Teer, als Kohlenstoffmaterial und Elektroden in Form von Pech und als Farbstoff in Form von Rohanthracen verwendet.

Aus Benzol werden Nylon, Styrol und Lösungsmittel für Farben hergestellt. Der dem Gas entzogene Schwefel wird in Form von Ammoniumsulfat für chemische Düngemittel verwendet.

Die Wasserstoffproduktion aus Steinkohlengas ist derzeit in Arbeit. Der im Gas enthaltene Wasserstoff wird abgetrennt und raffiniert, um hochreinen Wasserstoff (99,9999 %) zu erzeugen.

Was ist Bernsteinsäureanhydrid?

Bernsteinsäureanhydrid ist eine organische Verbindung mit der chemischen Formel C4H4O3 und einem Molekulargewicht von 100,1.

Bernsteinsäureanhydrid entsteht, wenn z. B. durch Erhitzen von Bernsteinsäure ein Molekül Wasser entfernt wird. Aufgrund seiner leichten Hydrolyseeigenschaften öffnet Bernsteinsäureanhydrid den Ring in heißem Wasser oder in alkalischen Lösungen zu Bernsteinsäure.

Es kann auch Veresterungsreaktionen mit Alkoholen zu den entsprechenden Bernsteinsäureestern eingehen. Es ist ein farbloser oder weißer kristalliner Feststoff, löslich in Ethanol und Aceton und unlöslich in Wasser. Außerdem ist er reizend für Haut und Augen.

Anwendungen von Bernsteinsäureanhydrid

Bernsteinsäureanhydrid wird in einer Vielzahl von Bereichen eingesetzt. Im Folgenden sind einige der wichtigsten Verwendungszwecke aufgeführt.

1. Rohstoffe für Kunstharze

Bernsteinsäureanhydrid wird für die Herstellung von Alkydharzen und ungesättigten Polyesterharzen verwendet. Diese Harze werden in Produkten wie Farben, Klebstoffen und Kunststoffen verwendet.

Insbesondere von Harzen, die aus pflanzlicher Bernsteinsäure hergestellt werden, wird erwartet, dass sie als biologisch abbaubare Kunststoffe zum Ressourcenrecycling und zur Verringerung der Kohlendioxidemissionen beitragen.

2. Organische Synthese

Bernsteinsäureanhydrid wird als Veresterungs- und Acylierungsmittel bei der Synthese von organischen Verbindungen eingesetzt. Dies ermöglicht die Herstellung einer breiten Palette von chemischen Produkten und Zwischenprodukten. Die Stoffe spielen auch eine wichtige Rolle bei der Synthese von Arzneimitteln und bei der Herstellung von Farbstoffen und Pigmenten.

Insbesondere wird es häufig für die Acylierung unter Friedel-Crafts-Bedingungen verwendet. Darüber hinaus wird Bernsteinsäureanhydrid (ASA) mit Alkenylgruppen als Härter in Epoxidharzen und als Leimungsmittel bei der Papierherstellung verwendet.

Funktionsweise von Bernsteinsäureanhydrid

Bernsteinsäureanhydrid ist eine Verbindung, bei der der Bernsteinsäure Wassermoleküle entzogen wurden. Es ist ein farbloser Kristall, der an der Luft leicht hydrolysiert und sich allmählich in Bernsteinsäure umwandelt.

Es ist unlöslich in Wasser, aber löslich in organischen Lösungsmitteln (Aceton, Ethanol, Diethylether usw.). Es hat einen charakteristischen, stechenden Geruch, einen Schmelzpunkt von 118 °C und ein Molekulargewicht von 100,07 g/mol.

Es ist anfällig für Hydrolysereaktionen und verwandelt sich bei Kontakt mit Wasser in Bernsteinsäure. Bernsteinsäureanhydrid kann auch Veresterungsreaktionen mit Alkoholen eingehen, wobei die entsprechenden Bernsteinsäureester entstehen. Diese Reaktion spielt in der organischen Synthese eine wichtige Rolle.

Es ist außerdem thermisch unempfindlich und kann durch Erhitzen ringgeöffnet werden. Bernsteinsäureanhydrid ist haut- und augenreizend und muss daher mit Vorsicht gehandhabt werden.

Struktur von Bernsteinsäureanhydrid

Die Summenformel von Bernsteinsäureanhydrid lautet C4H4O3 und weist eine fünfgliedrige Ringstruktur auf. Bernsteinsäureanhydrid entsteht, wenn ein Wassermolekül von den beiden Carboxylgruppen der Bernsteinsäure entfernt wird, wodurch ein Säureanhydrid gebildet wird.

Die fünfgliedrige Ringstruktur des Bernsteinsäureanhydrids besteht aus zwei Carbonylgruppen und einer Ethergruppe. Diese Carbonylgruppen sind bei der Reaktion mit Alkoholen und Aminen zur Bildung von Estern und Amiden nukleophil angreifbar.

Die Struktur des Bernsteinsäureanhydrids hat einen erheblichen Einfluss auf seine Reaktivität und seine Anwendungen.

