月: 2023年7月

Was ist Isocyansäure?

Isocyansäure ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel HNCO. Bei Raumtemperatur und -druck ist sie ein farbloses Gas oder eine Flüssigkeit. Isocyansäure hat zwei Isomere: Cyan- und Thundersäure. Isocyansäure wandelt sich leicht in Cyansäure um.

Isocyansäure wird durch Zugabe von Säure zu Cyanat-Ionen und Wasserstoff-Ionen gewonnen. Eine andere Synthesemethode besteht in der thermischen Zersetzung von Cyanursäure, einem aus Harnstoff gewonnenen Stoff.

Isocyansäure ist in organischen Lösungsmitteln wie Benzol löslich und in Wasser schwer löslich. In organischen Lösungsmitteln kann Isocyansäure für einige Zeit ihre Isocyansäureform beibehalten.

Anwendungen von Isocyansäure

Es gibt verschiedene Derivate der Isocyansäure.

Eines der wichtigsten Derivate ist Methylisocyanat. Dieses wird als Bestandteil von Pestiziden wie Carbaryl und Mesomyl verwendet.

Methylisocyanat verursacht jedoch Atembeschwerden und Reizungen der Schleimhäute, wenn sehr kleine Mengen eingeatmet werden und die Exposition gegenüber hohen Konzentrationen von Methylisocyanat kann schwere Krankheiten wie Lungenblutungen und Bronchitis verursachen. 1984 trat Methylisocyanat aus der Carbaryl-Anlage in Bhopal, Indien, aus und verursachte mehr als 8000 Todesfälle.

Was ist Isobuttersäure?

Isobuttersäure ist eine organische Verbindung mit der chemischen Formel C4H8O2 und der charakteristischen Formel (CH3)2CHCOOH.

Sie ist eines der Strukturisomere der Buttersäure, einer flüchtigen aliphatischen Carbonsäure. Ihr Name nach der IUPAC-Nomenklatur ist 2-Methylpropansäure und ihre CAS-Nummer lautet 79-31-2.

Anwendungen von Isobuttersäure

Im chemischen Bereich wird die Substanz für die Synthese von Isobuttersäureestern wie Isobuttersäuremethylester, Propylester, Isoamylester und Benzylester sowie für die Herstellung von Isobutyronitril-Zwischenprodukten verwendet.

Es wird auch im Lebensmittelsektor als essbares Aroma verwendet. Es wird vor allem bei der Herstellung von Butter, Äpfeln, Karamell, Käse, Brot und Hefe verwendet. Weitere Verwendungszwecke sind die Herstellung von Parfüms und Parfümestern, Arzneimitteln, Lösungsmitteln für Farben, Desinfektionsmitteln, Lacken, Weichmachern, Leder und Gerbstoffen.

Eigenschaften von Isobuttersäure

Isobuttersäure hat ein Molekulargewicht von 88,11, einen Schmelzpunkt von -47 °C und einen Siedepunkt von 154 °C. Bei Raumtemperatur ist sie eine farblose Flüssigkeit mit einem unangenehmen, ranzigen, butterartigen Geruch, ähnlich wie n-Buttersäure.

Sie hat eine Dichte von 0,950 g/ml und eine Säuredissoziationskonstante pKa von 4,84. Sie ist in organischen Lösungsmitteln wie Ethanol und Ether sehr gut löslich und löst sich in der 6-fachen Menge Wasser.

Arten von Isobuttersäure

Isobuttersäure wird im Allgemeinen als Reagenzprodukt für Forschung und Entwicklung und als Aromastoff (Lebensmittelzusatzstoff) verkauft. In F&E-Reagenzprodukten ist die Substanz in verschiedenen Volumina erhältlich, z. B. 25 ml, 100 ml und 500 ml, in der Regel in Volumina, die im Labor leicht zu handhaben sind.

Sie werden als Reagenzien gehandhabt, die bei Raumtemperatur gelagert werden können. Für Stoffe, die als Lebensmittelzusatzstoffe oder Aromen verkauft werden, sind individuelle Anfragen an den Hersteller erforderlich.

Weitere Informationen zu Isobuttersäure

1. Synthese von Isobuttersäure

Isobuttersäure kann durch Oxidation von Isobutylalkohol mit einem geeigneten Oxidationsmittel (z. B. Kaliumdichromat/Schwefelsäure-Bedingungen) synthetisiert werden. Dies geschieht über Isobutyraldehyd als Zwischenprodukt.

Andere Methoden umfassen die Hydrocarboxylierung von Propylen (Koch-Reaktion). Industriell wird Isobuttersäure als Nebenprodukt bei der Herstellung von n-Butanol gewonnen.

Zu den Labormethoden gehören die Hydrolyse von Isobutylnitril unter basischen Bedingungen zur Gewinnung von Isobutylalkohol mit anschließender Oxidation und die Behandlung von Methacrylsäure mit Natriumamalgam (Na(Hg)) zur direkten Gewinnung von Isobuttersäure.

2. Chemische Reaktionen der Isobuttersäure

Isobuttersäure zeigt die typische Reaktivität von Carbonsäuren im Allgemeinen, wobei Derivate wie Amide (-CONH2), Säureanhydride (-CO-O-CO-) und Säurechloride (-COCl) entstehen. Bei der Reaktion mit Chromsäure entsteht auch Aceton. Die durch Oxidation von Isobuttersäure mit Kaliumpermanganat unter basischen Bedingungen erhaltene Substanz ist α-Hydroxyisobuttersäure.

