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Was ist Wolframcarbid?

Wolframcarbid ist eine Verbindung aus Wolfram und Kohlenstoff, die auch als Wolframcarbid bezeichnet wird. Seine chemische Formel lautet WC, und seine physikalischen Eigenschaften sind ein grauer oder schwarzer, glänzender Feststoff. Es ist unlöslich in Wasser, Salzsäure und Schwefelsäure, aber löslich in Salpetersäure (einer Mischlösung aus Salpetersäure und Flusssäure) und Königswasser.

Wolframcarbid hat eine dichte hexagonale Kristallstruktur und einen hohen Längselastizitätsmodul (Elastizitätsmodul), wodurch es extrem steif ist. Außerdem weist es eine hohe Härte und Festigkeit sowie eine ausgezeichnete Korrosionsbeständigkeit auf.

Anwendungen von Wolframcarbid

Wolframcarbid wird hauptsächlich als Rohstoff für Sintercarbide verwendet. Insbesondere Wolframkarbid (WC) und Kobalt (Co), die zusammen gemischt und gesintert werden, haben hervorragende mechanische Eigenschaften, und der Begriff Sinterkarbid bezieht sich häufig auf WC-Co-Legierungen. Andere Arten sind WC-Ni-Legierungen, die aus Wolframkarbid (WC) und Nickel (Ni) bestehen.

Es gibt auch Sinterkarbidlegierungen, bei denen der WC-Co-Legierung Titancarbid (TiC) oder Tantalkarbid (TaC) zugesetzt wird. Durch die Zugabe anderer Stoffe kann die Oxidations- und Korrosionsbeständigkeit verbessert werden. Alle Hartmetalle haben eine hohe Steifigkeit, Härte und Festigkeit und einen niedrigen Wärmeausdehnungskoeffizienten, weshalb sie für Schneidwerkzeuge wie Drehspitzen, Bohrer und Schaftfräser verwendet werden. Sie haben auch eine ausgezeichnete Verschleißfestigkeit und werden daher häufig für Drahtziehwerkzeuge, Walzrollen und Matrizen verwendet.

Was ist Gallussäure?

Gallussäure ist eine organische Verbindung mit der Summenformel C7H6O5, die zu einer Klasse von aromatischen Hydroxycarbonsäuren gehört.

Sie ist auch unter anderen Namen wie Pyrogallol-5-carbonsäure und 3,4,5-Trihydroxybenzoesäure bekannt, die CAS-Registrierungsnummer lautet 149-91-7.

Sie hat ein Molekulargewicht von 170,12, einen Schmelzpunkt von 250 °C und farblose säulenförmige Kristalle bei Raumtemperatur. Sie hat eine Dichte von 1,7 g/ml, Säuredissoziationskonstanten pKa von COOH: 4,5 und OH: 10 und eine Löslichkeit in Wasser von 1,1 g/100 ml (20 °C).

Sie ist hygroskopisch und bildet ein Monohydrat der Gallussäure. Dieses Hydrat verliert sein kristallines Wasser, wenn es auf etwa 120 °C erhitzt wird.

Anwendung von Gallussäure

Gallussäure ist eine Substanz mit sehr hohem Reduktionsvermögen. Sie wird daher als Antioxidationsmittel in Lebensmitteln, Kosmetika und Futtermitteln eingesetzt, während alkalische wässrige Lösungen als Reduktionsmittel und zur Entwicklung von Fotografien verwendet werden.

Weitere Anwendungen sind Rohstoffe für Gerbstoffe, die Herstellung blauer Tinten und Rohstoffe für Farbstoffe. Sie wird auch in Reagenzien für die Kulturtechnik, Reagenzien zur Kontrolle des Pflanzenwachstums und Wachstumshemmern verwendet.

Es wurden zahlreiche Derivate der Gallussäure synthetisiert und die Substanz wird in verschiedenen Bereichen eingesetzt. Ester wie Propylgallat und Isoamylgallat werden beispielsweise als Antioxidantien in Fetten, Ölen und Buttern verwendet.

Epigallocatechingallat, eine Art von Catechin, ist ebenfalls ein Ester der Gallussäure. Einige dieser Derivate werden auch in Chemikalien für die Herstellung von Industrie- und Elektronikmaterialien verwendet und im pharmazeutischen Bereich werden sie als Adstringentien und blutstillende Mittel für die Hämoptyse eingesetzt.

Eigenschaften der Gallussäure

Gallussäure ist ein Stoff, der in Wasser gelöst eine alkalische wässrige Lösung bildet. Alkalische wässrige Lösungen von Gallussäure haben ein starkes Reduktionsvermögen und werden leicht durch Luftsauerstoff oxidiert. Bei der Kontakthydrierungsreduktion von Gallussäure werden die aromatischen Ringe zu Cyclohexanringderivaten reduziert.