Weitere Informationen zu Bernsteinsäureanhydrid

Herstellungsverfahren

Für die Herstellung von Bernsteinsäureanhydrid gibt es mehrere Verfahren. Die industriell genutzte Methode ist das Melamin-Bernsteinsäure-Verfahren.

Bei diesem Verfahren reagieren Melamin und Bernsteinsäure zu Bernsteinsäureanhydrid. Wenn beides gemischt und erhitzt wird, reagiert das Melamin mit den Carboxygruppen der Bernsteinsäure und es entsteht ein Zwischenprodukt, Melaminsuccinat. Das Zwischenprodukt wird dann erhitzt, um Bernsteinsäureanhydrid zu erzeugen, aus dem Melamin regeneriert wird.

Bei diesem Verfahren wird das Melamin nach der Reaktion regeneriert und wiederverwendet und dient als Katalysator, der die effiziente Herstellung von Bernsteinsäureanhydrid ermöglicht. Weitere gängige Methoden sind die Herstellung von Maleinsäureanhydrid durch Kontakthydrierung.

Bernsteinsäureanhydrid kann auch durch Dehydratisierung von Bernsteinsäure gewonnen werden. Dazu wird Bernsteinsäure erhitzt und ein geeignetes Dehydratisierungsmittel wie Essigsäureanhydrid oder Pentaoxidphosphat zugesetzt, wodurch die Wassermoleküle entfernt werden und Bernsteinsäureanhydrid entsteht.

Was ist Lanthancarbonat?

Lanthancarbonate sind Karbonate von Lanthan. Es wird in der Regel als Hydrat (hauptsächlich Oktahydrat) vermarktet und verwendet.

Lanthancarbonat-Octahydrat ist eine chemische Verbindung mit der chemischen Formel La2(CO3)3-8H2O und einem Molekulargewicht von 601,96. Lanthancarbonat-Oktahydrat liegt als weißes oder leicht gelbliches Pulver vor. Lanthancarbonat-Oktahydrat ist unlöslich in Wasser und Methanol, aber löslich in verdünnter Salzsäure.

Lanthancarbonat-Oktahydrat ist feuchtigkeitsempfindlich und sollte daher in Aluminiumbeuteln verschlossen und gelagert werden.

Anwendungen von Lanthancarbonat

Wie bereits erwähnt, wird kohlensäurehaltiges Lanthancarbonat-Oktahydrat in medizinischen Anwendungen eingesetzt.

Lanthancarbonat-Oktahydrat wird dreimal täglich nach den Mahlzeiten oral verabreicht, um die Hyperphosphatämie bei Patienten mit chronischen Nierenerkrankungen zu verbessern.

Der Wirkmechanismus von Lanthancarbonat-Octahydrat besteht darin, dass Lanthancarbonat an Phosphationen im Magen-Darm-Trakt bindet. Dies führt dazu, dass die an Lanthancarbonat gebundenen Phosphationen unlösliches Lanthan-Phosphat bilden. Dadurch wird die Phosphorabsorption aus dem Darmtrakt gehemmt und die Hyperphosphatämie verbessert.

Was ist Lithiumaluminiumhydrid?

Lithiumaluminiumhydrid ist eine anorganische Verbindung mit der Summenformel LiAlH4.

Sie wird üblicherweise mit LAH abgekürzt (englisch: lithium aluminum hydride).

Lithiumaluminiumhydrid ist ein starkes Reduktionsmittel und wird nach der GHS-Klassifizierung als wasserlösliche entzündliche Chemikalie, hautätzend/reizend, akut toxisch (oral), reproduktionstoxisch und augenreizend eingestuft. Lithiumaluminiumhydrid ist als gefährlicher und giftiger Stoff eingestuft, der namentlich zu kennzeichnen und zu melden ist.

Anwendungen von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid wird als Reduktionsmittel in der chemischen Synthese verwendet. Aufgrund seiner hohen Reaktivität wird es häufig im Labor eingesetzt. Im industriellen Maßstab werden jedoch Reduktionsmittel mit milderer Reaktivität verwendet, die aus Sicherheitsgründen oft vermieden werden.

Es wird hauptsächlich zur Reduktion von Estern und Carbonsäuren zu primären Alkoholen verwendet, wobei dehydrierter Ether als Reaktionslösungsmittel dient.

Funktionsweise von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid hat eine molare Masse von 37,954 g/mol und eine Dichte von 0,917 g/cm3.

Es ist ein stärkeres Reduktionsmittel als Natriumborhydrid (NaBH4), da die B-H-Bindung stärker ist als die Al-H-Bindung. Lithiumaluminiumhydrid reagiert heftig mit Wasser, wobei Wasserstoff entsteht. Für die Verwendung ist ein dehydrierendes Lösungsmittel erforderlich.

