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6. Chemische Bindung 6.1. Was ist „Chemische Bindung“ 6.2

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6. Chemische Bindung
6.1. Was ist „Chemische Bindung“
6.2. Strukturen und Erscheinungsformen der Elemente
6.3. Kovalente Bindung
6. Chemische Bindung
6.1. Was ist „Chemische Bindung“
6.2. Strukturen und Erscheinungsformen der Elemente
6.3. Kovalente Bindung
6. Chemische Bindung
6.1. Was ist „Chemische Bindung“
6.2. Strukturen und Erscheinungsformen der Elemente
6.3. Kovalente Bindung
Das Element Lithium
Kristallstruktur von Li
Li-Metall unter Paraffin
kubisch-innenzentrierte
Elementarzelle
www.webelements.com
Li-Metall
Das Element Beryllium
A
B
A
x x
x x x
x x
B
A
hexagonal dicht gepackte Ebene
Das Element Bor
Kristallstruktur des ß-Bor (hR)
A
C
B
A
www.webelements.com
Kristallstruktur des ß-Bor (hR)
B12
B156
B156
B84
Berühmte Diamanten
1 Dresden 41 ct
2 Hope 44 ct
3 Cullian I 530 ct
4 Sancy 55 ct
5 Tiffany 129 ct
6 Kohinoor 109 ct
7 Cullian IV 64 ct
8 Nassak 43 ct
9 Schah 89 ct
10 Toskaner 137 ct
Struktur des Diamanten
Kristallstruktur von C
(Diamant)
kubisch-flächenzentrierte
Elementarzelle
Das Element Aluminium
Kristallstruktur von Al
www.webelements.com
x
x
x
x
x
x
x
hexagonal dicht gepackte Ebenen
kubisch-flächenzentrierte
Elementarzelle
Kristallstruktur des Si – Diamant-Typ
Weißer Phosphor
Kristallstruktur von P (weiß)
b
a
c
Quelle: Wikipedia
triklines Kristallsystem
P4-Tetraeder
Anordnung der S8 – Ringe in Schwefel (γ)
Kristallstruktur von S ( )
Anmerkungen zu Elementstrukturen
Li
Be
B
C
P4
S8
N2
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn

Na
Mg
Al
Si
- 3D-Strukturen entsprechend ∞3[E]
- metallische und kovalente Bindung
 gebräuchliche Schreibweise Li, Be, B, C, Na …
- Moleküle mit kovalenter Bindung
- zwischen den Molekülen wirken Van der Waals WW.
 gebräuchliche Schreibweise P, S, N …
- monoatomare Gase
- bei tiefen Temperaturen kubisch-innenzentrierte Elementarzelle
- zwischen den Teilchen wirken Van der Waals WW.
Ionenbindungen und Wasserstoffbrückenbindungen sind immer
zwischen ungleichen Elementen (heteropolare Bindungen).
6. Die Chemische Bindung
• Hauptbindungsarten
• Kovalente Bindung
• Ionenbindung
• Metallische Bindung
• Nebenbindungsarten
• Van der Waals Wechselwirkung
• Wasserstoffbrückenbindung
Kovalente Bindung
am Beispiel der chemischen Bindung zwischen Nichtmetallen im
gasförmigen Zustand
H2(g)
F2(g)
Cl2(g)
P4(g)
S8(g)
N2(g)
H
3Li
11Na
19K
37Rb
55Cs
87Fr
Cl2
1
He
10Ne
18Ar
36Kr
54Xe
86Rn
2
Be
12Mg
20Ca
21Sc
38Sr
39Y
56Ba
La-Lu
88Ra
Ac-Lr
4
La
89Ac
57
B
13Al
31Ga
49In
81Tl
5
Ti
40Zr
72Hf
22
Ce
90Th
58
V
41Nb
73Ta
23
Pr
91Pa
59
Cr
42Mo
74W
24
Nd
92U
60
Mn
43Tc
75Re
25
Pm
93Np
61
Fe
44Ru
76Os
26
Sm
94Pu
62
Co
45Rh
77Ir
27
Eu
95Am
63
Ni
46Pd
78Pt
28
Gd
96Cm
64
Cu
47Ag
79Au
29
Tb
97Bk
65
Zn
48Cd
80Hg
30
