:: wikimiki.org ::

Swael

Swael

Swael is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool S en atoomgetal van 16. Dit kom wyd verspreid voor en is 'n smaaklose, reuklose, multivalente nie-metaal. Swael, in sy onverbonde vorm is 'n geel kristallyne vastestof. In die natuur kan dit gevind word in suiwer vorm of as sulfied en sulfaat minerale. Dit is 'n lewensnoodsaaklike element en word in verskeie aminosure aangetref. Kommersiële gebruik van swael is hoofsaaklik vir kunsmis maar dit word ook gebruik in buskruit, lakseermiddels, vuurhoutjies, pesdoders en swamdoders.

Kenmerkende eienskappe

Swael is 'n sagte en ligte stof met 'n heldergeel kleur. Alhoewel waterstofsulfied (H₂S) 'n kenmerkende vroteierreuk het, is dit belangrik om kennis te neem dat elementêre swael reukloos is! Dit brand met 'n helderblou vlam wat swaeldioksied vrystel, wat 'n kermerkende verstikkende reuk het. Swael is nie oplosbaar in water nie maar wel oplosbaar in koolstofdisulfied. Algemene oksidasietoestande van swael sluit −2, +2, +4 en +6 in. Swael vorm stabiele verbindings met die meeste elemente buiten die edelgasse. Swael bestaan normaalweg as molekules in die vastestof, en neem hoofsaaklik 'n sikliese kroonvormige S₈ struktuur aan. Swael het vele allotrope buiten S₈. Deur een atoom van die kroon te verwyder verkry mens S₇, wat verantwoordelik is vir die heldergeel kleur wat met swael geassosieer word. Ander ringstrukture is ook al voorberei, die vernaamstes waarvan S₁₂ en S₁₈ insluit. Die kristallografie van swael is kompleks. Afhangende van die spesifieke toestande kan die swaelallotrope vele onderskeibare kristalstrukture vorm, waarvan die rombiese en monokliniese S₈ die bekendste is. In teenstelling daarmee bestaan sy ligter buurman op die periodieke tabel uit slegs twee vorme van chemiese belang: O₂ en O₃. Selenium, die swaarder analoog van swael vorm 'n paar ringstrukture maar is meer stabiel as 'n gryskleurige polimeer. 'n Noemenswaardige eienskap is dat die viskositeit (vloeibaarheid) van gesmelte swael, anders as die meeste ander vloeistowwe toeneem met temperatuurstyging vanweë die vorming van polimeerkettings. Amorfe of plastiese swael kan voorberei word deur die snelle verkoeling van gesmelte swael. X-straal kristallografiese ondersoeke het getoon dat die amorfe vorm 'n heliese struktuur mag hê, met agt atome per draai. Hierdie vorm is metastabiel by kamertemperatuur en keer geleidelik terug na sy kristallyne vorm. Die proses gebeur binne 'n kwessie van ure tot dae maar kan vinnig gekataliseer word deur geskikte katalisators, onder andere menslike speeksel ('n hoofrede waarom 'n mens nie swael in die mond moet plaas nie).

Aanwendings

Swael het vele industriële gebruike. Swaelsuur (H₂SO₄), een van die belangrikste verbindings van swael, maak daarvan een van die belangrikste elemente in gebruik as 'n industriële roumateriaal. Dit is van groot belang in byna elke denkbare sektor van die wêreld se ekonomieë. Swaelsuurproduksie is die grootste eindverbruik van swael en verbruik daarvan word oraloor beskou as een van die beste indikatore van 'n nasie se ontwikkelingsvlak. In die Verenigde state is swaelsuur diè industriële chemikalie waarvan die meenste vervaardig word. Swael word ook gebruik in batterye, reinigingsmiddels, die vulkanisering van rubber, swamdoders en vir die vervaardiging van fosfaatbevattende misstowwe. Sulfiet word gebruik as bleikmiddel in papiervervaardiging en as preserveermiddel in wyn en gedroogde vrugte. Vanweë sy vlambaarheid word swael ook gebruik in vuurhoutjies, buskruit en vuurwerke. Natrium of ammonium tiosulfaat word gebruik in fotografiese fikseermiddels. Magnesiumsulfaat, ook beter bekend as Engelse sout (en: Epsom salts) word gebruik as lakseermiddel, 'n badsout, as skilfermiddel of as 'n magnesiumaanvulling vir plante.