Struktur von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid ist ein Hydrido-Komplex des Aluminiums. Es ist ein ionischer Kristall, der aus Aluminiumhydrid-Ionen (AlH-) und Lithium-Ionen (Li+) besteht und dessen Kristallstruktur dem monoklinen System angehört; AlH4- hat eine tetraedrische Struktur und der Al-H-Bindungsabstand im Kristall beträgt etwa 1.55 Å.

Weitere Informationen zu Lithiumaluminiumhydrid

1. Synthese

Die Reaktion von Aluminiumchlorid (AlCl3) mit Lithiumhydrid (LiH) ergibt Lithiumaluminiumhydrid. Die Gewichtsausbeute beträgt 97 %. Das Reaktionsgemisch kann in Ether aufgelöst und das verbleibende feste Lithiumchlorid (LiCl) durch Filtration entfernt werden.

2. Zersetzungsreaktion

Lithiumaluminiumhydrid ist stark basisch. Daher reagiert es heftig mit protischen Lösungsmitteln wie Alkoholen und zersetzt sich.

Bei Raumtemperatur ist Lithiumaluminiumhydrid metastabil. Nach längerer Lagerung zersetzt es sich allmählich in Li3AlH6 und LiH. Die Zersetzung wird durch die Anwesenheit von Titan, Eisen und Vanadium beschleunigt.

3. Anorganische Reaktionen

Lithiumaluminiumhydrid zersetzt sich mit Natriumhydrid in Tetrahydrofuran (THF) zu Natriumaluminiumhydrid (NaAlH4). In ähnlicher Weise kann Kaliumaluminiumhydrid (KAlH4) in 90-%iger Ausbeute hergestellt werden.

Die umgekehrte Reaktion von NaAlH4 und KAlH4 zu Lithiumaluminiumhydrid mit Lithiumchlorid verläuft ebenfalls mit Diethylether oder Tetrahydrofuran als Lösungsmittel.

An anderer Stelle reagiert Lithiumaluminiumhydrid mit Magnesiumbromid (MgBr2) zu Magnesium-Aluminium-Hydrid, Mg(AlH4)2.

4. Organische Reaktionen von Lithiumaluminiumhydrid

In der organischen Chemie ist Lithiumaluminiumhydrid sehr reaktiv und kann als starkes Reduktionsmittel eingesetzt werden. Vor allem die Reduktion von Estern und Carbonsäuren zu primären Alkoholen ist weit verbreitet.

Bei dieser Reduktionsreaktion greift das Hydrid-Ion, H-, die aktiven Zentren organischer Verbindungen mit geringer Elektronendichte aufgrund induzierter und mesomerer Effekte zusammen mit der Zersetzung von AlH4- an.

Was ist Lithiumhydrid?

Lithiumhydrid ist eine Verbindung aus Lithium und Wasserstoff.

Sie wird auch Lithiumhydrid genannt. Reines Lithiumhydrid ist weiß. Kommerzielle Produkte sind graue Feststoffe, da sie sich unter Lichteinwirkung schwarz verfärben.

Es reagiert heftig mit Wasser und erzeugt dabei Wasserstoff, der für den Transport und die Speicherung von Wasserstoff verwendet wird. Lithiumhydrid-Staub kann in feuchter Luft oder bei statischer Elektrizität explosiv sein und muss sehr vorsichtig gehandhabt werden. Außerdem ist er ätzend und muss mit fließendem Wasser abgewaschen werden, wenn er auf die Haut gelangt.

Anwendungen von Lithiumhydrid

Unter den Hydriden zieht Lithiumhydrid aufgrund seines sehr hohen Wasserstoffgehalts die Aufmerksamkeit auf sich. Es wird erwartet, dass die Verwendung von Lithiumhydrid die effiziente Speicherung und den Transport von Wasserstoff erleichtern wird. Derzeit steigt die Nachfrage nach Wasserstoff, was jedoch auf die geringe Dichte und den kryogenen Siedepunkt von Wasserstoff zurückzuführen ist, was den Transport erschwert.

Lithiumhydrid kann auch als Material zur Abschirmung von Strahlung verwendet werden. Zu den gängigen Strahlenschutzmaterialien gehören Beton, Wasser, Bor, Blei, Eisen, Graphit, Polyethylen und Titanhydrid. Lithiumhydrid ist eines der vorteilhaftesten Materialien. Es wird als eines der Materialien zur Abschirmung gefährlicher Strahlung, z. B. bei der Entwicklung kleiner Kernreaktoren, in Betracht gezogen.

Funktionsweise von Lithiumhydrid

Der Schmelzpunkt von Lithiumhydrid liegt bei 680 °C und es zersetzt sich bei 720 °C. Eine Eigenschaft von Lithiumhydrid ist, dass es in Diethylether leicht löslich ist.

Es ist das stabilste der Alkalimetallhydride. Es zersetzt sich in trockener Luft bei Raumtemperatur nicht, zerfällt jedoch und färbt sich schwarz, wenn es Licht ausgesetzt wird. Lithiumhydrid reagiert auch mit Alkoholen.

Struktur von Lithiumhydrid

Die chemische Formel von Lithiumhydrid wird mit LiH angegeben. Das Formelgewicht beträgt 7,95 und die Dichte 0,82 g/cm3.