Beim Erhitzen von Gallussäure wird die Carboxylgruppe durch Decarboxylierung entfernt. Das Produkt dieser Reaktion ist Pyrogallol. Pyrogallol, auch bekannt als pyrophore Gallussäure, ist ein Stoff, der als Reagenz für die organische Synthese, als fotografischer Entwickler, als Beize für Wollstoffe und als Bestandteil von Farbstoffen verwendet wird.

Aufgrund der hygroskopischen Eigenschaft der Gallussäure ist das Monohydrat stabil. Gallussäuremonohydrat enthält ein einziges Molekül kristallines Wasser, das sich bei Erreichen des Schmelzpunktes unter Bildung von Pyrogallol und Kohlendioxid zersetzt.

Arten von Gallussäure

Gallussäure wird hauptsächlich als Reagenzien für Forschung und Entwicklung und als industrielle chemische Produkte verkauft. Reagenzien für Forschung und Entwicklung sind Stoffe, die in den Bereichen organische synthetische Rohstoffe und biochemische Experimente verwendet werden.

Es gibt sie in den Größen 10 g, 250 g und 1 kg. Sie werden als Reagenzien behandelt, die bei Raumtemperatur gelagert werden können. Da das Monohydrat der Gallussäure stabil ist, wird es auch als Reagenzprodukt verkauft.

Als industrielles chemisches Produkt wird es für allgemeine industrielle Anwendungen, elektronische Materialien und Lebensmittelzusatzstoffe usw. verkauft. Es ist im Allgemeinen in großen Mengen wie 15 kg oder 25 kg erhältlich, die in Fabriken sehr vielseitig eingesetzt werden können.

Weitere Informationen zu Gallussäure

1. Biosynthese der Gallussäure

Gallussäure ist eine Substanz, die in einer Reihe von Pflanzen vorkommt, u. a. in Pentaphyllum, in der mittelöstlichen Buche und der Eiche (Gallussäure), in der Hamamelis, in Teeblättern und in Eichenrinde. Sie bildet das Grundgerüst der hydrolysierbaren Gerbstoffe.

Bei ihrer Biosynthese in der Natur wird die 3,5-Dihydroshikimisäure zunächst aus der 3-Dehydroshikimisäure durch die Shikimisäure-Dehydrogenase synthetisiert. Gallussäure ist die Substanz, die durch aromatische Cyclisierung dieser Zwischensubstanz synthetisiert wird.

2. Esterderivate der Gallussäure

Es sind zahlreiche Esterderivate der Gallussäure bekannt, sowohl natürliche als auch synthetische Verbindungen. Epigallocatechingallat zum Beispiel ist der Ester von Epigallocatechin und Gallussäure, einer Art von Catechin, das in Tee vorkommt.

Darüber hinaus ist das Enzym Glykosyltransferase bekannt, das die Glykosylierung von Gallussäure erleichtert – 1-β-Glykosyltransferase.

Was ist Natriumhydrid?

Natriumhydrid ist ein graues, kristallines Pulver.

Es ist ein typisches Alkalimetallhydrid und bildet ein Ionengitter, das aus Natriumionen (Na+) und Hydridionen (H-) besteht. Seine chemische Formel lautet NaH, sein Molekulargewicht 23,99 und seine CAS-Nummer 7646-69-7. Natriumhydrid hat stark reduzierende Eigenschaften und reduziert Metalloxide und -chloride sowie organische Stoffe zu Metall.

Struktur von Natriumhydrid

Natriumhydrid hat, wie LiH, KH, RbH und CsH, eine kubische NaCl-Kristallstruktur. In dieser Struktur ist jedes Na+-Ion von sechs H–Zentren in oktaedrischer Form umgeben; der Ionenradius von H- beträgt 146 pm, was ungefähr dem von F- (133 pm) entspricht.

Die aus Na- und H+ gebildeten Verbindungen werden als inverses Natriumhydrid bezeichnet. Diese Verbindung hat eine sehr hohe Energie, was auf die ungewöhnliche Übertragung von Elektronen von Wasserstoff auf Natrium zurückzuführen ist. Umgekehrtes Natriumhydrid wird mit Hilfe von Adamanzan gebildet, einem Molekül, das H+ irreversibel einkapselt und es vor der Wechselwirkung mit Na- schützt.

Eigenschaften von Natriumhydrid

1. Physikalische Eigenschaften

Natriumhydrid hat einen Schmelzpunkt (Zersetzungstemperatur) von 800 °C und eine Dichte von 1,39 g/cm³ , 40 % mehr als Natrium (0,968 g/cm³). Natriumhydrid ist in fast allen Lösungsmitteln außer geschmolzenem Natrium unlöslich, einschließlich Benzol, Schwefelkohlenstoff, Tetrachlorkohlenstoff und flüssigem Ammoniak.

2. Sonstige Eigenschaften

Es ist in trockener Luft stabil, zersetzt sich jedoch in feuchter Luft und reagiert explosionsartig mit Wasser unter Bildung von Wasserstoff und Natriumhydroxid. Bei hohen Temperaturen weist es weitere Eigenschaften auf, wie die Zersetzung in Natrium und Wasserstoff. Natriumhydrid kann sich an der Luft spontan entzünden, so dass beim Umgang damit Vorsicht geboten ist.