Dy
98Cf
66
Ho
99Es
67
C
14Si
32Ge
50Sn
82Pb
6
Er
100Fm
68
N
15P
33As
51Sb
83Bi
7
Tm
101Md
69
O
16S
34Se
52Te
84Po
8
Yb
102No
70
F
17Cl
35Br
53I
85At
9
Lu
103Lr
71
Cl2 Molekül
Cl
Cl
+
+
Im Festkörper
Van der Waals
Radius
Atomradius
Kovalente Bindung
Eine kovalente Bindung besteht aus einem Elektronenpaar, das zwei
Atome miteinander teilen
LewisFormel
H
+
H
H
ValenzstrichFormel
H
H
H
Summenformel
H2
Einfachbindung
F
+
F
F
F
Freie
Elektronenpaare
F
F
F2
Molekül
Beispiele chemischer Reaktionen zur Bildung zweiatomiger Moleküle im
Gaszustand
2 H(g)

H2(g)
-436 kJ mol-1
2X
2 F(g)

F2(g)
-158 kJ mol-1
2 Cl(g)

Cl2(g)
-243 kJ mol-1
2 Br(g)

Br2(g)
-194 kJ mol-1
I2(g)
-153 kJ mol-1
2 I(g)

Energie wird
frei
X2
Darstellung von Elektronendichte
3
2
2
1
1
0
0
1
0
-1 -1
0
1
3
2
2
1
1
0
0
1
0
-1 -1
0
1
Contour-Linien Diagramm Cl2
Hellmann-Feynman Theorem
ρ antibindend
ρ bindend
ρ antibindend
X2 Molekül
Die Kraft auf einen Kern im Molekül ist die Summe der Coulomb-Kräfte,
die durch andere Kerne und durch die Elektronendichteverteilung ρ
verursacht werden.
Elektronen- und Differenzdichten von H2 und N2
Doppelbindungsregel
Doppel- und Dreifachbindungen treten bevorzugt zwischen den
Atomen C, N, O auf, d. h. den Elementen der 2. ten Periode.
: :
Schwefel – 3.te Periode
S:
S [Ne] 3s2 3p4
S=S
Lewis-Formel
S
S
S
S3
S2
S
S
S
S
S
S
S4
Ring z. B. S8
S
S
S
S
S
S
1
∞ [S]
S
S
C2H4
Ethen
C2H2
Ethin
H2O2
Wasserstoffperoxid
H
C=C
H
H
H–C≡C–H
O–O
H
planar
linear
planar mit freier Rotation
H
N–N
H
H
H
Hydrazin
H
N2H4
H
freie Rotation
H
SiH4
Silan
Si
H
PH3
Phosphan
H
tetraedrisch
H
P
H
trigonal pyramidal
H
Regeln zur Ausbildung kovalenter Bindungen
Bindigkeit:
Die Anzahl kovalenter Bindungen, die ein Element in einem Molekül
ausbildet ist seine Bindigkeit.
• Wasserstoff H hat die maximale Bindigkeit 1
H
Energie
H
H
verboten
1s
2s
2p
H
H
Regeln zur Ausbildung kovalenter Bindungen
Oktett – Regel:
Die Atome der Elemente der 2.ten Periode können maximal 4-bindig
sein, d. h. insgesamt 4 kovalente Bindungen eingehen, da ihnen nur
ein 2s und drei 2p – Orbitale zur Verfügung stehen
Kohlenstoff
s 2p 2
+
Wasserstoff
2-bindig
4-bindig
H
CH2
Ein Carben
C
s1
H
) (H – C – H) = 103°
H
SingulettMethylen
CH4
Methan
H
C
H
H
EHx Verbindungen mit Elementen der 2. Periode
N [He] 2s2 2p3
NH3
2s
2p
3s
3p
O [He] 2s2 2p4
NH5  verboten nach
Oktett-Regel
H2O
2s
2p
F [He] 2s2 2p5
3s
3p
H6O  verboten nach
Oktett-Regel
H4O  verboten nach
Oktett-Regel
HF
2s
2p
 H3F, H5F, H7F nach Oktett-Regel verboten
Ne [He] 2s2 2p6
Ne
2s
2p
Verbindungen mit Elementen der 3. Periode
3s
S [Ne] 3s2 3p4
3p
3d
H2S
SCl4
SF6
Cl [Ne] 3s2 3p5
HCl
ClF3
HClO3
HClO4
Regeln zur Ausbildung kovalenter Bindungen
Aufhebung der Oktett – Regel
Elemente der 3.ten und höherer Perioden können eine größere
Bindigkeit
als 4 erreichen, da s, p, und d – Orbitale für die Bindung zur Verfügung
Stehen.