Biologiese rol

Die aminosure, sistien en metionien bevat swael, asook al die polipeptiede, proteïne en ensieme wat hierdie aminosure bevat. Dit maak swael 'n noodsaaklike komponent van alle lewende selle. Disulfiedverbindings tussen polipeptiede is baie belangrik in die samestelling van proteïne en strukture. Homosistien en taurien is ook swaelbevattende aminosure maar maak nie deel uit van DNA of die primêre struktuur van proteïne nie. Sommige vorms van bakterieë gebruik waterstofsulfied (H₂S) in plaas van water as die elektrondonor in 'n primitiewe proses soortgelyk aan fotosintese. Swael in die vorm van sulfaat-ione word deur plante vanuit die grond geabsorbeer.

Omgewingsimpak

Die brand van steenkool en ru-olie deur nywerhede en kragstasies stel groot hoeveelhede swaeldioksied (SO₂) in die lug vry wat met atmosferiese water en suurstof reageer om swaelsuur te produseer. Dit veroorsaak suur-reën wat die pH van grond en varswaterbronne verlaag. Dit lei tot noemenswaardige skade aan die natuurlike omgewing asook chemiese verwering van standbeelde en ander geskiedkundige argitektoniese strukture. Brandstofstandaarde word toenemend strenger gemaak en vereis 'n al laer swael-inhoud van produkte wat uit fossielbrandstowwe vervaardig word om die vorming van suur-reën te voorkom. Die swael wat sodoende onttrek word word geraffineer en maak 'n groot deel van swaelproduksie uit.

Geskiedenis

fossielbrandstowwe Swael is bekend sedert antieke tye en daar word daarna verwys in die boek van Genesis in die Bybel. Homer het verwys na peswerende swael in die 9de eeu v.C. In 424 v.C. het die Boeotië-stam die mure van 'n stad vernietig deur 'n mengsel van steenkool, swael en teer onder hulle te brand. In die 12de eeu het die Sjinese buskruit uitgevind wat 'n mengsel van kaliumnitraat (K N O₃), koolstof en swael is. Vroeëre alchemiste het aan swael sy eie alchemiese simbool toegeken wat bestaan het uit 'n driehoek bo-aan 'n kruis. Laat in die 1770s, het Antoine Lavoisier gehelp om die wetenskaplike gemeenskap daarvan te oortuig dat swael inderwaarheid 'n element was en nie 'n verbinding nie. In 1867 is swael ontdek in ondergrondse neerslae in Louisiana en Texas. Die boliggende grond was onstabiel wat gewone mynboumetodes onmoontlik gemaak het. Die probleem is egter oorkom met die ontwikkeling van die Frasch proses.

Verspreiding

Frasch proses Frasch proses, Nieu-Seeland]] Swael kom natuurlik in goot hoeveelhede as verbindings met ander elemente in sulfiede (bv. piriet, cinnabar, galena, sfaleriet en stibniet en sulfate (bv. gips) voor. Dit word in die onverbonde vorm gevind naby warmbronne en vulkaniese streke. Daar is noemenswaardige elementêre swaelneerslae langs die Gulf Coast van die V.S.A. Ander hoofverskaffers is: Kanada, Japan, Frankryk, Pole en Meksiko. Vulkaniese neerslae word ook tans in Indonesië en Chili ontgin. Die kenmerkende kleure van Jupiter se vukaniese maan Io is vanweë verskeie vorms van gesmelte en soliede swael en swaeldampe. Daar is ook 'n donker area naby die Maan krater, Aristarchus, wat 'n swaelneerslag mag wees. Swael is ook teenwoordig in baie meteoriete.