Anwendungen von Natriumhydrid

1. Als Base

Natriumhydrid wird als nützliche Base in der organischen Chemie verwendet. Stoffe im Bereich der schwachen Brønsted-Säuren können auch deprotoniert werden, um die entsprechenden Natriumderivate zu erhalten. Sie werden auch häufig verwendet, um Kondensationsreaktionen von Carbonylverbindungen über Diekmann-, Stobbe-, Dalzen- und Kreisen-Kondensationen zu fördern.

2. Reduktionsmittel

Natriumhydrid reduziert bestimmte Verbindungen der Hauptgruppe. Bei Bortrifluorid reagiert es zu Diboran und Natriumfluorid und kann auch Si-Si- und S-S-Bindungen in Disilanen und Disulfiden reduzieren. Eine Reihe von Reduktionsreaktionen, darunter die hydrierende Decyanierung von Nitrilen, die Reduktion von Iminen zu Aminen und die Reduktion von Amiden zu Aldehyden, kann durch ein komplexes Reagenz, bestehend aus Natriumhydrid und Alkalimetalliodid, durchgeführt werden.

3. Wasserstoffspeicherung

Die Verwendung von Natriumhydrid zur Speicherung von Wasserstoff für Brennstoffzellenfahrzeuge wurde vorgeschlagen und in Betracht gezogen. Es wurden auch Versuche durchgeführt, bei denen Kunststoffpellets, die Natriumhydrid enthalten, in Gegenwart von Wasser zerkleinert wurden, um Wasserstoff freizusetzen. Eine der Herausforderungen bei dieser Technologie ist die Regeneration von Natriumhydrid aus Natriumhydroxid.

4. Andere

Es wird auch als eine Vielzahl von Reagenzien verwendet, darunter Reagenzien für die Zuckertechnik, die Zuckeranalyse und Methylierungsreagenzien. Weitere Anwendungen sind Entwässerung, Trockenmittel und Entrostung von Oxiden auf Metalloberflächen.

Weitere Informationen zu Natriumhydrid

1. Herstellungsverfahren von Natriumhydrid

Natriumhydrid wird durch Dispergieren in Öl oder durch Mischen des Katalysators Anthracen mit metallischem Natrium und Durchleiten von Wasserstoff bei einer Temperatur von 250 °C gewonnen. Natriumhydrid ist im Handel in einer dispergierten Form von 60 % in Mineralöl für eine sichere Handhabung erhältlich.

2. Vorsichtsmaßnahmen bei der Handhabung und Lagerung

Bei der Handhabung und Lagerung sind folgende Vorsichtsmaßnahmen zu beachten:

• Behälter dicht verschließen und an einem trockenen, kühlen und dunklen Ort lagern
• Nicht in Kontakt mit Wasser und Feuchtigkeit bringen, da die Gefahr einer heftigen Reaktion und eines Brandes besteht
• Nur im Freien oder in gut belüfteten Bereichen verwenden und unter Inertgasatmosphäre mit Feuchtigkeitsbarriere handhaben
• Bei der Verwendung Schutzhandschuhe und Schutzbrille tragen
• Nach der Handhabung die Hände gründlich waschen
• Bei Hautkontakt alle unfixierten Partikel von der Haut entfernen, in kaltem Wasser einweichen und mit einem feuchten Verband abdecken
• Bei Augenkontakt mehrere Minuten lang behutsam mit Wasser spülen

Was ist Eisenhydroxid?

Eisenhydroxid ist ein Hydroxyd des Eisens und wird nach der Oxidationszahl des Eisens in Eisen(II)-hydroxid und Eisen(III)-hydroxid eingeteilt.

Eisen(II)-hydroxid

Eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel Fe(OH)2, auch Eisenhydroxid genannt. Es ist ein hexagonaler Kristall mit einer cadmiumhydroxidartigen Struktur und ist ferromagnetisch. 

Es ist ein weißer Feststoff, der jedoch leicht oxidiert und in Gegenwart von Spuren von Sauerstoff blassgrün wird. Der an der Luft oxidierte Feststoff wird gemeinhin als Grünrost bezeichnet, wie man ihn häufig an Wasserhähnen sieht. Beim Erhitzen an der Luft wird er zu Eisen(III)-oxid.

Eisen(III)-hydroxid

Eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel Fe(OH)3, auch bekannt als Eisenhydroxid. In der Praxis sind Verbindungen, die Eisen- und Hydroxidionen im Verhältnis 1:3 enthalten, nicht anzutreffen und haben die Zusammensetzung von hydratisiertem Eisen(III)-hydroxidoxid (FeO(OH)-H2O). Die Kristalle gehören zum rechteckigen Kristallsystem. 