F
F
F
F
F
S
Cl S Cl
S
F P
P
F
H
F
H
F
Cl Cl
H
H
F
H
F
Phosphan
8e
Phosphorpentafluorid
10e
Schwefelwasserstoff
8e
Schwefeltetrachlorid
10e
Schwefelhexafluorid
12e
Offene Fragen
Warum bildet Wasserstoff mit Schwefel nur H2S und nicht H6S während
Fluor und Schwefel z. B. SF2,SF4 und SF6 bilden?
Doppelbindungs- und Oktett – Regel
H
H – Cl
H
Chlorwasserstoff
2e
O
H
H
Methan
8e
F
F
Chlortrifluorid
10e
O
O=C–O–H
=
O
Chlorsäure
HClO3 12e
Cl
=
=
O=C–O–H
F
C
Perchlorsäure
HClO4 14e
 Erlaubt nach Doppelbindungs- und Oktett –
Regel
Kovalente Bindung
Eine kovalente Bindung besteht aus einem Elektronenpaar, das zwei
Atome miteinander teilen
Bindigkeit
Die Anzahl kovalenter Bindungen, die ein Element in einem Molekül
ausbildet ist seine Bindigkeit
Oktett – Regel
Die Atome der Elemente der 2.ten Periode können maximal 4-bindig
sein, d. h. insgesamt 4 kovalente Bindungen eingehen, da ihnen nur
ein 2s und drei 2p – Orbitale zur Verfügung stehen
Aufhebung der Oktett – Regel
Elemente der 3.ten und höherer Perioden können eine größere Bindigkeit
als 4 erreichen, da s, p, und d – Orbitale für die Bindung zur Verfügung
stehen
Doppelbindungsregel
Doppel- und Dreifachbindungen treten bevorzugt zwischen den Atomen
C, N, O auf, d. h. den Elementen der 2. ten Periode
Formalladung
Die Formalladung erhält man durch homolytische Bindungsspaltung.
Sie ergibt sich aus der Differenz der Valenzelektronen des neutralen
Atoms und der Valenzelektronenzahl nach Bindungsspaltung. Die
Summe der Formalladungen ist gleich der Gesamtladung.
A
B
A
B
Ladung
Die Ladung eines Moleküls (Molekülanion oder Molekülkation) ist die
Anzahl negativer bzw. positiver Elementarladungen des Moleküls. Sie
beträgt meist -, 2-, 3- oder +
Das Carbonat-Molekülanion CO32d
C -O = 130 pm
) (O – C – O) = 120°
Kalottenmodell
Kugel-Stabmodell
rVW = 170 pm
C
r 2- = 140 pm
O
r = 77 pm
C
rVW = 150 pm
O
r 4+ = 16 pm
C
r = 66 pm
O
∑
320 pm
156 pm
Drahtmodell
143 pm
Mesomerie
 Die elektronische Struktur eines Moleküls oder Ions kann häufig nicht
durch eine Valenzstrichformel korrekt beschreiben werden. Wenn der
wirkliche Zustand durch eine Anzahl mesomerer Formen (Grenzformeln,
Resonanzstrukturen) beschrieben werden kann, dann nennt man dies
Mesomerie.
Bindungsordnung
 ist ein Maß für die tatsächliche Bindung. Sie wird berechnet als Mittelwert der Bindingkeit unter Berücksichtigung der mesomeren Grenzformeln.