Verbindings

Waterstofsulfied het die kenmerkende reuk van vrot eiers. Wanneer dit in water opgelos word, is waterstofsulfied suur en sal met metale reageer om 'n reeks metaalsulfiedes te vorm. Natuurlike metaalsulfiedes kom ook algemeen voor, veral dié van yster. Ystersulfied word piriet genoem en is al dikwels deur prospekteerders met goud verwar. Baie van die onwelriekende reuke van organiese verbindings is vanweë die feit dat die verbindings swael bevat. Etiel- en metielmerkaptaan word gebruik om 'n reuk aan natuurlike gas te verleen sodat lekke geruik kan word. Die reuk van knoffel en 'n muishond se afskeiding word ook deur swaelbevattende organiese verbindings veroorsaak. Polimeriese swaelnitried het metaaleienskappe al bevat dit nie enige metaal-atome nie. Die verbinding het ook buitengewone elektriese en optiese eienskappe. Ander belangrike swaelverbindings sluit in:
- natriumditioniet, Na₂S₂O₄, 'n kragtige reduseermiddel.
- swaeligsuur, H₂SO₃, word voorberei deur SO₂ in water op te los. Swaeligsuur en die ooreenstemmende sulfiete is betreklik sterk reduseermiddels. 'n Ander verbinding wat uit SO₂ verkry word is die pirosulfiet-ioon (S₂O₅²⁻).
- Die tiosulfate (S₂O₃²⁻). Tiosulfate word gebruik as fikseermiddel in fotografiese prosesse en is oksideermiddels en ondersoek word ingestel na die moontlike vervanging van sianied met ammonium tiosulfaat vir die loging van goud. [http://doccopper.tripod.com/gold/AltLixiv.html]
- Verbindings van ditionoë-suur (H₂S₂O₆)
- Die politioniese sure, (H₂S_nO₆), waar n kan wissel van 3 tot 80.
- Die sulfate, die soute van swaelsuur.
- Sulfiede is eenvoudige verbindings van swael met 'n ander chemiese element.
- Swaelsuur reageer met SO₃ in ekwimolêre verhoudings om piro-swaelsuur te vorm.
- peroksiemono-swaelsuur en peroksiedi-swaelsuur, wat deur die aksie van SO₃ op gekonsentreerde H₂O₂, en H₂SO₄ op gekonsentreerde H₂O₂ onderskeidelik voorberei word.
- tetraswaeltetranitried S₄N₄.
- Tiosianate is verbindings wat ide tiosinaat-ioon, SCN^- bevat.
- tiosianogeen, (SCN)₂.
- 'n tio-eter is 'n molekule met die vorm R-S-R', waar R en R' organiese groepe verteenwoordig. Dit is die swaelekwivalente van die eters.
- 'n Tiol (ook bekend as merkaptaan) is 'n molekule met 'n -SH funksionele groep. Hierdie is die swaelekwivalente van die alkohole.
- 'n Tiolaat ioon het 'n -S^- funksionele groep daaraan verbind. Hierdie is die swaelekwivalente van die alkoksied ione.
- 'n Sulfoon is 'n molekule met 'n R-S(=O)-R' funksionele groep waar R en R' organiese groepe verteenwoordig.
- 'n Sulfoksied is 'n molekule met 'n R-S(=O)(=O)-R' funksionele groep. 'n Algemene voorbeeld van 'n sulfoksied is DMSO.

Isotope

Swael het 18 isotope waarvan vier stabiel is: ³²S (95.02%), ³³S (0.75%), ³⁴S (4.21%) en ³⁶S (0.02%). Behalwe vir ³⁵S het die radio-aktiewe isotope van swael almal baie kort leeftye. Swael-35 word gevorm deur afsplintering deur kosmiese straling van argon-40 in die atmosfeer. Dit het 'n halfleeftyd van 87 dae. Wanneer sulfiedminerale gepresipiteer word kan die isotoop-ewewig tussen die vastestof en vloestoffase klein verskille in die ds-34 waardes veroorsaak in minerale. Die dC-13 en dS-34 van karbonate en sulfiede wat saam voorkom kan gebruik word om die pH en suurstof fugasiteit van die ertsdraende vloeistof tydens ertsvorming te bepaal. In die ekostelsel van die meeste woude word sulfate hoofsaaklik vanuit die atmosfeer verkry; die verwering en verdamping van ertsminerale dra ook tot 'n mate by. Swael met 'n kenmerkende isotoop-samestelling is al gebruik om die bronne van besoedeling te identifiseer. Verrykte swael is ook al gebruik as spoormiddel in hidrologiese ondersoeke. Verskille in die natuurlike verspreiding kan ook gebruik word om stelsels te bestudeer waar daar 'n genoemsame variasie in die S-34 konsentrasie van ekostelsels bestaan.