Es ist ein rötlich-brauner Feststoff und kommt in der Natur als Erze wie Nadeleisenerz (α-Oxyhydroxideisen, Goethit), Rotgolderz (β-Oxyhydroxideisen, Akaganit), Lepidokrokit (γ-Oxyhydroxideisen, Lepidokrokit) und Brauneisenerz (Limonit, Aggregate aus Nadeleisenerz und Lepidokrokit) oder Rotrost vor. In alkalischen wässrigen Lösungen kann es kolloidale Partikel bilden.

Verfahren zur Herstellung von Eisenhydroxid

Eisen(II)-hydroxid ist in Wasser unlöslich. Wird daher eine wässrige Lösung, die Eisen(II)-Ionen enthält, unter Verwendung einer wasserlöslichen Substanz wie Eisensulfat hergestellt und Natriumhydroxid zur Zufuhr von Hydroxidionen verwendet, kommt es zu einer Ausfällung, wie in der folgenden Formel dargestellt.
FeSO4 + 2 NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4

Eisen(III)-hydroxid wird ausgefällt, wenn der pH-Wert von wässrigen Eisen(III)-Salzlösungen auf 6,5-8 eingestellt wird. Das Laborverfahren wird beispielsweise durch Reaktion eines Eisen(III)-Salzes wie Eisen(III)-Chlorid oder Eisen(III)-Nitrat mit Natriumhydroxid erhalten, wie in der folgenden Formel dargestellt
FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaCl
Fe(NO3)3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaNO3

Alternativ kann es auch durch Oxidation von Eisen(II)-hydroxid mit Wasserstoffperoxid in Gegenwart von Säure hergestellt werden.
2 Fe(OH)2 + H2O2 → 2 Fe(OH)3

In gelehrter Weise können kolloidale Eisen(III)-hydroxid-Teilchen auch durch Einträufeln einer wässrigen Lösung von Eisen(III)-chlorid in kochendes Wasser gewonnen werden. Diese Teilchen haben eine bestimmte Größe und sind in wässriger Lösung stabil suspendiert, und es können Phänomene wie Tindalisierung und Koagulation beobachtet werden.

Verwendungen von Eisenhydroxid

Die wichtigsten Verwendungen sind folgende:

Eisen(II)-hydroxid

Es wird bei der Herstellung von Emaillen, Katalysatoren und wärmeabsorbierendem Glas verwendet. Es wird auch als Mittel zur Verbesserung der Wasserqualität und als elektrochemisch aktive Substanz in Anoden von Nickel-Eisen-Batterien verwendet.

Eisen(III)-hydroxid

Als Pigment wird es in Farben und Tinte, Papier, Gummi und Kunststoffen verwendet. Es wird auch als Schleifmittel für Glas, Edelmetalle und Diamanten verwendet. In hoher Reinheit wird es in Halbleitern, Magnetbändern und als Rohmaterial für Magnete verwendet.

Es wurde von der FDA zur Verwendung in Kosmetika zugelassen und wird auch in einigen Tätowiertinten verwendet. Es wird auch als Adsorptionsmittel und Phosphatbinder zur Bleientfernung und als Mittel zur Verbesserung der Wasserqualität verwendet.

Was ist Lithiumhydroxid?

Lithiumhydroxid ist ein hygroskopischer weißer Feststoff und ein Hydroxid des Lithiums mit der chemischen Formel LiOH. Es ist in Wasser löslich und stark alkalisch mit einem pH-Wert von etwa 12. Lithiumhydroxid ist im Handel als Monohydrat oder wasserfrei erhältlich.

Lithiumhydroxid kann durch eine Erhitzungsreaktion zwischen Lithiumcarbonat und Calciumhydroxid gewonnen werden. Die Erhitzungsreaktion führt zu einem Niederschlag aus Lithiumhydroxidlösung und Calciumcarbonat. Diese Lithiumhydroxidlösung wird konzentriert und abgekühlt, um Lithiumhydroxidmonohydrat auszufällen.

Anwendungen von Lithiumhydroxid

Lithiumhydroxid hat die Eigenschaft, Kohlendioxid aus der Luft zu absorbieren. Diese Eigenschaft wird als Kohlendioxid-Absorptionsmittel genutzt. So werden beispielsweise Lithiumhydroxid-Dosen verwendet, um eine Kohlendioxidvergiftung in Raumfähren mit unzureichender Luftzirkulation zu verhindern.

Lithiumhydroxid wird auch als Kathodenmaterial in wiederaufladbaren Batterien in Mobiltelefonen, Laptops und Elektrofahrzeugen verwendet.

Weitere Anwendungen von Lithiumhydroxid sind fotografische Entwicklungslösungen und Schmierfett.

Was ist Magnesiumhydroxid?

Magnesiumhydroxid ist das Hydroxid des Magnesiums und ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel Mg(OH)₂. Es ist ein weißer Feststoff mit flammhemmenden und adsorptionsfördernden Eigenschaften und ist praktisch unlöslich in Wasser (Löslichkeitsprodukt Ksp = 5,61 x 10-¹²). Magnesiumhydroxid hat sich als gesundheitlich unbedenklich erwiesen und ist für die Verwendung als Lebensmittelzusatzstoff und pharmazeutisches Produkt zugelassen.