Bindungslängen und Standardbindungsenthalpien
d (pm)
ΔHo (kJ/mol)
Einfachbindungen
140 – 600 kJ/mol
H−H
74
436
Doppelbindungen
420 – 710 kJ/mol
F−F
142
158
Dreifachbindungen 810 – 1080 kJ/mol
Cl−Cl
199
244
Br−Br
228
193
I−I
267
151
C−C
154
345
C=C
134
615
CC
120
811
O=O
121
498
NN
110
945
2 x (C−C) = 690 kJ/mol
3 x (C−C) = 1035 kJ/mol
Vergleich gemessener und berechneter Bindungslängen
Atomradien
r (pm)
H
37
F
71
Cl
99
Br
114
I
133
dber. (pm) dexp. (pm)
H−F
108
92
H−Cl
136
127
H−Br
151
141
H−I
170
160
dber. = r + r
A
B
A-B
dexp < d ber.
A-B
A-B
Bindungslänge ~ Bindungsstärke
Verstärkung der Bindung im
heteronuklearen relativ zum
homonuklearen Fall
Ladung von Atomen im Molekül A-H in │e-│
A = 0 e-
A = -0.0235
A = 0.8869
A = -0.3036
A = 0.8323
A = -0.5427
A = 0.6679
A = -0.7073
Elektronendichte und Gradientenfeld des C2H4
Gradient der
Elektronendichte
Elektronendichte
Ladungsverteilung in mehratomigen Molekülen
Kohlendioxid - CO2
-
+
Wasser - H2O
- bzw. 2-
-
O
O=C=O
 O elektronegativer als C
+ H
H +
Methan – CH4
Sauerstoffdifluorid - F2O
+
H
+
+
H
C
H
+
+
H
O
- F
F -
Ladungsverteilung in mehratomigen Molekülen
Ethan – C2H6
+
+
H - - H
H–C–C–H
H
H
1,1,1-Trichlorethan – C2Cl3H3
Cl
H
Cl – C – C – H
Cl
H
Induktiver Effekt:
Bindungspolarisation
durch benachbarte
Bindungen
Lokale Bindungsmomente einiger Einfach-, Doppelund Dreifachbindungen
+−-
i (D)
H−C
0,4
H−O
1,51
H−N
1,31
C−O
0,75
C=O
2,40
C−Cl
1,57
C−N
0,45
CN
3,60
1,51D
H
O
1,51D
H
) (H – O – H) = 104,5°
μ = 2μOH•cos(α/2) = 1,85D
Elektronegativität nach Pauling
Die Elektronegativität χ ist ein Maß für die Fähigkeit in einer kovalenten
Bindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen
H
2,1
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,5
Elektronegativität nach Pauling
ΔH0AB = ½(ΔH0AA + ΔH0BB) + Δ
Δ = k • (χA-χB)2
k = 96,5 kJ/mol
experimentell
nach Pauling berechnet
∆H0HCl = ½(∆H0H2 + ∆H0Cl2) + ∆
= ½(436kJ/mol + 242kJ/mol) + ∆ = 431kJ/mol
∆ = 92 kJ/mol
Δ = 96,5 kJ/mol•(2,1-3,0)2
= 78 kJ/mol
Elektronegativität und Bindungspolarität
Δχ
μ (D)
Ionizität
HF
1,9
1,90
60%
HCl
0,9
1,03
18%
HBr
0,7
0,74
12%
HI
0,4
0,38
4%
Bindungspolarität
• verstärkt die Bindung
• führt zur Bindungsverkürzung
• erklärt den Übergang zur Ionenbindung
δ+
A–B 
δ-
A – B  A+ + B-
Oxidationszahlen
Die Oxidationszahl ist eine formale Größe, die man aus der Differenz der
Anzahl der Valenzelektronen und der Elektronen nach heterolytischer
Bindungsspaltung erhält.
δ+ δA–B
χ(A) < χ(B)

A+ + B-
Die Oxidationszahl ist hilfreich bei der Analyse von Reaktionen mit
Elektronenübertrag (REDOX-Reaktionen).