Beim Erhitzen von Lithiummetall in einer Wasserstoffatmosphäre entstehen farblose kubische Ionenkristalle mit einer Natriumchlorid-ähnlichen Struktur, die aus H- und Li+ besteht, mit einem Li-H-Abstand von 2,04 Å.

Weitere Informationen zu Lithiumhydrid

1. Synthese

Lithiumhydrid wird durch die Reaktion von geschmolzenem Lithium mit Wasserstoffgas hergestellt; die Reaktion verläuft oberhalb von 600 °C rasch. Durch Zugabe von 0,001-0,003 % Kohlenstoff und Erhöhung des Drucks lässt sich die Ausbeute in zwei Stunden auf bis zu 98 % steigern. Die Ausbeute hängt jedoch stark von der Oberflächenbeschaffenheit des Lithiumhydrids ab.

Lithiumhydrid kann auch durch thermische Zersetzung von Lithiumaluminiumhydrid, Lithiumborhydrid, n-Butyllithium und Ethyllithium hergestellt werden.

2. Reaktionen

Lithiumhydrid reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Wasserstoff und Lithiumhydroxid. Es ist gegenüber Wasser und protischen Reagenzien sehr reaktiv. Lithiumhydrid-Pulver reagiert schnell mit feuchter Luft und bildet dabei LiOH, Li2O und Li2CO3. In feuchter Luft verbrennt das Pulver spontan, wobei ein Gemisch von Produkten entsteht, darunter Stickstoffverbindungen.

Wenn Lithiumhydrid mit Schwefeldioxid reagiert, kann Lithiumdithionit entstehen. Die Reaktion mit Acetylen führt zu Lithiumcarbid und Wasserstoff. Es reagiert auch langsam mit wasserfreien organischen Säuren, Phenol und Säureanhydriden, wobei Wasserstoffgas und Lithiumsalze von Säuren entstehen. Durch Reaktion mit Aluminiumchlorid kann Lithiumaluminiumhydrid (LiAlH4) synthetisiert werden.

3. Gefahren

Lithiumhydrid ist in feuchter Luft explosionsgefährdet. Es kann auch in trockener Luft aufgrund statischer Elektrizität explodieren. Staub von Lithiumhydrid in Konzentrationen von 5-55 mg/m3 in der Luft kann Schleimhäute und Haut reizen und allergische Reaktionen hervorrufen.

Einige Lithiumsalze, die bei der Reaktion von Lithiumhydrid entstehen, sind giftig. Der Transport erfolgt in der Regel in Öl in Behältern aus bestimmten Kunststoffen, Keramik oder Stahl, die in einer trockenen Argon- oder Heliumatmosphäre behandelt werden.

Was ist Kupferhydroxid?

Kupferhydroxid ist ein blassblauer, amorpher, pulverförmiger Feststoff.

Kupferionen haben zwei Valenzen, einwertig (Cu+) und zweiwertig (Cu2+), aber Kupferhydroxid bezieht sich im Allgemeinen auf Cu(OH)2, das zweiwertige Kupfer(II)-hydroxid.

Anwendungen von Kupferhydroxid

Kupfer(II)-hydroxid wird hauptsächlich bei der Herstellung von verarbeiteten Produkten auf Zellulosebasis wie Zellwolle und Zellophan, bei der Herstellung anderer Kupfersalze, als Beize, Pigment, Desinfektionsmittel und Insektizid verwendet.

1. Zellulose Rohstoffprodukte

Zellulose ist in den meisten Lösungsmitteln unlöslich und selbst schwer zu schmelzen. Daher wird sie durch chemische Behandlung in einen lösungsmittellöslichen Zustand denaturiert und dann zu faser- oder folienartigen Formen verarbeitet. Für diese chemische Behandlung wird Kupferhydroxid verwendet.

Durch Auflösen von Kupferhydroxid in einer wässrigen Ammoniaklösung entsteht ein Tetraammonium-Kupfer-Komplex, der eine tiefblaue Lösung ergibt, die als Schweitzer-Reagenz bekannt ist.

Synthese von Schweitzer-Reagenz
Cu(OH)2 + 4NH4OH → [Cu(NH3)4(H2O)2](OH)2 + 2H2O

Das Schweitzer-Reagenz neutralisiert die Hydroxylgruppen der Cellulose mit seinem eigenen Hydroxidion (OH-). Kupferionen (Cu2+) koordinieren sich mit den neutralisierten Hydroxylgruppen der Cellulose und bilden Komplexionen, die die Cellulose auflösen.

Bildung von Komplexen zwischen Cellulose und Kupfer
2(C6H10O5)n + n[Cu(NH3)4(H2O)2](OH)2 → n(C6H10O5)2[Cu(NH3)4(H2O)2] + 2nH2O

Nachdem die in Schweitzers Reagenz gelöste Cellulose die erforderliche Behandlung durchlaufen hat, wird Cu2+ mit verdünnter Schwefelsäure oder auf andere Weise von den komplex ionisierten Hydroxylgruppen desorbiert und wieder an H angelagert, das als Celluloseprodukt wie Zellwolle gewonnen wird.