Herstellungsverfahren für Magnesiumhydroxid

Magnesiumhydroxid kann durch Zerkleinerung, alkalische Ausfällung und Hydratation hergestellt werden.

Bei der Zerkleinerungsmethode wird das natürliche Mineral Bluesit (Hydrolith) als Rohstoff verwendet. Magnesiumhydroxid kann leicht durch einfaches Zerkleinern von Bluesit gewonnen werden, was die Produktionskosten senkt. Je nach Qualität des Rohmaterials können jedoch andere Magnesiumverbindungen wie Magnesit, Dolomit und Talk beigemischt sein, was den Reinheitsgrad verringert. Darüber hinaus kann das Roherz je nach Herkunftsort Asbest enthalten, so dass die Sicherheit überprüft werden muss.

Bei der alkalischen Fällungsmethode wird einer Salzlösung, z. B. Meerwasser, Alkali hinzugefügt, um es zu synthetisieren. Magnesium ist nach Natrium das zweithäufigste Kation im Meerwasser. Daher enthält die bei der Salzherstellung anfallende Restlauge hohe Konzentrationen an Magnesiumchlorid. Magnesiumhydroxid (das in Wasser schwer löslich ist) kann durch Zugabe von Alkali zu einer Lösung von Magnesiumchlorid (das in Wasser gut löslich ist) ausgefällt werden. In industriellen Prozessen wird häufig gelöschter Kalk (Calciumhydroxid) als Alkali verwendet, um Calciumhydroxid von hoher Reinheit herzustellen. Das als Nebenprodukt anfallende Calciumchlorid ist ebenfalls ungiftig und hat den Vorteil, dass die Produktionskosten niedrig gehalten werden können.

Bei der Hydratationsmethode wird Magnesia (Magnesiumoxid), das durch Kalzinieren von Magnesit (Magnesiumcarbonat) gewonnen wird, durch Reaktion mit heißem Wasser hergestellt. Es kann in Regionen, in denen Magnesit gefördert wird, wie z. B. in China, kostengünstig hergestellt werden.

Anwendungen von Magnesiumhydroxid

Magnesiumhydroxid setzt bei hohen Temperaturen Wassermoleküle frei. Diese endotherme Reaktion verzögert die Entzündung und Verbrennung von Stoffen. Diese Eigenschaft wird als Flammschutzmittel in brennbaren Materialien (Kunststoffe, Gummi, Beschichtungen usw.) und in Isoliermaterialien genutzt, wo Flammschutz erforderlich ist.

Es wird auch als Rohstoff für Magnesiummetall und Magnesia (Magnesiumoxid) verwendet. Magnesia ist ein wertvoller Stoff mit schlechter elektrischer Leitfähigkeit, aber ausgezeichneter Wärmeleitfähigkeit.

Suspensionen (Schlämme) von Magnesiumhydroxidpartikeln werden als Rauchgasentschwefelungsmittel und zur Neutralisierung von sauren Abwässern in Abfall- und Kläranlagen verwendet.

Magnesiumhydroxid ist ein Stoff mit erwiesener Sicherheit und wird als Lebensmittelzusatzstoff als pH-Einsteller und Farbstabilisator sowie in der Medizin als Antazidum und Abführmittel verwendet.

Als Antazidum wird etwa 1 g an Erwachsene verabreicht. Unter sauren Bedingungen im Magen löst sich Magnesiumhydroxid auf und setzt Hydroxidionen frei. Die Hydroxid-Ionen verbinden sich mit den Wasserstoff-Ionen der Magensäure (Salzsäure) zu Wasser, ein einfaches neutralisierendes Phänomen, das seine Wirkung entfaltet.

Als Abführmittel werden mehrere Gramm an Erwachsene verabreicht. Da Magnesiumionen nur schlecht aus dem Darm absorbiert werden, ziehen sie durch Osmose Wasser aus dem umliegenden Gewebe an. Dieser Wasserzuwachs macht nicht nur den Stuhl weicher, sondern vergrößert auch das Stuhlvolumen im Darm und regt die Darmmotilität an.

Was ist Bariumhydroxid?

Bariumhydroxid ist ein Hydroxid des Bariums, eine basische anorganische Verbindung.

In trockener Form liegt es zu 92-95 % als Monohydrat vor, während sich in wässriger Lösung das farblose, kristalline Oktahydrat bildet. Die wässrige Lösung ist stark alkalisch und wird als Barytwasser bezeichnet.

An der Luft kann Bariumhydroxid mit Kohlendioxid reagieren und Bariumcarbonat bilden. Monohydrat von Bariumhydroxid ist im Handel erhältlich. Wie die meisten wasserlöslichen Bariumverbindungen ist es hochgiftig und wird daher als schädlicher Stoff eingestuft.