Voorsorgmaatreëls

Koolstofdisulfied, waterstofsulfied en swaeldioksied moet altyd versigtig hanteer word. Hoewel swaeldioksied veilig genoeg is om in klein hoeveelhede as voedselbymiddel gebruik te word, sal dit in hoër konsentrasies met water in die longe reageer om swaeligsuur daar te vorm; dit veroorsaak dan onmiddelike bloeding en die longe vul met bloed wat versmoring tot gevolg kan hê. In organismes sonder longe soos insekte of plante kan dit ook respirasie verhoed. Waterstofsulfied is betreklik toksies (meer giftig as sianied). Hoewel dit aanvanklik baie sleg ruik is dit geneig om die reuksintuie vinnig af te stomp sodat die potensiële slagoffer onbewus kan raak van die teenwoordigheid daarvan totdat dit te laat is.

Sien ook

- swaelsiklus
- disulfiedverbinding

Verwysings

- [http://periodic.lanl.gov/elements/16.html Los Alamos National Laboratory – Swael]

Eksterne skakels

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/S/index.html WebElements.com – Sulfur]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/S.html EnvironmentalChemistry.com – Sulfur] Kategorie:Chemiese elemente Kategorie:Nie-metale Kategorie:Voël ja:硫黄 ko:황 simple:Sulfur th:กำมะถัน

Chemiese element

'n Chemiese element, ook dikwels eenvoudig na verwys as 'n element, is 'n stof wat nie verder verdeel kan word met gewone chemiese metodes om ander stowwe te lewer nie. Die kleinste partikel van so 'n element is 'n atoom, wat bestaan uit elektrone wat om 'n kern van protone en neutrone wentel. Die atoomgetal van 'n element, "Z", is gelyk aan die aantal protone in die atoom van die element. Koolstof byvoorbeeld, is die element met die atoomgetal 6 en bevat 6 protone in sy kern. Alle atome van 'n element het dieselfde atoomgetal en bevat dieselfde aantal protone. Atome van dieselfde element kan egter verskillende hoeveelhede neutrone bevat en sulke verskillende atome staan as isotope van die element bekend. Die atoommassa van 'n element, A, word gemeet in atoom massa eenhede (ame) en is rofweg gelyk aan die som van die aantal protone en neutrone in die atoom van die element. 'n Aantal elemente is radioaktief en verander na 'n ander element deur 'n proses van radioaktiewe verval. Die ligste elemente is waterstof en helium wat die eerste elemente was om tydens die groot knal gevorm te word. Alle swaarder elemente word natuurlik of kunsmatig geskep deur verskeie nukleosintetiese prosesse. Daar was met ingang van 2004, 116 bekende elemente, waarvan slegs 91 natuurlik voorkom. Die oorblywende 25 elemente is mensgemaak; waarvan die eerste sodanige element, Tegnetium, in 1937 gemaak is. Alle mensgemaakte elemente is radioaktief met kort halfleeftye en enige sodanige element wat in die aardkors teenwoordig sou wees met die vorming van die aarde sou dus al lankal verval het. Die volgende gerangskikte lyste is beskikbaar vir die elemente:
- Volgens naam
- Volgens simbool
- Volgens atoomgetal Die gerieflikste rangskikking van elemente is die periodieke tabel, waar die groepe elemente met soortgelyke chemiese eienskappe saam gerangskik is. Atome van dieselfde element waarvan die kern verskillende getalle neutrone bevat word verskillende isotope van die element genoem. 'n Suiwer element kan bestaan as mono-atomiese- , diatomiese- of poli-atomiese eenhede wat almal uit dieselfde soort atome bestaan. Hierdie verskillende molekulêre strukture van 'n element word allotrope genoem onafhanklik van die toestand waarin die materie voorkom. Die amptelike name van die chemiese elemente word bepaal deur die Internasionale Unie vir Suiwer- en toegepaste Chemie, wat gewoonlik die naam wat deur die ontdekker daarvan gekies word, aanneem. Dit kan lei tot omstredenheid rondom watter navorsingsgroep eintlik die element ontdek het - 'n vraagstuk wat die benoeming van elemente met atoomgetalle hoër as 104 vir 'n aansienlike tyd vertraag het. Daar word ook 'n unieke chemiese simbool aan 'n element toegeken gebaseer op die naam van die element, maar nie noodwendig die Engelse naam nie. Chemiese simbole word internasionaal verstaan wanneer elementname vertaal moet word. Die eerste letter van 'n chemiese simbool word altyd met 'n hoofletter geskryf. Elemente kan kombineer (reageer) om suiwer verbindings (soos water, soute, oksiede en organiese verbindings) te vorm. In baie gevalle het hierdie verbindings een vaste stoichiometriese samestelling met hulle eie strukture en eienskappe. Sommige elemente, veral die metaalagtige elemente, kombineer om nuwe strukture te vorm met 'n meer veranderlike samestelling (soos metaal-allooie). In hierdie gevalle is dit beter om van fases te praat as van verbindings. In die algemeen kan 'n spesifieke chemikalie bestaan uit 'n mengsel van bostaande.