3. Gefahren von Isobuttersäure und Vorsichtsmaßnahmen bei der Handhabung

Isobuttersäure hat verschiedene gefährliche Eigenschaften und wird nach der GHS-Klassifizierung wie folgt eingestuft:

• Entzündbare Flüssigkeit: Kategorie 3
• Akute Toxizität (oral): Kategorie 3
• Akute Toxizität (dermal): Kategorie 3
• Verätzung/Reizung der Haut: Kategorie 1
• Schwere Augenschädigung/Augenreizung: Kategorie 1
• Spezifische Zielorgan-Toxizität (einmalige Exposition): Kategorie 3
• Reizung der Atemwege: Kategorie 3
• Gefährlich für die aquatische Umwelt (akut): Kategorie 3
• Gefährlich für die aquatische Umwelt (chronisch): Kategorie 3

Isobuttersäure kann durch Licht verändert werden und sollte bei hohen Temperaturen, direktem Sonnenlicht, Hitze, Flammen, Funken, statischer Elektrizität und Funkenflug vermieden werden. Starke Oxidationsmittel sind als Gefahr der Mischbarkeit aufgeführt. Gefährliche Zersetzungsprodukte sind Kohlenmonoxid und Kohlendioxid. 

4. Regulatorische Informationen zu Isobuttersäure

Isobuttersäure ist ein Stoff, der aufgrund der oben genannten gefährlichen Eigenschaften gesetzlich geregelt ist. Sie ist als  Gefahrstoff eingestuft und muss unter Einhaltung der Gesetze und Vorschriften korrekt gehandhabt werden.

Was ist Azulen?

Azulen ist ein polyzyklischer aromatischer Kohlenwasserstoff, der ausschließlich aus Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen besteht.

Es ist auch der Gattungsname für Verbindungen mit einem Azulen-Gerüst. Es ist eine aromatische Nicht-Benzol-Verbindung ohne Benzolring und ein strukturelles Isomer von Naphthalin, mit einer verschmolzenen Struktur aus fünf- und siebengliedrigen Ringen. Es ist eine natürliche organische Verbindung, die in Pflanzen wie der Kamille vorkommt, und hat eine schöne dunkelblaue Farbe, die für eine Kohlenwasserstoffverbindung ungewöhnlich ist.

Diese charakteristische Farbe hat zu dem Namen Azulen geführt, der sich aus dem spanischen Wort azul für blau ableitet. Es ist für den menschlichen Körper unschädlich und hat entzündungshemmende Eigenschaften, weshalb es häufig in Arzneimitteln und Kosmetika verwendet wird.

Anwendungen von Azulen

Azulen wird hauptsächlich in Arzneimitteln, Kosmetika und als organisches synthetisches Material aufgrund seiner milden, entzündungshemmenden Wirkung verwendet. Eines der Azulen-Derivate, Natriumazulen-Sulfonat-Hydrat, wird beispielsweise als wasserlösliches Azulen bezeichnet und ist der Hauptbestandteil von Gurgeln, Medikamenten gegen Nasen- und Rachenentzündungen und Arzneimitteln gegen Gastritis und Magengeschwüre.

Ein weiteres Azulen-Derivat, Guaiazulen (Azuron, 1,4-Dimethyl-7-isopropylazulen), wird in Salben zur Linderung von Hautentzündungen verwendet. Aufgrund ihrer entzündungshemmenden Wirkung auf die Haut werden solche Azulen-Derivate auch häufig in Produkten des täglichen Lebens verwendet, die direkt mit der Haut in Berührung kommen, wie Badesalze und Kosmetika.

Azulen ist der Hauptbestandteil von ätherischen Ölen wie Kamille und Echte Kamille. Diese Kräuter werden seit dem Altertum als Volksmedizin verwendet, und ihre Wirksamkeit wird auf die entzündungshemmenden Eigenschaften des in den Kräutern enthaltenen Azulens zurückgeführt. Auch heute noch gibt es viele Produkte, die Kamille oder ätherisches Kamillenöl als Bestandteil von medizinischen Badesalzen und Kosmetika verwenden, um Hautentzündungen zu lindern, und auch diese gehören zu den täglichen Produkten, die Azulen enthalten.

Eigenschaften von Azulen

Azulen ist gut löslich in Ethanol und Aceton. In Wasser hingegen ist es praktisch unlöslich. Da die Wasserlöslichkeit für die pharmazeutische Verwendung wichtig ist, wird das wasserlösliche Azulen-Derivat Natriumazolensulfonat-Hydrat häufig in pharmazeutischen Anwendungen eingesetzt.

Azulen wird auch als Inhaltsstoff in Arzneimitteln und Haushaltsprodukten verwendet. Es ist für den menschlichen Körper nicht gefährlich.

Andere Namen für Azulen sind Bicyclo[5.3.0]decapentaene und Cyclopentacycloheptene. Auf den Websites der großen Reagenzienhersteller in Deutschland wird häufig der Name Azulen als vorherrschende Bezeichnung verwendet.

Chemische Formel	C10H8
Deutscher Name	Azulen
Englischer Name	Azulene
CAS-Nr.	275-51-4
Molekulargewicht	128,17 g/mol
Schmelzpunkt	100 °C
Siedepunkt oder erster Destillationspunkt und Siedebereich	242 °C

Weitere Informationen über Azulen

1. Sicherheitshinweise zu Azulen

Azulen ist eine organische Verbindung, die für den menschlichen Körper unschädlich ist, so dass keine besonderen Sicherheitsvorkehrungen beim Umgang mit ihr erforderlich sind. Sie hat jedoch einen charakteristischen naphthalinähnlichen Geruch, so dass es wichtig ist, sie in einem gut belüfteten Bereich zu handhaben.

2. Vorsichtsmaßnahmen für Azulen

Azulen ist eine feste organische Verbindung mit Sublimationseigenschaften. Sublimation ist ein Phänomen, bei dem eine Verbindung einen Phasenübergang vom festen in den gasförmigen oder vom gasförmigen in den festen Zustand erfährt, ohne den flüssigen Zustand zu durchlaufen. Naphthalin, ein strukturelles Isomer von Azulen, ist eine bekannte repräsentative Verbindung mit Sublimationseigenschaften.