Anwendungen von Bariumhydroxid

Bariumhydroxid wird in einer Vielzahl von Anwendungen eingesetzt, u. a. bei der Glasherstellung, der Ölraffination, der Wasserenthärtung, der Zuckerherstellung, der Herstellung verschiedener Bariumverbindungen und der organischen Synthese. Es kann auch zur Verseifung von Fetten und Ölen bei der Herstellung von Bariumseifen verwendet werden, die als Stabilisatoren für Fette und Vinylchlorid dienen.

Bariumhydroxid wird auch als Analyse- und Laborreagenz verwendet, z. B. als alkalischer Standard bei Neutralisationstitrationen und bei der Bestimmung von Kohlendioxid. Bariumhydroxid wird auch bei der Herstellung von Katalysatoren und Schmiermittelzusätzen, als Rohstoff für Pigmente, als Neutralisationsmittel für Schwefelsäure, als Galvanisierungsreagenz und zum Schmelzen von Silikaten verwendet.

Eigenschaften von Bariumhydroxid

Bariumhydroxid ist ein weißer Kristall mit gezeitenabhängiger Löslichkeit. Es ist in Wasser und Methanol löslich. Der Schmelzpunkt von Bariumhydroxid liegt bei 408 °C, der Schmelzpunkt seines 8-Hydrats bei 78 °C und es zersetzt sich bei 780 °C.

Bariumhydroxid ist ein Ionenkristall, der aus Hydroxid- und Barium-Ionen besteht. Es sieht körnig oder pulverförmig aus, hat ein Molekulargewicht von 171,34 und die chemische Formel Ba(OH)2.

Die Kristallstruktur des Anhydrids ist monoklin, während das Oktahydrat eine tetragonale Kristallstruktur aufweist. Die Dichte des Anhydrids beträgt 4,495 g/cm3, die Dichte des Monohydrats 4,495 g/cm3 und die des Oktahydrats 3,74 g/cm3.

Weitere Informationen zu Bariumhydroxid

1. Synthese von Bariumhydroxid

Bariumhydroxid wird durch die Reaktion von Bariumoxid mit Wasser hergestellt. Durch Umkristallisation erhält man 8-Hydrat, das beim Erhitzen an der Luft zu Monohydrat wird.

Das Anhydrid kann auch durch Erhitzen auf 100 °C unter vermindertem Druck gewonnen werden. Die Hydratationsreaktion von Bariumoxid ist jedoch intensiver als die von Branntkalk (Calciumoxid) und daher gefährlicher.

Die Reaktion von Bariumnitrat mit Natriumhydroxid ergibt ebenfalls Bariumhydroxid-Octahydrat.

2. Titration mit Bariumhydroxid

In der analytischen Chemie wird Bariumhydroxid zur Titration von schwachen Säuren und organischen Säuren verwendet. Eine klare wässrige Lösung von Bariumhydroxid zeigt an, dass sie kein Carbonat enthält. Dies liegt daran, dass Bariumcarbonat in Wasser unlöslich ist, eine Eigenschaft, die Kaliumhydroxid und Natriumhydroxid nicht besitzen.

Diese Eigenschaft ermöglicht es, Titrationen mit Phenolphthalein und Thymolphthalein als Indikatoren, die sich aufgrund der Alkalität verfärben, auch bei Vorhandensein von schwach basischen Carbonationen ohne Endpunktfehler durchzuführen.

3. Zersetzungsreaktion mit Bariumhydroxid

In der organischen Synthese kann Bariumhydroxid als starke Base für die Hydrolyse von Estern und Nitrilen verwendet werden. Bariumhydroxid wird auch verwendet, um verschüttete saure Substanzen zu neutralisieren und Gefahren zu verringern.

Es kann auch in Reaktionen verwendet werden, bei denen nur eine der Esterbindungen von Undecan-Dicarbonsäure-dimethyl-ester hydrolysiert wird.

4. Synthetische Reaktionen mit Bariumhydroxid

Bariumhydroxid wird auch für die Synthese von Cyclopentanon, Diacetonalkohol und D(-)-Gulonsäure-γ-Lacton verwendet.

Was ist Natriumhydroxid?

Natriumhydroxid hat die chemischen Formel NaOH und ist bei Raumtemperatur ein geruchloser, weißer monokliner Kristall.

Natriumhydroxid wird in der Industrie häufig als stark alkalischer Rohstoff verwendet. Auch wenn es nicht direkt an einer Reaktion beteiligt ist, wird es zugesetzt, um z. B. den pH-Wert eines Reaktionssystems alkalisch zu machen.

Natriumhydroxid ist als schädlicher Stoff eingestuft, so dass beim Umgang mitVorsicht geboten ist.

Anwendungen von Natriumhydroxid

Spezifische Anwendungen von Natriumhydroxid sind wie folgt:

1. Detergenzien

Natriumhydroxid wird als Hauptbestandteil fester Seifen mit verseifender Wirkung verwendet und wird auch in Reinigungsmitteln zur Entfernung von Öl in der Küche eingesetzt.