Sien ook

- Chemie
- Ontdekking van die chemiese elemente
- Verspreiding van die chemiese elemente
- Sistematiese elementnaam
- Chemical elemente wat na mense vernoem is
- Chemical elemente wat na plekke vernoem is
- Verbinding

Eksterne skakels

- [http://www.vanderkrogt.net/elements/ Elementymology & Elements Multidict] word history and language dictionary

Chemiese inligting

- [http://www.webelements.com/ WebElements]
- [http://www.vcs.ethz.ch/chemglobe/ptoe/ ChemGlobe]
- [http://pearl1.lanl.gov/periodic/default.htm Los Alamos National Laboratory]
- [http://www.chemicalelements.com/ ChemicalElements] Category:Chemie ? ja:元素

Atoomgetal

Die atoomgetal (Z) is 'n term wat in chemie en fisika gebruik word om die aantal protone wat in die kern van 'n atoom voorkom, aan te dui. In 'n atoom met 'n neutrale lading is die aantal elektrone tipies gelyk aan die atoomgetal. Die atoomgetal het aanvanklik verwys na die nommer wat die element se plek in die periodieke tabel aangedui het. Toe Mendelejev die bekende chemiese elemente gegroepeer het na aanleiding van ooreenkomste in hulle chemiese gedrag, is daar opgemerk dat die plasing van elemente in streng volgorde volgens hulle atoommassa's gelei het tot verkeerde plasings. Jodium en tellurium verskyn oënskynlik in die verkeerde volgorde as hulle in die tabel volgens hul atoommassas gelys word en pas beter in die tabel as hulle plekke omgeruil word. Wanneer hulle in die volgorde geplaas word waar hulle chemiese eienskappe beter ooreengestem het dit duidelik geword dat hulle nommers in die tabel ooreengestem het met hul atoomgetalle soos in die eerste paragraaf gedefinieer. Die getal is proporsioneel tot die massa van die atoom, maar het soos deur bostaande afwyking geïllustreer, 'n ander eienskap as die massa gereflekteer. Die afwykings in hierdie volgorde is uiteindelik deur Henry Gwyn Jeffreys Moseley na aanleiding van sy navorsing in 1913 verduidelik. Moseley het 'n streng verwantskap ontdek tussen die x-straaldiffraksiespektra van die elemente en hulle korrekte plasing in die periodieke tabel. Dit het later duidelik geword dat die atoomgetal ooreengestem het met die elektriese lading van die kern; met ander woorde die aantal protone. Dit is hierdie lading wat aan elemente hulle chemiese eienskappe verleen eerder as hul atoommassas. Die atoomgetal is nou verwant aan die massagetal (maar hulle moet nie met mekaar verwar word nie) wat die aantal protone en neutrone in die kern van 'n atoom is. Die massagetal word dikwels na die naam van die element geskryf, bv. koolstof-14 (gebruik in koolstofdatering).