Azulen ist eine relativ stabile feste Verbindung, die jedoch aufgrund ihrer Sublimationseigenschaften einen charakteristischen Geruch aufweist. Wenn Mischungen von Azulen mit anderen organischen Verbindungen und organischen Lösungsmitteln unter vermindertem Druck destilliert oder konzentriert werden, kann Azulen aufgrund der Sublimationsfähigkeit von Azulen auch mit organischen Verbindungen und organischen Lösungsmitteln mit niedrigen Siedepunkten vermischt werden. Bei der Handhabung und Lagerung des Produkts ist das Sublimationspotenzial der Verbindung zu berücksichtigen.

3. Entsorgungsmethoden

Für die Entsorgung von Azulen gibt es keine gesetzlichen Beschränkungen. Da Azulen jedoch häufig als Laborreagenz oder medizinisches Rohmaterial gehandhabt wird, sollte es in geeigneter Weise entsorgt werden, indem man einen spezialisierten Abfallentsorger beauftragt.

Was ist Antimonoxid?

Antimonoxid ist die allgemeine Bezeichnung für Antimonoxide. Hierzu gehören: Antimonoxid (III), Antimonoxid (IV) und Antimonoxid (V).

Antimon(III)-oxid, auch bekannt als Antimontrioxid oder Antimondioxid, hat die Zusammensetzungsformel Sb2O3 (CAS-Nr.: 1309-64-4). Antimon(IV)-oxid, auch bekannt als Diantimontetroxid oder Antimontetroxid, hat die Zusammensetzungsformel Sb2O4 (CAS-Nr.: 1332-81-6).

Antimon(V)-oxid, auch bekannt als Antimonpentoxid, Antimonpentoxid, wasserfreie Antimonsäure und Antimondioxid, ist eine Verbindung mit der Zusammensetzungsformel Sb2O5 (CAS-Nr.: 1314-60-9). Antimonoxid (III) wird in der Regel am häufigsten verwendet und ist als Produkt weit verbreitet.

Anwendungen von Antimonoxid

Antimon(III)-oxid wird von allen Antimonoxiden am häufigsten verwendet. Antimonoxid(III) wird als Flammschutzmittel in Kunstharzen, Gummi und Textilien verwendet. In Kunststoffen und anderen synthetischen Harzen wird es in Kombination mit Halogenverbindungen verwendet, um die Flamme zu hemmen, wobei nur eine geringe Menge zugesetzt wird, um die Eigenschaften des Harzes nicht zu beeinträchtigen.

Es wird auch als Klärmittel für Glas verwendet, da sein Zusatz zu Glas die Transparenz erhöht. Andernorts wird Antimonoxid (III) als Weißpigment und Polymerisationskatalysator verwendet.

Eigenschaften von Antimonoxid

1. Grundlegende Informationen über Antimon(III)-oxid Sb2O3

Antimonoxid (III) hat ein Molekulargewicht von 291.497, einen Schmelzpunkt von 655 °C und einen Siedepunkt von 1.425 °C. Es ist ein weißer Feststoff bei Raumtemperatur. Es ist unlöslich in Wasser, aber löslich in Salzsäure. Die Dichte beträgt 5,2 g/ml.

2. Grundlegende Informationen über Antimon(IV)oxid Sb2O4

Antimon(IV)-oxid hat ein Molekulargewicht von 307,50 und ist bei Raumtemperatur farblos kristallin; es zersetzt sich bei Temperaturen über 930 °C unter Freisetzung von Sauerstoff zu Antimon(III)Sb2O3. Es hat eine Dichte von 6,64 g/ml und ist unlöslich in Wasser, Kaliumhydroxidlösung, Salzsäure und Ethanol.

3. Grundlegende Informationen über Antimon(V)Sb2O5-Oxid

Antimon(V)-oxid hat ein Molekulargewicht von 647,03 und ist bei Raumtemperatur ein gelblich-weißer Feststoff; es zersetzt sich bei 380 °C. Es ist in Wasser, Kaliumhydroxidlösung, Salzsäure und Ethanol löslich. Seine Dichte beträgt 3,78 g/ml. Es ist schwach wasserlöslich, unlöslich in Salpetersäure und löslich in erhitzter Salzsäure und erhitzter Kaliumhydroxidlösung.

Sonstige Informationen über Antimonoxid

Rechtsvorschriften für Antimonoxid

1. Antimonoxid (III)
Nach dem Gesetz zur Förderung des Umgangs mit chemischen Stoffen (PRTR-Gesetz) ist es als chemische Stoffe der Klasse 1 eingestuft.

2. Antimonoxid (IV)
Gemäß dem Gesetz zur Förderung des Umgangs mit chemischen Stoffen (PRTR-Gesetz) ist es als designierter chemischer Stoff der Klasse I eingestuft.

3. Regulatorische Informationen über Antimonoxid (V)
Nach dem Gesetz zur Förderung des Umgangs mit chemischen Stoffen (PRTR-Gesetz) fallen sie unter die Klasse 1 der benannten chemischen Stoffe.

Was ist Limonen?

Limonen ist ein monozyklisches Monoterpen und ein bei Raumtemperatur flüssiger Bestandteil des ätherischen Öls, der in Zitrusschalen reichlich vorhanden ist. Es handelt sich um eine optisch aktive Verbindung, die sowohl in der d- als auch in der l-Form natürlich vorkommt. Es ist auch für seinen Zitronenduft bekannt, der von der d-Form abgeleitet ist. Die racemische Form (ein äquimolares Gemisch des dl-Körpers) wird speziell als Dipenten bezeichnet. Was die Verteilung dieser optischen Isomere betrifft, so findet man D-Limonen in Orangenschalen-, Zitronen- und Bergamotteöl, L-Limonen in Kiefernnadel-und Heidelbeeröl und Dipenten in Kampfer- und Terpentinöl.