2. Papier- und Textilindustrie

Natriumhydroxid wird in der Papierindustrie zur Verarbeitung von Holz- und Pflanzenfasern zu Zellstoff und zur Glättung der Papieroberfläche sowie in der Textilindustrie zur Verarbeitung von Naturfasern wie Baumwolle und Hanf zur Verbesserung ihrer Flexibilität und ihres Glanzes verwendet.

3. Industrielle Anwendungen

Es wird als Rohstoff für viele chemische Produkte verwendet. Beispiele sind die Esterhydrolyse, alkalische Oxidationsreaktionen und die Hydroxylierung von aromatischen Verbindungen. In der Elektro- und Elektronikindustrie wird es zum Ätzen und zur Oberflächenmodifizierung von Siliziumwafern verwendet.

Weitere Anwendungen sind die Verwendung als Lebensmittelzusatzstoff in Backwaren und anderen Lebensmitteln sowie bei der Herstellung von Farbstoffen, Agrochemikalien und Arzneimitteln. Es wird auch als analytisches Reagenz, Trockenmittel und Kohlendioxid-Absorptionsmittel verwendet.

Eigenschaften von Natriumhydroxid

Natriumhydroxid, auch bekannt als Ätznatron, ist ein bei Raumtemperatur farbloser, geruchloser Feststoff mit der chemischen Formel NaOH und einem Molekulargewicht von 40,00. Als Reagenz liegt es häufig in Form von weißen, kugelförmigen Granulaten oder Flocken vor, aber als industrieller Rohstoff wird es hauptsächlich in wässriger Lösung sowie in Flockenform verwendet.

Es ist leicht wasserlöslich und erzeugt beim Auflösen eine große Menge an Wärme. Außerdem ist es zerfließend, d. h., es nimmt Feuchtigkeit aus der Luft auf und geht in eine wässrige Lösung über. Natriumhydroxid ist auch in Ethanol und Glycerin gut löslich, nicht aber in Ether oder Aceton.

Natriumhydroxid ist sehr stark alkalisch, so dass es bei Hautkontakt die Proteine auf der Hautoberfläche auflöst. Natriumhydroxid ist auch als schädlicher Stoff im Sinne des Gesetzes über die Kontrolle giftiger und schädlicher Stoffe eingestuft und muss mit Vorsicht behandelt werden. Es löst sich sehr gut in Wasser auf, die Lösung ist alkalisch und hat eine hohe elektrische Leitfähigkeit.

Außerdem entwickelt es beim Lösen in Wasser oder bei der Reaktion mit Säuren schnell Wärme. Diese Reaktion ist sehr heftig und erfordert eine sorgfältige Handhabung. Außerdem muss es aufgrund seiner Gezeitenlöslichkeit in trockenen, geschlossenen Behältern gelagert werden, was bedeutet, dass es Feuchtigkeit aus der Atmosphäre aufnimmt und sich in eine wässrige Lösung verwandelt.

Weitere Informationen zu Natriumhydroxid

Herstellungsmethoden

Natriumhydroxid wird industriell durch Elektrolyse von Salzsole hergestellt. Andere Herstellungsverfahren werden im Folgenden ebenfalls beschrieben.

1. Elektrolyse von Salzsole
Die Soleelektrolyse ist die gebräuchlichste Methode zur Herstellung von Natriumhydroxid durch Elektrolyse und Ionenaustauschmembranen. Bei dieser Methode wird die Sole (NaCl) elektrolysiert, um Natriumhydroxid (NaOH) und Chlor (Cl2) zu erzeugen.

2. Behandlung von Salz mit Calciumhydroxid
Ca(OH)2 + 2NaCl → 2NaOH + CaCl2
Bei dieser Methode wird Natriumhydroxid durch die Reaktion von Calciumhydroxid mit Natriumchlorid hergestellt.

3. Ammoniakbehandlung von Natriumhydroxid
2NH3 + 2NaCl + H2O → 2NaOH + 2NH4Cl
Bei dieser Methode reagiert Ammoniak (NH3) mit Salzsole (NaC) und erzeugt Natriumhydroxid.

4. Doppelte Zersetzungsreaktion von Calciumhydroxid (gelöschter Kalk) und Natriumcarbonat
Ca(OH)2 + Na2CO3 → 2NaOH + CaCO3
Natriumhydroxid kann auch durch Mischen einer Lösung von Calciumhydroxid und Natriumcarbonat gewonnen werden.

Wenn Natriumhydroxid nach den oben genannten Methoden hergestellt wird, kann ein anschließendes Herstellungs- oder Raffinationsverfahren erforderlich sein, um die Reinheit des Produkts zu gewährleisten.

Was ist Kobalthydroxid?

Kobalthydroxid ist das Hydroxid von Kobalt.