Sien ook

- periodieke tabel
- lys van elemente volgens getal Category:Chemiese eienskappe Category:Kernfisika als:Ordnungszahl ja:原子番号 ko:원자 번호 simple:Atomic number th:เลขอะตอม

Kristalstruktuur

Baie vaste stowwe het 'n kristallyne struktuur. Dit wil sê dat hulle bestaan uit 'n reëlmatige stapeling van 'n strukturele eenheid (molekules, ione, atome) wat as boustene daarvan beskou kan word. Die strukturele eenhede vorm 'n driedimensionele rooster. In kristallografie word die gestapelde strukturele eenhede eenheidselle genoem. Die reëlmatige stapeling word (Paralelle) verskuiwingsimmetrie genoem. Naas die verskuiwingsimmetrie bestaan daar ook die interne simmetrie binne dié eenhede. Die somtotaal van die soorte simmetrieë word die kristalstruktuursimmetrie genoem. 'n Tegniek wat gebruik kan word om die kristalstruktuur te bepaal is X-straaldiffraksie. Dit is tot op hede (2003) nog die noukeurigste metode om die struktuur van molekules te ondersoek. Die kristalstrukture van meer as 250 000 organiese verbindings is reeds bepaal en opgeteken in die Cambridge Structural Database. Buiste kristallyne vaste stowwe bestaan daar ook glasstrukture en amorfe strukture.

Kristalsimmetrie

Kristalstrukture word gekenmerk deur hul simmetrie. Daar kan tussen twee vorme van simmetrie onderskei word:
- verskuiwingsimmetrie tussen die eenheidselle
- interne simmetrie tussen verskillende dele van die eenheidsel

Verskuiwingsimmetrie

Verskuiwingsimmetrie beteken dat 'n mens die struktuureenheid telkens weer opnuut teëkom wanneer 'n mens 'n bietjie verder af (blik verskuif) in die kristal kyk. Hierdie verskuiwingsimmetrie kan op sy beste beskryf word deur 'n eenheidsvektor. Omdat 'n kristal driedimensioneel is word daar vir 'n volledige beskrywing, drie sulke vektore of selasse benodig wat nie in één vlak lê nie. Gesamentlik vorm hierdie vektore 'n parallellopipedum of blok wat die eenheidsel genoem word. Die drie eenheidsvektore (a,b,c) word die selasse of selkonstante genoem. Afhangende van die aan- of afwesigheid van rotasiesimmetrie kan die asse willekeurige hoeke (α,β,γ) met mekaar vorm of moet hulle haaks ten opsigte van mekaar staan. Daar word ook aan die relatiewe lengtes van hierdie asse, afhangende van die oorhoofse simmetrie, beperkinge opgelê. Die volgende is moontlike rooster:
- triklinies (a, b, c, α, β, γ almal willekeurig)
- monoklinies (a, b, c, β almal willekeurig, α = γ = 90°)
- ortorombies (a, b, c willekeurig, α = β = γ = 90°)
- tetragonaal (a = b, c willekeurig, α = β = γ = 90°)
- rombohedries (a = b = c, α = β = γ)
- heksagonaal (a = b, c willekeurig, α = β = 90° γ = 120°)
- kubies (a = b = c, α = β = γ = 90°) 'n Konvensie wat in kristallografie gevolg word is dat daar sover moontlike gepoog word om die hoogste moontlike simmetrie gebruik word om 'n kristalrooster te beskryf. Verder word daar ook waar moontlik die kortste asse a, b en c gebruik wat die rooster korrek kan beskryf. In sommige gevalle is dit moontlik om 'n rooster te beskryf met 'n hoër simmetrie deur die volume van die eenheidsel met 2, 3 of 4 te vermenigvuldig (sentrering). Dit lei dan tot 'n sogenaamde nie-primitiewe rooster. Daar is 14 kombinasies van roosters met sentrering, die sogenaamde Bravais-soorte.

Interne simmetrie

Die interne simmetrie tussen verskillende dele van die eenheidsel kan die vorm aanneem van 'n inversie (die omkeer van al drie die ruimtekoördinate), 'n spieëling (die loodregte omkeer van 'n ruimtekoördinaat ten opsigte van 'n denkbeeldige vlak) en 'n rotasie (die draai van die ruimte om 'n denkbeeldige lyn). Omdat 'n kristalstruktuur altyd ook 'n verskuiwingsimmetrie het, kom slegs 2-, 3-, 4- en 6-voudige rotasiesimmetrie voor. Naas suiwer spieëling en rotasie is daar ook kombinasies van spieëling en rotasie moontlik met klein verskuiwings (kleiner as die verskuiwing tussen eenheidselle). Kristalstrukture in die verskillende roostersoorte kan verskillende simmetrie-elemente bevat:
- 'n Trikliniese kristalstruktuur kan slegs inversiesimmetrie bevat
- 'n Monokliniese kristalstruktuur het 'n dubbele rotasie of 'n dubbele rotasie en 'n spieëling of 'n kombinasie van die twee.
- 'n Ortorombiese struktuur het drie dubbele rotosies of twee dubbele rotasies en 'n spieëling of drie spieëlings.
- 'n Tetragonale struktuur het ten minste een viervoudige rotasie
- 'n Rombohedriese of 'n heksagonale struktuur het ten minste een drievoudige rotasie.
- 'n Kubiese struktuur het ten minste een drievoudige rotasie (langs die liggaamsdiagonaal van die kubus) en drie twee- of viervoudige rotasies langs die drie asse en/of drie spieëlvlakke loodreg ten opsigte van die asse. Alle moontlike kombinasies van roostersoorte met alle kombinasies van interne simmetrie wat daarin voor kan kom gee presies 230 ruimtegroepe.