Physikalisch-chemische Eigenschaften von Limonen

Limonen ist ein zyklisches Terpen, das in ätherischen Ölen von Zitrusfrüchten, insbesondere in der Schale, vorkommt. Es hat einen charakteristischen Geruch nach Zitrusfrüchten.

Limonen wird aufgrund seiner Fähigkeit, Fette und Öle zu lösen, als Lösungsmittel in Reinigungs- und Entfettungsmitteln verwendet.

1. Name
Britischer Name: limonene
IUPAC-Name: 1-Methyl-4-(1-methylethenyl)-cyclohexen

2. Molekulare Formel
C10H16

3.Molekulargewicht
136.23

4. Schmelzpunkt
-74.35 °C

5. Löslichkeit in Lösungsmitteln
Es ist unlöslich in Wasser und löslich in Alkoholen.

Anwendungen von Limonen

Limonen wird aufgrund seines einzigartigen frischen Aromas häufig in Lebensmitteln und Aromen verwendet. Aufgrund seiner einzigartigen Eigenschaften wird es auch in einer Reihe von industriellen Anwendungen eingesetzt.

Anwendung als Aromastoff

Limonen wird in unserer Umgebung häufig als Aromastoff in Getränken, Lebensmitteln und Badesalzen verwendet.

Als Lebensmittelaromastoff wird es in Zitrusfrüchten und verschiedenen Fruchtaromen verwendet.

Als allgemeiner Aromastoff wird es in Seife, Waschmitteln, Kosmetika und Lufterfrischern verwendet.

Limonen wird in Handseifen und Küchenreinigern verwendet, da es sehr sicher ist und eine hervorragende Reinigungswirkung auf ölige Substanzen hat.

Anwendung als synthetischer Chemierohstoff

Limonen ist eine Verbindung, die häufig als Chemierohstoff verwendet wird.

Da es ölige Substanzen gut löst, findet es zahlreiche Anwendungen, insbesondere als industrielles Lösungsmittel und wird in vielen Bereichen eingesetzt, beispielsweise als Lösungsmittel für Farben und Druckfarben.

Strukturelle Ähnlichkeit mit Styrol und Verwendung als Styropor-Rückgewinnungsmittel

Limonen hat eine ähnliche Struktur wie Styrol, der Baustein von Styrolschaum.

Daher löst Limonen Styrolschaum, wie nach der chemischen Faustregel „Gleiches löst Gleiches“ (d. h. ähnliche Verbindungen lösen sich gut zusammen) zu erwarten ist. Diese Eigenschaft hat zur Verwendung von Limonen als Mittel zur Rückgewinnung von Styropor geführt.

Struktur von Limonen

Limonen ist ein zyklisches Monoterpen mit der Summenformel C10H16.

Das Molekül ist chiral und hat zwei Enantiomere, die spiegelbildlich zueinander sind. Beide Enantiomere kommen in der Natur vor, aber nur D-Limonen hat den charakteristischen starken Zitrusgeruch. Die razemische Form wird auch als Dipenten bezeichnet.

D-Limonen kommt hauptsächlich in Zitrusschalen vor, während L-Limonen in Heidelbeeren und anderen Zitrusfrüchten zu finden ist. Die razemische Form ist in Terpentinöl reichlich vorhanden.

Limonen hat zwei nicht konjugierte C=C-Doppelbindungen, was es etwas instabil und leicht oxidierbar macht.

Weitere Informationen zu Limonen

Herstellung von Limonen

Limonen ist eine natürliche Substanz, die aus den Schalen von Zitrusfrüchten gewonnen wird und in Orangen, Zitronen und Limonen vorkommt. Industriell wird es durch Extraktion, Wasserdampfdestillation oder chemische Synthese hergestellt.

1. Extraktion
Bei dieser Methode werden die Zitrusschalen mechanisch ausgepresst, um die aliphatischen Verbindungen aus der entstehenden Flüssigkeit zu entfernen und das ätherische Öl durch Destillation zu gewinnen. Das so gewonnene ätherische Öl enthält neben Limonen auch Carbonsäuren, Aldehyde und Ketone.

2. Wasserdampfdestillation
Diese Methode ähnelt der Methode 1, bei der die Schalen von Zitrusfrüchten mit Wasserdampf destilliert und der entstehende Dampf anschließend abgekühlt wird, um das Öl abzutrennen.

3. Chemische Synthese
Es handelt sich um eine Dehydratisierung aus Ethansäure, Hydrohalogenierung aus Isopren und Hydrolyse aus β-Pinen werden verwendet.

Was ist Kaliumiodat?

Kaliumiodat ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel HIO3.

Ihre CAS-Registrierungsnummer lautet 7782-68-5. Sie ist eine relativ starke Säure und hat ein starkes Oxidationsvermögen. Im Gegensatz zu anderen Halogenid-Oxosäuren kann sie als Kristall isoliert werden.

Anwendungen von Kaliumiodat

Kaliumiodat wird hauptsächlich als medizinisches Adstringens, Desinfektionsmittel und analytisches Reagenz verwendet. Kaliumiodat ist an der Luft relativ stabil und daher leicht zu handhaben. Als Adstringens und Desinfektionsmittel nutzt Kaliumiodat die oxidierende Wirkung des Jods als Desinfektionsmittel gegen verschiedene Bakterien und Viren.

Auch in der analytischen Chemie wird Kaliumiodat häufig als titrierendes Reagenz für die Bestimmung verschiedener Iodverbindungen, insbesondere Kaliumiodid, verwendet. Dies ist auf die oxidierenden Eigenschaften des Kaliumiodats zurückzuführen. Es wird auch für die Bestimmung von Quecksilber und Blei verwendet. Es kann auch als starke Säure für Säure-Base-Titrationen verwendet werden. In diesem Fall werden Methylrot und Methylorange als Indikatoren für Titrationen von schwachen und starken Basen verwendet.