Kobalthydroxid gibt es in zwei Formen: Kobalthydroxid (II) und Kobalthydroxid (III), wobei im Allgemeinen von Kobalthydroxid (II) die Rede ist. Kobalthydroxid gilt als gekennzeichneter, anzeigepflichtiger Stoff, sowie als spezifizierter chemischer Stoff, sodass beim Umgang Vorsicht geboten ist.

Anwendungen von Kobalthydroxid

Kobalthydroxid wird bei der Herstellung von Kobaltmetall, als Kathodenmaterial in Nickel-Wasserstoff-Batterien, in Metallseife, als Trockenmittel in Farben und als Katalysatormaterial verwendet. Metallseife wird durch Reaktion von Kobalthydroxid mit Fettsäuren in organischen Lösungsmitteln hergestellt.

Kobalthydroxid kann auch als leitfähiges Mittel in herkömmlichen Nickel-Wasserstoff-Batterien verwendet werden. Kobalthydroxid löst sich im alkalischen Elektrolyten der Batterie und beschichtet die Oberfläche des Kathodenmaterials, des Nickelhydroxids. Es wird dann durch die erste Ladung zu Kobalt-Sauerstoffhydroxid oxidiert, das eine hohe Leitfähigkeit aufweist und die Leitfähigkeit der Elektrode erhöht.

Eigenschaften von Kobalthydroxid

1. Kobalt(II)-hydroxid

Kobalt(II)-hydroxid ist eine hellrot gefärbte Substanz in Pulverform. Es ist stabil, kann aber durch Oxidationsmittel und Luft zu Kobalt(III)-hydroxid oxidiert werden.

Wenn es an der Luft Sauerstoff absorbiert, nimmt es eine braune Farbe an. Das Standard-Redoxpotential beträgt E° = 0,17 V. Kobalt(II)-hydroxid unterliegt auch einer starken thermischen Zersetzung, wobei Kobaltoxid-Metallrauch entsteht. Darüber hinaus ist Kobalt(II)-hydroxid reizend und daher gefährlich. Es muss in fest verschlossenen Behältern gelagert werden.

Kobalt(II)-hydroxid ist unlöslich in Wasser. Es ist jedoch in Ammoniakwasser und Ammoniumsalzlösungen löslich.

2. Kobalt(III)-hydroxid

Kobalt(III)-hydroxid ist ein dunkelbraunes Pulver. Es ist unlöslich in Salpetersäure und Schwefelsäure und auch unlöslich in Wasser, Ethanol und Ammoniakwasser.

Struktur von Kobalthydroxid

1. Kobalt(II)-hydroxid

Kobalt(II)-hydroxid ist das Hydroxid von Kobalt und hat die chemische Formel Co(OH)2. Es hat ein Molekulargewicht von 92,94788, eine Dichte von 3,597 g/cm3 und eine hexagonale Kristallstruktur vom Typ Cadmiumhydroxid. Die Gitterkonstanten sind a = 3,173 Å und c = 4,640 Å.

2. Kobalt(III)-hydroxid

Kobalt(III)-hydroxid ist eine Verbindung mit der chemischen Formel Co(OH)3. Es liegt jedoch in der Regel in der Form Co2O3-nH2O vor.

Der Wassergehalt ist nicht konstant, liegt aber überwiegend im Zustand n = 3 vor. Sein Molekulargewicht beträgt 109,96 und seine Dichte 4,46 g/cm3.

Weitere Informationen zu Kobalthydroxid

1. Synthese von Kobalt(II)-hydroxid

Kobalt(II)-hydroxid wird durch Zugabe von Natriumhydroxid zu einer wässrigen Kobaltsalzlösung mit 1 % Glukose hergestellt. Kobalt(II)-hydroxid entsteht zunächst in Form eines blauen, feinen Niederschlags, doch beim Stehenlassen vergrößern sich die Teilchen und nehmen eine hellrote Farbe an. Die blaue Form von Kobalt(II)-hydroxid ist instabiler, während die hellrote Farbe stabiler ist.

2. Reaktion von Kobalt(II)-Hydroxid

Das Löslichkeitsprodukt von Kobalt(II)-hydroxid beträgt etwa 1,3 x 10-15. Kobalt(II)-hydroxid ist eine amphotere Verbindung und löst sich in Säure unter Bildung von Kobaltsalzen.

In Alkali gelöst und erhitzt, bildet sich Tetrahydroxocobaltat (MI2[Co(OH)4]), das eine blaue Lösung ergibt.

3. Reaktion von Kobalt(III)-hydroxid

Bei der Reaktion einer Kobalt(III)-Salzlösung mit Natriumhydroxid entsteht Kobalt(III)-hydroxid. Kobalt(III)-hydroxid verliert bei 100 °C Wasser, wodurch ein Monohydrat entsteht.

Das Monohydrat ist eine Kobalt(III)-Verbindung und hat die Zusammensetzung CoO(OH). Wenn sich Kobalt(III)-hydroxid in Salzsäure löst, entsteht außerdem Chlor.