Regenerierung von Cellulose
n(C6H10O5)2[Cu(NH3)4(H2O)2] + 3nH2SO4 → 2(C6H10O5)n + nCuSO4 + 2n(NH4)2SO4

2. Fungizide und Insektizide

Kupferionen haben eine ausgezeichnete vorbeugende Wirkung gegen bakterielle Krankheiten sowie Krankheiten fadenförmigen Ursprungs. Es kann daher als Pestizid bei einer Vielzahl von Zitruspflanzen, anderen Früchten und Gemüsen eingesetzt werden. Es kann jedoch chemische Schäden verursachen und muss daher in Kombination mit Calciumcarbonathydrat verwendet werden.

Merkmale von Kupferhydroxid

Kupferhydroxid ist ein blassblauer Feststoff mit einem Molekulargewicht von 97,56, einem spezifischen Gewicht von 2,368 und einem Schmelzpunkt von 60-80 °C. Es ist unlöslich in kaltem Wasser und verdünnten Säuren, zersetzt sich aber in heißem Wasser zu CuO. Es ist löslich in Ammoniakwasser und alkalischen Cyanidlösungen und bildet komplexe Salze.

Es ist auch in alkalischen Hydroxidlösungen löslich, wobei eine violette kolloidale Lösung entsteht. Beim Erhitzen in der Nähe seines Schmelzpunktes wird es zu CuO und färbt sich schwarz. Es ist bei Raumtemperatur und Druck sehr stabil, aber sowohl kurz- als auch langfristig giftig für die aquatische Umwelt, sodass es mit Vorsicht entsorgt werden sollte.

CuOH, ein einwertiges Kupfer(I)-Hydroxid, ist ein gelber Niederschlag, der sich bei der Zugabe von Alkalihydroxid zu wässrigen Kupfer(I)-Salzlösungen (z. B. CuCl) bildet, es wird auch als Niederschlag von Kupferoxid Cu2O bezeichnet.

Weitere Informationen zu Kupferhydroxid

1. Herstellung

Bei der Zugabe von Natriumhydroxid zu einer wässrigen Lösung von Kupfer(II)-sulfat entsteht Kupferhydroxid und ein blauer Niederschlag. Dieser wird dehydriert, um ein blaues Kupferhydroxid-Pulver zu erhalten.

Hauptreaktion: CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl

2. Sicherheit

Kupferhydroxid ist nicht als Gefahrstoff eingestuft, da keine Brand- oder Explosionsgefahr besteht, gilt aber als ernsthaft augen- und gewässergefährdend, und es gelten folgende nationale Vorschriften

• Arbeitsschutz: Gefährliche und gesundheitsschädliche Stoffe, die mit ihrem Namen gekennzeichnet werden müssen usw.
• Gefahrguttransport und Lagerung: Giftige und giftige Stoffe
• Zivilluftfahrt: Giftige und toxische Stoffe
• Bekämpfung der Wasserverschmutzung: Ausgewiesene Stoffe
• Luftreinhaltung: Gefährliche Luftschadstoffe

Was ist Kaliumnitrit?

Kaliumnitrit ist eine Schaumstoff-Luft-Verbindung mit der Summenformel KNO2.

Es ist eine Art Nitrit und ein weißes oder blassgelbes kristallines Pulver. Es ist zerfließend, leicht löslich in Wasser und wässrige Lösungen sind alkalisch. Es ist ein starkes Oxidationsmittel und bekannt dafür, dass es entflammbar ist und bei Erhitzung auf über 530 °C explosiv sein kann, weshalb es mit Vorsicht zu behandeln ist.

Was die Sicherheit betrifft, so hat sich gezeigt, dass es die Augen und die Haut reizt. Es gilt als giftiger und schädlicher Stoff, sowie als gefährlicher Stoff.

Anwendungen von Kaliumnitrit

Kaliumnitrit wird hauptsächlich als Lebensmittelkonservierungsmittel verwendet und findet auch in der Abwasserbehandlung und bei der Herstellung von Metalloxidmembranen für Brennstoffzellen breite Anwendung.

1. Lebensmittelkonservierungsmittel

Wenn Kaliumnitrit in Lebensmitteln verwendet wird, wird seine Wirkung in Form von salpetriger Säure erzielt. Häufig wird es in Kombination mit Natriumnitrit als Farbstoff für Schinken, Wurst, Speck, Kabeljau, Lachsrogen usw. verwendet, um das Wachstum von Bakterien zu verhindern und Fleisch eine rosa Farbe zu verleihen.

Es wird auch als Gärungsregulator in Käse und Sake verwendet.

2. Ausgangsstoff für die Herstellung von Arzneimitteln

Kaliumnitrit wird zur Herstellung von Nitroglycerin, einem Mittel zur Behandlung von Angina pectoris, sowie von Natriumnitrit, einem der Mittel gegen Zyanidvergiftungen, verwendet.