Klassifikasie van roosters

Die roosters kas op verskeie maniere ingedel word. Daar is in totaal sewe kristallografiese stelsels, wat in 14 sogenaamde Bravaistralies verdeel kan word. Hierdie tralies en stelsels word in onderstaande tabel weergegee.

Verwysings

- Ooreenstemmende artikel in nederlandstalige wikipedia [http://nl.wikipedia.org/wiki/kristalstructuur]
- Ooreenstemmende artikel in die engelstalige wikipedia [http://en.wikipedia.org/wiki/Crystal_structure] Kategorie:Chemie ja:結晶構造

Waterstof

waterstof – helium
H Li
	Image:H-TableImage.png Volledige Tabel

Algemeen

Waterstof, H, 1

1 (IA), 1 , s

0.0899 kg/m³, NA

kleurloos
Voorkoms

Atomiese eienskappe

Atoom massa

1.00794 ame

Atoomradius (bereken)

25 (53) pm

Kovalente radius

37 pm

Van der Waalsradius

120 pm

Elektronkonfigurasie

1s¹

e^- per energie vlak

Oksidasietoestand (Oksied)

1 (amfoteries)

Kristalstruktuur

heksagonaal

Fisiese eienskappe

Toestand van materie

gas

Smeltpunt

14.025 K (−434°F)

Kookpunt

20.268 K (−423 °F)

Molêre volume

11.42 ×10^-6 m³/mol

Latente verdampingswarmte

0.44936 kJ/mol

Latente smeltingswarmte

0.05868 kJ/mol

Dampdruk

209 Pa at 23 K

Spoed van klank

1270 m/s teen 298.15 K

Diverse

Elektronegatiwiteit

2.2 (Paulingskaal)

Spesifieke warmte kapasiteit

14304 J/(kg
- K)

Elektriese geleidingsvermoë

__ 10⁶/(m·ohm)

Termiese geleidingsvermoë

0.1815 W/(m
- K)

Ionisasie potentiaal

1312 kJ/mol

Mees stabiele isotope

iso	NV	half-life	VM	VE M eV	VP
¹H	99.985%	H is stable with 0 neutrons
²H	0.015%	H is stable with 1 neutron
³H		12.33 y	β^-	0.019	³He
⁴H		unknown	n	2.910	³H

SI eenhede & STD word gebruik tensy anders vermeld.

Waterstof (Latyn: hydrogenium) is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool H en atoomgetal 1. By standaard temperatuur en druk (STD) is dit 'n kleurlose, reuklose nie-metaal, univalente, en hoogs ontvlambare diatomiese gas. Waterstof is die ligste element wat die meeste voorkom in die heelal. Dit is teenwoordig in water en in al die organiese stowwe en lewende organismes. Waterstof kan chemies reageer met die meeste ander elemente. Sterre in hul hoofstadium, se samestelling is hoofsaaklik waterstof in die plasmatoestand. Die element word gebruik in ammoniak produksie, as 'n dryfgas, 'n alternatiewe brandstof en meer onlangs as 'n kragbron deur middel van brandstofselle. In die laboratorium word waterstof voorberei deur die reaksie van sure met metale soos sink. Vir kommersiële massaproduksie-doeleindes word waterstof vervaardig deur die omsetting van natuurlike gas deur 'n metaanhervormingsproses. Elektroliese van water is 'n eenvoudige dog oneffektiewe metode. Wetenskaplikes doen tans navorsing op nuwe metodes vir waterstofproduksie. Een van die metodes maak van groen alge gebruik. 'n Ander belowende metode behels die omsetting van bio-massa derivate soos glukose of sorbitol by lae temperature deur gebruik te maak van 'n nuwe katalis.