Eigenschaften der Kaliumiodat-Säure

Kaliumiodat hat ein Molekulargewicht von 175,91, einen Schmelzpunkt von 110 °C und ein weißes kristallines oder pulverförmiges Aussehen bei Raumtemperatur.

Es ist eine relativ starke Säure mit einer Dichte von 4,62 g/ml und einer Säuredissoziationskonstante pKa von 0,75. Sie ist sehr gut wasserlöslich (Löslichkeit in Wasser: 269 g/100 ml (20 °C)).

Arten von Kaliumiodat

Kaliumiodat wird hauptsächlich als Reagenzprodukt für Forschung und Entwicklung und als industrielle Feinchemikalie verkauft. In F&E-Reagenzprodukten ist es in verschiedenen Mengen erhältlich, z. B. in 25 g, 50 g und 100 g, die im Labor leicht zu handhaben sind. Sie werden in der Regel als Reagenzprodukte behandelt, die bei Raumtemperatur gehandhabt werden können.

Als industrielle Feinchemikalie ist es in großen Mengen wie 25 kg und 200 kg erhältlich, die in Fabriken leicht zu handhaben sind.

Weitere Informationen zu Kaliumiodat

1. Synthese von Kaliumiodat

Kaliumiodat wird durch Oxidation von Jod mit Chlor, Salpetersäure, hypochloriger Säure oder Wasserstoffperoxid hergestellt. Eine andere Methode ist das Auflösen von Jodpentoxid in Wasser.

2. Chemische Reaktionen der Kaliumiodsäure

Kaliumiodat ist ein Stoff, der in wässriger Lösung sauer ist und unter Bildung von Iodat-Ionen dissoziiert. In sauren Lösungen wirkt es als starkes Oxidationsmittel, in basischen Lösungen ist seine Oxidationskraft jedoch schwach.

Als starkes Oxidationsmittel reagiert es mit reduzierenden und brennbaren Stoffen. Es kann auch durch Licht verändert werden. Bei der Lagerung sollte der Kontakt mit organischen Stoffen, brennbaren Stoffen, Alkoholen, Metallen und Reduktionsmitteln vermieden werden.

3. Vergleich mit anderen Oxosäuren

Oxosäuren anderer Halogenelemente wie Chlor- und Bromsäure können nicht isoliert werden und liegen nur in wässrigen Lösungen vor. Kaliumiodat hingegen kann isoliert und kristallisiert werden.

Andere Oxosäuren mit unterschiedlichen Oxidationszahlen des Iods sind Iodwasserstoff HI (Oxidationszahl -1), Kaliumiodat HIO (+1), Iodiodat HIO2 (+3) und Periodensäure (meta-preiodische Säure (HIO4) und ortho-periodische Säure (H5IO6), Oxidationszahl +5).

4. Salze der Jodsäure

Zu den Salzen der Kaliumiodat gehören Ammonium-, Kalium- und Natriumiodat. Diese Stoffe sind als Gefahrstoffe eingestuft.

5. Gefahrenhinweise für Kaliumiodat

Kaliumiodat ist in der GHS-Einstufung als oxidierender Feststoff mit hautverätzenden und reizenden Eigenschaften anerkannt.

Kaliumiodat ist als gefährlicher und schädlicher Stoff eingestuft und entsprechend namentlich zu kennzeichnen und zu melden. 

Was ist Blei(II)-iodid?

Blei(II)-iodid (englisch: lead (II) iodide) ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel PbI2.

Die CAS-Registrierungsnummer lautet 10101-63-0.

Als für den menschlichen Körper schädlicher Stoff unterliegt es verschiedenen gesetzlichen Regelungen. Früher wurde es als Allzweck-Gelbpigment in Farben verwendet, aber aufgrund seiner hohen Toxizität und Instabilität wird es in den letzten Jahren immer seltener eingesetzt.

Anwendungen von Blei(II)-iodid

Blei(II)-iodid wird hauptsächlich als Material für Röntgen- und Gammastrahlendetektoren, Solarzellen, Fotografie, Vergoldung, Bronzeglanzlacke und -farben, Pigmente, Druck und Goldimitation usw. verwendet. Blei(II)-iodid wird als Material für Röntgen- und Gammastrahlendetektoren verwendet, da es unter UV-Licht Photoelektronen emittiert.

Insbesondere für Perowskit-Solarzellen wird Blei(II)-iodid als Hauptrohstoff für die organisch-anorganischen Perowskit-Hybridverbindungen verwendet, aus denen die lichtabsorbierende Schicht besteht, und zwar in Reaktion mit Methylaminhydriodsäuresalzen.

Andererseits ist Blei schädlich für den menschlichen Körper und Methylaminhydriodsäuresalze neigen zur thermischen Zersetzung, was in den letzten Jahren zur Entwicklung bleifreier Perowskit-Solarzellen geführt hat.

Eigenschaften von Blei(II)-iodid

Blei(II)-iodid hat ein Molekulargewicht von 461,01, einen Schmelzpunkt von 402 °C und einen Siedepunkt von 872 °C. Es ist eine hellgelbe bis gelbrote kristalline oder pulverförmige Substanz bei Raumtemperatur.

Er hat eine Dichte von 6,16 g/ml und ist nicht brennbar. Die Substanz ist in Kaliumjodidlösung löslich, aber unlöslich in Wasser (Löslichkeit 0,63 g/l) und fast unlöslich in Ethanol.

Arten von Blei(II)-iodid

Blei(II)-iodid wird hauptsächlich als Reagenzprodukt für Forschung und Entwicklung verkauft. Es ist in kleinen Mengen von 5 g, 25 g, 100 g, 500 g und 1 kg erhältlich, die im Labor leicht zu handhaben sind.