Funktionsweise von Kaliumnitrit

Kaliumnitrit (KNO2) ist ein weißes bis leicht gelbliches kristallines Pulver. Es ist leicht hygroskopisch, absorbiert Feuchtigkeit aus der Luft und löst sich allmählich auf. Es hat einen Schmelzpunkt von 441 °C und einen Siedepunkt von etwa 600 °C. Es ist gut löslich in Wasser, aber unlöslich in organischen Lösungsmitteln wie Ethanol, Ether und Benzol.

Es hat eine einfache lineare Molekularstruktur, die aus einem Kaliumkation (K+) und einem Nitritanion (NO2-) besteht. Kaliumnitrit ist ein starkes Oxidationsmittel und kann mit einer Vielzahl von organischen und anorganischen Verbindungen reagieren. Wenn Kaliumnitrit in Anwesenheit von Sauerstoff auf 550 °C bis 790 °C erhitzt wird, bildet es durch thermische Zersetzung Kaliumnitrat.

Dabei wird Stickstoffgas freigesetzt, das das Volumen erheblich vergrößert. Kaliumnitrit reagiert auch sehr langsam mit flüssigen Ammoniaklösungen von Kaliumamid in Gegenwart von Eisen(III)-oxid oder Kobaltoxid bei Raumtemperatur unter Bildung von Stickstoff und Kaliumhydroxid.

Außerdem kann Kaliumnitrit in Verbindung mit anderen Stoffen, wie Ammoniumnitrat und organischen Verbindungen, explosive Verbindungen bilden. Kaliumnitrit ist also aufgrund seiner physikalischen und chemischen Eigenschaften vielseitig einsetzbar. Bei unsachgemäßem Umgang kann es jedoch gefährlich sein.

Weitere Informationen über Kaliumnitrit

Methoden zur Herstellung von Kaliumnitrit

Kaliumnitrit kann auf verschiedene Weise hergestellt werden. Ein typisches Verfahren ist die Reaktion von Kaliumhydroxid (KOH) mit salpetriger Säure (HNO2). Salpetrige Säure wird in situ durch die Reaktion von Natriumnitrit (NaNO2) mit Salzsäure (HCl) synthetisiert. Die Reaktion läuft nach folgender Gleichung ab.

2KOH + HNO2 → KNO2 + KNO3 + H2O

Das entstehende Gemisch aus Kaliumnitrit und Kaliumnitrat kann durch Kristallisation getrennt werden. Eine andere Methode ist die Reaktion von Kaliumcarbonat (K2CO3) mit Nitrit, um Kaliumnitrit zusammen mit Kaliumnitrat herzustellen, oder die Reaktion von Kaliumnitrat (KNO3) mit metallischem Eisen, um Nitrat zu Nitrit zu reduzieren.

Bei beiden Methoden ist Vorsicht geboten, da Kaliumnitrit ein starkes Oxidationsmittel ist und bei unsachgemäßer Handhabung gefährlich sein kann. Kaliumnitrit ist außerdem sehr gut wasserlöslich, was die Rückgewinnung von Feststoffen erschwert.

Was ist Bortrichlorid?

Bortrichlorid ist eine anorganische Verbindung, die aus einem Boratom (B) in Verbindung mit drei Chloratomen (Cl) besteht.

Die chemische Formel von Bortrichlorid lautet BCl3. Bei normaler Temperatur und normalem Druck liegt es als farbloses Gas vor. Es ist ein nicht brennbares, giftiges Gas mit stechendem Geruch und hat keinen Flammpunkt oder Zündpunkt.

Bei der Reaktion von Bor mit Halogenen entsteht das entsprechende Bortrichlorid. Industriell wird Bortrichlorid durch Chlorierung von Boroxid bei 500 °C in Gegenwart von Kohlenstoff hergestellt. Im Labor kann es durch die Halogenaustauschreaktion von Aluminiumchlorid mit Bortrifluorid synthetisiert werden.

Anwendungen von Bortrichlorid

Bortrichlorid wird hauptsächlich als Trockenätzgas für feine Aluminiumdrähte in verschiedenen Halbleitern und Flüssigkristallplatten verwendet.

Es wird auch als Rohstoff für agrochemische und pharmazeutische Chemikalien, verschiedene Katalysatoren und als Ausgangsstoff für Bornitrid (BN) verwendet. Es kann auch als Rohstoff für verschiedene CVD-Produkte durch chemische Gasphasenabscheidung verwendet werden.

Vor allem bei Trockenätzgasen für Halbleiter ist ein sehr reines Bortrichlorid-Ätzgas erforderlich, um feine Verdrahtungen zu verarbeiten.

Eigenschaften von Bortrichlorid

Bortrichlorid hat einen Schmelzpunkt von -107,3 °C und einen Siedepunkt von 12,5 °C. Es ist in Ether löslich. Hydrolyse zu Salzsäure und Borsäure, die mit Alkohol zu Borsäureestern reagiert.