Regeln zur Bestimmung und Kennzeichnung der
Oxidationszahl
Zur Kennzeichnung der Oxidationszahlen verwendet man Römische Zahlen
und sowie die Zahl 0 (Eine ältere Schreibweise verwendet arabische
Zahlen in Form von +n, -n)
• Die Oxidationszahl im Element ist Null
• Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung
• Die Oxidationszahl von Ionen ist gleich ihrer Ladung (Ionenwertigkeit)
• Die Oxidationszahl von Fluor ist –I außer im Element F2
• Die Oxidationszahl von Sauerstoff ist – II außer in homonuklearen
Bindungen und Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern
z.B. O – F
• Die Oxidationszahl von Wasserstoff ist I, 0 oder –I
• Maximale Oxidationszahl ist VIII
6. Die Chemische Bindung
• Hauptbindungsarten
• Kovalente Bindung
• Ionenbindung
• Metallische Bindung
• Nebenbindungsarten
• Van der Waals Wechselwirkung
• Wasserstoffbrückenbindung
Struktur einfacher Moleküle von
Hauptgruppenelementen
Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)
Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungsmodell
In Molekülen des Typs ABnEm ordnen sich die Elektronenpaare so an, daß
ihr Abstand untereinander möglichst groß wird. Freie (einsame)
Elektronenpaare E benötigen mehr Platz als bindende Elektronenpaare.
2 Liganden
linear
3 Liganden
4 Liganden
trigonal planar tetraedrisch
5 Liganden
trigonal
bipyramidal
6 Liganden
oktaedrisch
Zur Geometrie einfacher Moleküle
AB2, AB3, AB4, AB5, AB6, AB7
Zum Raumbedarf freier Elektronenpaare
) 109,5°
) 107°
) 104,5°
Zum Raumbedarf freier Elektronenpaare
axial
XeF2
äquatorial
axial
Die freien (einsamen) Elektronenpaare befinden sich häufig in den
äquatorialen Positionen, ebenso Doppelbindungen
6. Die Chemische Bindung
• Hauptbindungsarten
• Kovalente Bindung I
• Kovalente Bindung (Teil II – Vertiefung)
• Ionenbindung
• Metallische Bindung
• Nebenbindungsarten
• Van der Waals Wechselwirkung
• Wasserstoffbrückenbindung
Molekülorbitaltheorie
Wellenfunktion
des Atoms
Atom
AO
AO
= „ iAO “
Einelektronenwellenfunktionen
Wellenfunktion
des Moleküls
Molekül
MO
MO
= „ iMO “
 Molekülorbital erstreckt sich über alle Atome des Moleküls
MO-Diagramm des H2
u*
E(σ*u) = 4,254 eV
1s1
g2
1s1
E(σg) = -17,567 eV
MO-Diagramme der 2. Periode
 Energiedifferenz 2s zu 2 p nimmt in der 2. Periode ab:
ΔE(B) = 3 eV nach ΔE(Ne) = 25 eV
Mischen der s, p – Orbitale
für B2 bis N2
Orbitalabfolge
für O2 bis Ne2
u*
u*
g*
*g
u
g
u
g
u *
u *
g
g
Molekülorbitale des O2
gebildet aus
2 x 2px bzw. 2 x py
xz
bzw. yz
gebildet aus
2 x 2s
gebildet aus
2 x 2pz
E(π*g) = -12,853 eV
E(σ*u) = -26,531 eV
E(σg) = -37,742 eV
E(σ*u) = 7,958 eV
E(σg) = -15,217 eV
xz
bzw. yz
E(πg) = -16,241 eV
MO für Moleküle X2 der 2. Periode
σu*
Li2
Be2
B2
C2
N2
O2
F2
g*
antibindend
g
antibindend
u
bindend
bindend
u*
g
antibindend
bindend
BO
1
0
1
2
3
2
1
Energieniveauschemata von O2-Spezies
Spezies
d/pm BO =bin. -anti.