Sie werden in der Regel als Reagenzien behandelt, die bei Raumtemperatur gehandhabt werden können. Da es extrem empfindlich auf Luft und Feuchtigkeit reagiert, empfehlen einige Hersteller die Handhabung unter Argonatmosphäre in einer Handschuhbox.

Weitere Informationen über Blei(II)-iodid

1. Synthese von Blei(II)-iodid

Bekannte Verfahren zur Herstellung von Blei(II)-iodid sind die Zugabe von Iodwasserstoffsäure oder Kaliumjodid zu einer wässrigen Lösung von zweiwertigem Blei(II) und die Reaktion von Blei(II)-nitrat mit Kaliumiodid. Andere Methoden umfassen die Reaktion von Bleisulfid mit Iod.

2. Kristallstruktur von Blei(II)-iodid

Blei(II)-iodid-Kristalle sind hellgelbe, hexagonale Kristalle. Sie werden beim Erhitzen rötlich-braun und nehmen beim Abkühlen wieder ihre ursprüngliche Farbe an.

Die Kristalle haben eine Struktur vom Typ Cadmiumiodid mit den Gitterkonstanten a = 4,59 Å und c = 6,86 Å und einem Pb-I-Bindungsabstand von 2,79 ± 0,01 Å. Es ist auch in Wasser leicht löslich, aber wässrige Lösungen sind farblos.

3. Chemische Reaktionen von Blei(II)-iodid

Blei(II)-iodid reagiert mit Natriumsulfid unter Bildung von Bleisulfid und Natriumiodid. Es lässt sich auch leicht in der Atmosphäre oxidieren, wobei die Produkte Bleioxid und Jod entstehen. Obwohl es nicht brennbar ist, bildet es beim Erhitzen giftige und ätzende Gase.

4. Toxizität von Blei(II)-iodid

Blei(II)-iodid ist ein Stoff, der vom GHS als krebserzeugend, fortpflanzungsgefährdend und giftig für bestimmte Zielorgane und den gesamten Körper (einmalige und wiederholte Exposition) eingestuft wird. Als solcher ist er ein Stoff, der durch verschiedene Gesetze und Verordnungen geregelt wird.

Sie werden als schädliche Stoffe im Rahmen der Gesetze zur Kontrolle giftiger und schädlicher Stoffe und als gefährliche Stoffe im Rahmen des Gesetzes über Gesundheit und Sicherheit am Arbeitsplatz eingestuft, das Standards für die Bewertung der Arbeitsumgebung, kennzeichnungspflichtige gefährliche Stoffe, namentlich zu meldende gefährliche Stoffe und gefährliche Stoffe, für die Risikobewertungen durchgeführt werden müssen, enthält. Darüber hinaus handelt es sich bei dem Stoff um eine Krankheitschemikalie im Sinne des Arbeitsschutzgesetzes und um eine bezeichnete Chemikalie der Klasse 1 im Sinne des PRTR-Gesetzes. Wenn sie verwendet werden, müssen sie korrekt und gesetzeskonform gehandhabt werden.

Was ist Iodwasserstoff?

Iodwasserstoff ist eine anorganische Verbindung, die aus Jod und Wasserstoff besteht.

Eine wässrige Lösung von Iodwasserstoff wird Iodwasserstoffsäure genannt und ist als 57 %ige Lösung im Handel erhältlich. Iodwasserstoff in Gasform und Iodwasserstoffsäure in wässriger Lösung sind miteinander verträglich.

Iodwasserstoff muss mit Vorsicht gehandhabt werden, da er Naturkautschuk und Haut angreifen kann. Iodwasserstoff ist in den regionalen und nationalen Gesetzen geregelt.

Anwendungen von Iodwasserstoff

Iodwasserstoff ist instabiler und leichter oxidierbar als Chlorwasserstoff und Bromwasserstoff, die ebenfalls Halogenwasserstoffe sind. Es wird daher als starkes Reduktionsmittel verwendet. Es kann auch zur Herstellung anorganischer Iodide verwendet werden, da es mit Chloriden, Bromiden und Metalloxiden zu Iodiden reagiert.

Außerdem ist es auch als Trockenätzmittel für ITO (Indium-Zinn-Oxid) bekannt. Das Ätzen ist ein Verfahren, bei dem die ätzende Wirkung einer Substanz zur Herstellung von IC-Schaltungen genutzt wird.

Eigenschaften von Iodwasserstoff

Iodwasserstoff hat einen Schmelzpunkt von -50,8 °C und einen Siedepunkt von -35,1 °C. Bei Raumtemperatur ist es ein farbloses Gas mit stechendem Geruch. Aufgrund seines starken Reduktionsvermögens wird es leicht durch Luftsauerstoff oxidiert, wobei rötlich-violettes Jod entsteht. Bei der Oxidation von Iodwasserstoff entsteht auch dunkelbraunes HI3, und reife Lösungen von Iodwasserstoff erscheinen oft dunkelbraun.

Es ist sehr gut wasserlöslich und hat wie Chlorwasserstoff und Bromwasserstoff eine sehr hohe Lösungswärme in Wasser. Die elektrostatischen Kräfte zwischen den Iodid- und Wasserstoffionen, die große Ionenradien haben, sind klein und leicht zu ionisieren, so dass wässrige Lösungen stark sauer sind, mit einem pKa-Wert von -10.

Struktur von Iodwasserstoff

Es handelt sich um eine Art von Halogenwasserstoff, der aus Iod besteht. Sein Molekulargewicht beträgt 127,90 g/mol und seine Dichte bei -47 °C 2,85 g/ml. Die chemische Formel wird durch HI dargestellt.

Der Unterschied zwischen der Elektronegativität von Wasserstoff und Iod ist gering, so dass die Polarität des Moleküls gering ist. Der Abstand zwischen den Wasserstoff- und Jodatomen beträgt 160,9 pm.