Bortrichlorid sollte mit Vorsicht gehandhabt werden, da Feuchtigkeit und Alkohole Chlorwasserstoff bilden. Festes BCl3-S(CH3)2 setzt BCl3 frei und kann daher als relativ sichere und einfach zu handhabende Quelle für Bortrichlorid verwendet werden. Durch H2O wird BCl3 jedoch zersetzt, wobei S(CH3)2 in Lösung bleibt.

Struktur von Bortrichlorid

Das Molekulargewicht von Bortrichlorid beträgt 117,17 und seine Dichte bei 0 °C ist 1,43. Es bildet hexagonale Kristalle und die Form des Gasmoleküls ist planar dreieckig.

Bortrichlorid ist eine starke Lewis-Säure und bildet Addukte mit tertiären Aminen, Halogenidionen, Ethern, Thioethern und Phosphinen. B-Cl beträgt 1,74 pm, aber in vielen Fällen erhöht die Bildung von Addukten die Länge der B-Cl-Bindung. Wenn zum Beispiel Ammoniak adduziert wird, beträgt die B-Cl-Bindung 1,84 pm.

Weitere Informationen über Bortrichlorid

1. Reaktion von Bortrichlorid

Wenn man Sauerstoff hinzufügt und ablässt, entsteht aus Bortrichlorid Boroxid (B2O3). In ähnlicher Weise wird bei Zugabe und Ableitung von Wasserstoff festes Bor gewonnen.

Beim Erhitzen mit Kupfer kann Bortrichlorid zu Dibortetrachlorid (B2Cl4) reduziert werden. Auch Tetrabortetrachlorid (B4Cl4) kann auf ähnliche Weise hergestellt werden. Dibortetrachlorid zersetzt sich bei Raumtemperatur in Verbindungen mit der allgemeinen Formel (BCl)n (n = 8, 9, 10, 11). (BCl)n hat eine B-Cluster-Struktur.

2. Merkmale von Borchlorid

Das Molekulargewicht von Dibortetrachlorid beträgt 163,43 und es ist bei Raumtemperatur eine farblose Flüssigkeit. Das gasförmige Molekül ist vom Typ Cl2B-B-Cl2, wobei die Cl-B-Cl-Ebenen orthogonal zueinander stehen, nämlich B-B ist 1,74 Å, B-Cl ist 1,73 Å, ∠Cl-B-Cl ist 122°, ∠Cl-B-B-B ist 120°. Der Schmelzpunkt liegt bei -92,6 °C, der Siedepunkt bei 65,5 °C und die Dichte bei 0 °C bei 1,50 g/cm³. Es reagiert mit Wasser zu B2(OH)4, mit Cl2 zu BCl3 und mit O2 zu BCl3 und B2O3.

Tetrabortetrachlorid ist ein blassgelber Kristall mit einem Molekulargewicht von 185,05. Es bildet tetraedrische B4-Cluster mit einem B-Atom an jedem Scheitelpunkt und einem daran gebundenen Cl-Atom; B-B und B-Cl sind 1,70 Å voneinander entfernt. Der Schmelzpunkt liegt bei 95 °C. Sie entzünden sich spontan an trockener Luft und erzeugen bei Hydrolyse Wasserstoff.

Was ist Lävulinsäure?

Lävulinsäure ist eine organische Verbindung mit der chemischen Formel C5H8O3 und gehört zur Gruppe der γ-Ketosäuren.

Sie wird auch als 4-Oxopentansäure bezeichnet. Im Labor kann Lävulinsäure durch Erhitzen von Stärke und konzentrierter Salzsäure hergestellt werden. Industriell kann Lävulinsäure durch Erhitzen von Zellulose mit anorganischen Säuren synthetisiert werden.

Sie entsteht auch durch den Abbau von Zellulose und ist daher ein Vorprodukt für Biokraftstoffe wie Ethyl Lävulinsäure (E: Ethyl Levulinate). Die Toxizität der Lävulinsäure ist mit einer halbtödlichen Dosis (LD50) von 1850 mg/kg relativ gering.

Anwendungen von Lävulinsäure

Lävulinsäure wird als saure Wärmebehandlung für Haare verwendet. Wenn das Haar mit einer Lävulinsäure-haltigen Methode behandelt und dann der Hitze eines heißen Glätteisens ausgesetzt wird, kann die Lävulinsäure Vernetzungen im Haar bilden. Die Vernetzung der Lävulinsäure macht das Haar hydrophob und verhindert, dass überschüssiges Wasser in das Haar eindringt. Dies führt zu einem Behandlungseffekt, da das Haar widerstandsfähiger und elastischer wird.

Lävulinsäure kann auch als Rohstoff für verschiedene Polymere wie synthetisches Gummi, Kunststoffe und Nylon verwendet werden. Darüber hinaus wird sie auch in Tabak verwendet. Sie liefert Nikotin im Rauch und bindet Nikotin an Nervenrezeptoren. In der photodynamischen Therapie kann sie in lichtempfindlichen Substanzen eingesetzt werden.