Beispiele
O 22
149
1 = 4 -3
Peroxide
O2
133
1,5 = 4 -2.5
Hyperoxide
O
2
121
2 = 4 -2
Sauerstoff
O+
2
112
2,5 =4 -1.5
Dioxygenylsalze
πpg*
Hybridisierungs – Konzept nach Pauling
+
2s
+
Phase
2p
-
Phase
+
+
-
+
+
sp
destruktiv
konstruktiv
+
sp – Orbital
Hybridisierungs – Konzept nach Pauling
2 sp
A = 1.93
3 sp2
A = 1.97
4 sp3
A=2
Hybridisierungs – Konzept nach Pauling
spd – Hybridorbitale
sp2d
sp3d
sp3d2
quadratisch planar
trigonal bipyramidal
oktaedrisch
Zusammenfassung Hybridisierungs – Konzept nach Pauling
Hybridisierung von Kohlenstoff in Methan CH4
E
2p
sp3
 energetisch entartet
 tetraedrisch
2s
Hybrid
Typ
sp
sp2
sp3
sp2d
sp3d
sp3d2
beteiligte
Orbitale
Geometrie
Anzahl der
Beispiel
Hybridorbitale
s, p
s, p, p
s, p, p, p
dx2-y2, s, px, py
dz2, s, p, p p
dz2, dx2-y2, s,
p, p, p
linear
trigonal planar
tetraedrisch
quadratisch planar
trigonal bipyramidal
oktaedrisch
2
3
4
4
5
6
HgCl2
BF3
CH4
PtCl42PF5
SF6
Zusammenfassung Hybridisierungs – Konzept nach Pauling
Ansatz:
• Generierung eines Orbitalsatzes zur Maximierung des Orbitalüberlaps
• Hybridisierungsenergie wird durch Bindungsenergie überkompensiert
• lokalisierte Bindung (Elektronenpaar)
 Austausch von Liganden gleicher Wertigkeit ohne Einfluß auf das
Bindungsbild (vgl. C2H4 und C2Cl2H2)
sp – Hybridorbital
+
bindend
2s
+
2p
Phase
-
+
Phase
+
nicht
bindend
-
+
Zusammenfassung Hybridisierungs – Konzept nach Pauling
Problem:
 keine Vorhersage über Bindungsenergien
 keine Vorhersage über Bindungswinkel
 Existenz einiger Moleküle z.B. H2+oder He2+
 physikalische Eigenschaften nicht vorhersagbar
(vgl. Paramagnetismus von O2)
 Molekülorbitaltheorie
Zusammenfassung Molekülorbitaltheorie
Probleme mit bisherigen Bindungsmodelle:
 keine Vorhersage über Bindungsenergien
 keine Vorhersage über Bindungswinkel
 Existenz einiger Moleküle z.B. H2+oder He2+
 phsikalische Eigenschaften nicht vorhersagbar
(vgl. Paramagnetismus von O2)
MO-Theorie:
•
Alle Atomorbitale eines Moleküls bilden eine entsprechende Anzahl
von Molekülorbitalen.
•
Molekülorbitale erstrecken sich über das gesamte Molekül.
Annahme: Nicht Valenzelektronen können in erster Näherung als
lokalisiert betrachtet werden.
•
Molekülorbitale haben bindende oder anti-bindende Eigenschaften
•
Die energetische Abfolge der Molekülorbitale, dargestellt im MO-Schema,
läßt sich nur auf Grundlage quantenmechanischer Rechnungen ermitteln.
(vgl. Mischen der s, p-Orbitale in B2 bis N2 gegenüber O2 und F2)
•
Bindungsordnung als Maß für die Bindungsstärke. (vgl. O2, O2-, O22-, O2+)
BO = ½ (Nbindend – Nanti-bindend)
Modifikationen des Phosphors
1,94
2,20
180 - 400 oC
P4, weiß
2,36
550 oC
Prot
200 oC,
380 oC, Hg 12 kbar
ρ/gcm-3
620 oC
Pviolett
550 oC
83 kbar
ρ/gcm-3
P4 (g)
111 kbar
Pschwarz
Prhomboedrisch
Pkubisch
2,71
3,56
3,83
Zum Sauerstoff
blaue Flüssigkeit
paramagnetisch
Prinzip des Linde-Verfahrens zur
Darstellung von flüssiger Luft
Siedediagramm N2 - O2
Elektrolyse des Wassers im Hoffmann-Apparat
• Anode
– Pluspol
– Sauerstoffentwicklung
– Oxidation
• Kathode
– Minuspol
– Wasserstoffentwicklung
– Reduktion
Stahlherstellung mit dem Sauerstoff-Aufblasverfahren
- 300 t Roheisen im Konverter
- 10-20 min. Blasvorgang
- 7 - 12 bar Sauerstoff
- 2000 oC
- 10% Eisenschwund
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Gesundheitswesen
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