Weitere Informationen über Iodwasserstoff

1. Synthese von Iodwasserstoff

Bei der industriellen Reaktion von Iod mit Hydrazin entstehen Stickstoffgas und Iodwasserstoff. Für Reaktionen in Wasser muss der Iodwasserstoff destilliert werden.

Iodwasserstoff kann auch durch Zugabe von Phosphorsäure zu Iodid und Erhitzen synthetisiert werden. Schwefelwasserstoffgas kann auch in eine Iodlösung eingeblasen werden, um Iodwasserstoffsäure und Schwefel zu erzeugen.

Im Labor kann es durch Hydrolyse von PI3 durch Zugabe von rotem Phosphor zu einer Mischung aus Wasser und Iod hergestellt werden. Bei dieser Reaktion entsteht durch die Reaktion von I2 mit Phosphor PI3, das bei der Reaktion mit Wasser Iodwasserstoff und Phosphorsäure bildet.

2. Reaktion von Jod mit Wasserstoff

Iodwasserstoff kann einfach durch die Kombination von Wasserstoff und Iod synthetisiert werden. Diese Methode wird in der Regel zur Gewinnung von hochreinem Iodwasserstoff verwendet.

Bei der Reaktion von H2 mit I2 wird angenommen, dass I2 zunächst in zwei Iodatome dissoziiert, die sich jeweils an eine Seite von H2 binden und die H-H-Bindung spalten, da die Bestrahlung mit Licht bei einer Wellenlänge nahe 578 nm, der Dissoziationsenergie von I2, die Reaktionsgeschwindigkeit deutlich erhöht.

3. Die SN2-Reaktion mit Iodwasserstoff

Wie HBr und HCl addiert HI zu Alkenen. In der organischen Chemie steht HI zur Verfügung, um primäre Alkohole in Alkyliodide umzuwandeln. Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine SN2-Substitution, bei der die aktivierte Hydroxylgruppe gegen ein Iodidion ausgetauscht wird.

4. Die SN1-Reaktion mit Iodwasserstoff

Iodidionen, die bessere Nukleophile als Bromid und Chlorid sind, können die Reaktion leicht ohne Erhitzen durchführen. Mit sekundären und tertiären Alkoholen läuft die Reaktion durch SN1-Substitution ab.

HI kann Ether in Alkyljodide und Alkohole spalten. Dies ist eine wichtige Reaktion, da sie chemisch stabile und inerte Ether in hochreaktive Verbindungen umwandeln kann. Zum Beispiel kann Diethylether in Ethanol und Iodethan gespalten werden.

Was ist Ammoniummolybdat?

Ammoniummolybdat ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel (NH4)6Mo7O24.

Ammoniummolybdän ist gemäß dem Gesetz über die Bestätigung usw. der Freisetzung von chemischen Stoffen und die Förderung des Chemikalienmanagements (PRTR-Gesetz) als designierter chemischer Stoff der Klasse 1 ausgewiesen.

Anwendungen von Ammoniummolybdat

Ammoniummolybdat wird in einer Vielzahl von Bereichen eingesetzt. An erster Stelle ist hier die Verwendung als Rohstoff für Molybdänmetall zu nennen. Bei der Trost-Oxidation mit Wasserstoffperoxid als Oxidationsmittel wird Ammoniummolybdat als Rohstoff für Katalysatoren aus den in seiner Umgebung ablaufenden Reaktionen verwendet.

Es kann auch als Mittel zur Oberflächenbehandlung von Metallen, als Flammschutzmittel und Rauchreduzierer sowie als Zusatzstoff für Keramiken und Sintermetalle verwendet werden. Darüber hinaus wird es als analytisches Reagenz zur Bestimmung von Silikat, Phosphat, Arsenat und Blei in wässrigen Lösungen wie Fluss- und Meerwasser sowie Farbstoffen verwendet.

Weitere Anwendungen sind der Nachweis von Freizeitdrogen. Es wird als Bestandteil des Frade-Reagens verwendet. Es kann auch als Negativfärbung in der biologischen Elektronenmikroskopie in Gegenwart von Trehalose in einer Konzentration von 3-5 % und für die Kryo-Negativfärbung in gesättigten Konzentrationen verwendet werden.

Es ist nützlich für die Herstellung von dehydrierten Entschwefelungskristallen sowie für die Herstellung von metallischem Molybdän und Keramiken.

Eigenschaften von Ammoniummolybdat

Ammoniummolybdat ist ein weißes oder fast weißes kristallines Pulver und geruchlos. Ammoniummolybdat ist in Wasser löslich, aber unlöslich in Ethanol und Aceton.

Unfälle wurden selten gemeldet, da Molybdat in der Regel eine geringe Toxizität aufweist.

Struktur von Ammoniummolybdat

Ammoniummolybdat ist eine der am häufigsten vorkommenden Molybdänverbindungen. Ammoniummolybdat ist in der Regel ein Tetrahydrat, (NH4)6Mo7O24-4H2O, aber auch Dihydrate wie (NH4)6Mo7O24-2H2O sind bekannt.

Das Molekulargewicht von Ammoniummolybdat liegt bei 1.163,9 und das von Tetrahydrat bei 1.235,86. Das in Ammoniummolybdat enthaltene Heptamolybdation Mo7O246- wird auch als Paramolybdation bezeichnet.

Der Begriff Ammoniummolybdat kann sich auch auf das ortho-Molybdat-Ammonium, (NH4)2MoO4, und andere Verbindungen beziehen. Die Analyse der Kristallstruktur zeigt, dass alle Molybdänzentren oktaedrisch sind. Einige der Oxidliganden sind endständig angeordnet, einige sind doppelt verbrückt und einige sind leicht dreifach verbrückt.