Eigenschaften von Lävulinsäure

Lävulinsäure hat einen Schmelzpunkt von 33-35 °C und einen Siedepunkt von 245-246 °C. Sie ist gut löslich in Wasser, Ethanol und Ether, aber unlöslich in Hexan.

Man beachte, dass Lävulinsäure ein Ester mit einer Carboxygruppe ist. Die Differentialformel lautet: CH3C(O)CH2CH2CO2H. Ihr Molekulargewicht beträgt 116,11 und ihre Dichte 1,1447 g/cm³.

Weitere Informationen über Lävulinsäure

1. Geschichte der Lävulinsäure

Lävulinsäure wurde erstmals 1840 von Johannes Mulder durch Erhitzen von Fruktose und Salzsäure hergestellt.

Die kommerzielle Herstellung von Lävulinsäure begann in den 1940er Jahren durch den Stärkehersteller A. E. Staley als Batch-Verfahren in einem Autoklaven, und 1953 entwickelte die Quaker Oats Company auch ein kontinuierliches Verfahren zur Herstellung von Lävulinsäure. In der Folge erregte sie als Plattformchemikalie Aufmerksamkeit.

2. Synthesemethoden für Lävulinsäure

Lävulinsäure kann aus Hexosen wie Glucose und Fructose oder Stärke in verdünnter Salzsäure oder verdünnter Schwefelsäure synthetisiert werden. Bei dieser Reaktion entstehen neben der Ameisensäure einige unlösliche Nebenprodukte. Diese Nebenprodukte haben eine dunkle Farbe und sind technisch schwer vollständig zu entfernen.

Bei der kommerziellen Herstellung von Lävulinsäure wird die Reaktion kontinuierlich bei hohem Druck und hoher Temperatur unter Verwendung starker Säuren durchgeführt. Lignozellulose ist ein preiswerter Ausgangsstoff für Lävulinsäure. Lignozellulose ist ein Stoff, in dem Lignin und Zellulose miteinander verbunden sind. Lävulinsäure wird durch Extraktion von den Mineralsäurekatalysatoren getrennt und durch Destillation gereinigt.

3. Lävulinsäure als Rohstoff

Lävulinsäure wird als Vorprodukt für eine Reihe von Zusatzstoffen verwendet, vor allem für Arzneimittel und Weichmacher. Die größte Verwendung von Lävulinsäure ist die Herstellung von Aminolävulinsäure, einem in Südasien verwendeten biologisch abbaubaren Herbizid.

Ein weiterer wichtiger Anwendungszweck von Lävulinsäure sind Kosmetika. Ethyl-Levulinsäure, ein primäres Derivat der Lävulinsäure, wird häufig in Parfüms und Duftstoffen verwendet. Lävulinsäure ist ein Ausgangsstoff und Zwischenprodukt für eine Vielzahl von Verbindungen wie γ-Valerolacton und 2-Methyl-Tetrahydrofuran (2-Methyl-THF).

Was ist Zirkoniumphosphat?

Zirkoniumphosphat ist eine saure Verbindung (CAS-Nr.: 13765-95-2, MITI-Nr.: 1-723) mit dem englischen Namen Zirconium-Phosphate oder Zirconium bis (phosphate) und der chemischen Formel H3O4PZr.
Es ist ein weißes Pulver, praktisch unlöslich in Wasser und organischen Lösungsmitteln, aber löslich in Säuren. Es zersetzt sich beim Erhitzen und wird in basischen Lösungen hydrolysiert.

Zirkoniumphosphat wird gewöhnlich als Oberbegriff für Bis(phosphat)dihydrogenzirkonium(IV), Tris(phosphat)dihydrogenzirkonium(IV), Tetrakis(phosphat)trizirkonium(IV) und Tetrakis(phosphat)octahydrogenzirkonium(IV) verwendet.
Bis(Zirkoniumphosphat)-Dihydrogenzirkonium(IV) (chemische Formel: H2O8P2Zr, CAS-Nr.: 13772-29-7, MITI-Nr.: 1-723) ist nach dem PRTR-Gesetz (auf Deutsch: „Schadstofffreisetzungs- und -verbringungsregister“) nicht als Gefahrstoff eingestuft.

Anwendungen von Zirkoniumphosphat

Zirkoniumphosphat, eine Art von Zirkonium-Verbindung, wird als Reagenz für Tests und Forschung, Dichtungsmaterial, Adsorptionsmittel, Elektrolytmaterial, Ionenaustauschmaterial usw. verwendet und kann für verschiedene Anwendungen zu Partikeln verarbeitet werden.

Sie können auch zu Keramiken agglomeriert oder gesintert werden, die in Anwendungen wie anorganischen antibakteriellen Mitteln, klinischen Dialysegeräten und Ionenaustauschern eingesetzt werden.

Wasserstoff kann auch durch die Zersetzung von Ammoniak unter Verwendung von Zirkoniumphosphat mit Fe, Co, Ni, Cu und Ag als Katalysator erzeugt werden.