Weitere Informationen über Ammoniummolybdat

1. Synthese von Ammoniummolybdat

Ammoniummolybdat lässt sich leicht herstellen, indem man Molybdän(VI)-oxid in einer wässrigen Lösung mit einem Überschuss an Ammoniak auflöst und die Lösung bei Raumtemperatur verdampft. Bei der Verdampfung der Lösung geht das Ammoniak verloren.

Auf diese Weise lässt sich ein sechsseitiges transparentes Prisma aus Ammoniummolybdat-Tetrahydrat herstellen. Lösungen von Ammoniumparamolybdat reagieren mit Säuren unter Bildung von Ammoniumsalzen und Molybdänsäure (E: Molybdänsäure). Der pH-Wert der konzentrierten Lösung liegt zwischen 5 und 6.

2. Verwandte Verbindungen des Ammoniummolybdats

Von der Struktur her sehr ähnlich zu den Ammoniumsalzen ist das Kaliummolybdat. Kaliummolybdat wird ebenso wie Ammoniummolybdat als Tetrahydrat gewonnen.

Was ist Benzil?

Benzil ist eine gelbe kristalline oder kristalline pulverförmige organische Verbindung.

Es gibt keine spezifischen nationalen Rechtsvorschriften, aber Glas gilt als sicheres Behältnis und Verpackungsmaterial für die Lagerung, und der Sicherheitshinweis lautet wie folgt: In einem verschlossenen Behälter an einem kühlen, gut belüfteten Ort und vor direkter Sonneneinstrahlung geschützt aufbewahren.

Anwendungen von Benzil

Benzil wird unter anderem als Photosensibilisator in lichthärtenden Harzen verwendet, die seit langem bei der Herstellung von Druckplatten zum Einsatz kommen. Im Bereich der fotografischen Materialien werden die Lichtsensibilisierungsmittel in zwei Kategorien unterteilt. Diese sind optische Sensibilisierungsmittel, die mit Licht einer anderen als einer begrenzten Wellenlänge reagieren, und chemische Sensibilisierungsmittel, die die Lichtempfindlichkeit verbessern.

Optische Sensibilisatoren sollen zu einer besseren Empfindlichkeit in der Fotografie beitragen, und lichthärtende Harze können in vielen Bereichen eingesetzt werden. Sie werden auch als Zwischenprodukte im pharmazeutischen Bereich und als Initiatoren von Polymerisationsreaktionen verwendet.

Eigenschaften von Benzil

Benzil ist ein Feststoff mit einer Dichte von 1,23 g/cm³. Es ist löslich in Ethanol und Ether, aber nicht in Wasser.

Sein Schmelzpunkt liegt bei 94-97 °C, sein Siedepunkt bei 346-348 °C und sein Flammpunkt bei 180 °C. Die chemische Formel lautet C6H5COCOC6H5, das Molekulargewicht 210,23 und die CAS-Registriernummer 134-81-6.

Struktur von Benzil

Benzil (englisch: benzil) ist ein aromatisches Diketon. Es ist auch als Dibenzoyl und Diphenylglyoxal bekannt. Die Strukturformel von Benzil lautet C6H5-C(=O)-C(=O)-C6H5.

Weitere Informationen über Benzil

1. Synthese von Benzil

Benzil wird im Labor durch Kondensation von Benzaldehyd mit Benzoin zu 2-Hydroxy-1,2-diphenylethanon synthetisiert, das dann mit Salpetersäure oder Kupfer(II)-sulfat zu Benzoin umgesetzt wird. (II).

Die Benzoin-Kondensation ist eine chemische Reaktion, bei der aromatische Aldehyde unter Verwendung von Cyanidionen als Katalysator zum α-Hydroxyketon Acyloin (RC(=O)CH(OH)R’) dimerisieren. Sie wird als Benzoinkondensation bezeichnet, weil Benzoin aus Benzaldehyd, einem typischen aromatischen Aldehyd, gebildet wird.

2. Benzil-Reaktion

Wenn eine starke Base auf Benzil angewendet wird, kommt es zu einer Umlagerung der Phenylgruppe, wobei ein Benzylatsalz entsteht. Dies wird als Benzylsäureumlagerung bezeichnet.

3. Benzilsäure-Umlagerung

Die Benzilsäureumlagerung ist eine Umlagerungsreaktion in der organischen Chemie. Wenn Kaliumhydroxid auf Benzil angewendet wird, kommt es zu einer 1,2-Umlagerung der Phenylgruppe, wobei das Kaliumsalz der Benzilsäure entsteht. Diese Reaktion wurde von Justus von Liebig demonstriert.

Die Synthese von α-Hydroxycarbonsäuren unter Verwendung aliphatischer 1,2-Diketone als Substrate ist ebenfalls bekannt.

4. Mechanismus der Benzilsäure-Umlagerung

Der Mechanismus, der durch die Ergebnisse quantenchemischer Berechnungen gestützt wird, ist im obigen Diagramm dargestellt. Die Reaktion wird zunächst durch die Addition eines Hydroxidanions an die Carbonylgruppe von 1 eingeleitet.

Die 1,2-Umlagerung der R-Gruppe zu 4, die nach der axialen Drehung von Addukt 2 zu 3 erfolgt, ist konzertiert. Zwischen dem Lösungsmittel Wasser und 4 findet ein Protonentransfer zu 5 statt. Im Stadium der Säurebehandlung wird 6 gebildet.

5. Benzil-verwandte Verbindungen

Benzylgruppe (Englisch: benzyl group) Die Struktur ist C6H5CH2-, das ist Toluol minus einem Wasserstoff der Methylgruppe. Obwohl der Name ähnlich wie Benzil ist, sind sie völlig verschieden.

Benzylsäure wird ebenfalls durch Erhitzen einer Mischung aus Kaliumhydroxid und Alkohol zusammen mit Benzyl hergestellt.