Kenmerkende Eienskappe

Waterstof is die ligste chemiese element en die algemeenste isotoop bestaan uit slegs 'n enkele proton en 'n elektron. By STD toestande vorm waterstof 'n diatomiese gas, H₂, met 'n kookpunt so laag as 20.27 K en 'n smeltpunt van 14.02 K. Onder uitsonderlik hoë drukke, soos die wat mens by die kern van gasreuse vind verloor die molekules hulle identiteit en word die waterstof 'n vloeibare metaal (sien metallic hydrogen). Onder uitsonderlik lae druktoestande wat in die ruimte ervaar word, is Waterstof geneig om as enkele atome te bestaan, om die eenvoudige rede dat daar nie ander atome is om mee te kombineer nie; wolke H₂ vorm in die ruimte en is is betrokke by stervorming. Die element speel 'n noodsaaklike rol in die energie opwekking in die heelal deur die proton-proton reaksie asook die koolstof-stikstof siklus (Daar is kernfusie prosesse wat groot hoeveelhede energie vrystel deur die kombinasie van twee Waterstof atome om een helium atoom te vorm).

Die Waterstof atoom

Die waterstof atoom is 'n atoom van die element Waterstof. Dit bestaan uit 'n enkele negatief gelaaide elektron, wat rondom 'n positief gelaaide proton wentel, wat die kern van die waterstof atoom vorm. Die elektron word aan die proton gebind deur Coulombiese kragte.

Gebruike

Groot hoeveelhede waterstof word benodig in die chemiese nywerheid, veral in die Haberproses vir die vervaardiging van ammoniak, die hidrogenasie van vette en olies en die produksie van metanol. Verder word Waterstof gebruik in hidro-dealkielering,hidro-ontswaeling en hidrokrakingsprosesse. Ander gebruike van Waterstof is:
- Die element word gebruik in die vervaardiging van soutsuur, sweiswerk en die reduksie van metaal erts.
- Dit word gebruik as vuurpylbrandstof.
- Vloeibare Waterstof word in kriogeniese navorsing gebruik, insluitende supergeleier-studies.
- Aangesien waterstof veertien en 'n half keer ligter as lug is, was dit eens algemeen gebruik as 'n dryfgas in lugballonne en lugvaartuie. Die gebruik daarvan is egter gestaak na die Hindenburg ramp die publiek oortuig het dat die gas te gevaarlik was vir die doeleinde.
- Deuterium, 'n waterstof isotoop (waterstof-2) word gebruik in kernfissie aanwendings as 'n moderator om neutrone te vertraag en word ook gebruik in kernfusie reaksies.
- Deuterium bevattende stowwe vind ook toepassing in chemie en biologie asook in studies van isotoop effekte in reaksies.
- Tritium (waterstof-3), word vervaardig in kernreaktore en word gebruik om waterstofbomme te vervaardig.
- Dit word ook gebruik as 'n isotoop merker in die biologiese wetenskappe en as 'n bestralingsbron in weerkaatsende verwe.
- Waterstof kan verbrand word in interne verbrandingsmotors, en 'n vloot waterstof brandende motors word tans deur Chrysler-BMW aangehou. Waterstof in brandstofselle word ondersoek as moontlike goedkoop, besoedelingsvrye kragbronne.

Geskiedenis

Waterstof is die eerste keer as 'n suiwer chemiese stof geïdentifiseer in 1776 deur Henry Cavendish. Antoine Lavoisier het die element sy naam gegee in Frans, naamlik Hydrogen wat letterlik watermaker beteken.

Voorkoms

Waterstof is die element wat die meeste in die natuur voorkom en meer as 75% van die massa van alle materie en meer as 90% van al die atome bestaan uit Waterstof. Die element kom in oorvloed voor in stere en in planete wat ook gasreuse genoem word. Relatief tot sy groot oorvloed elders in die heelal is suiwer waterstof baie skaars in die aarde se atmosfeer (1 dpm op 'n volumebasis). Die algemeenste bron vir die element op aarde is water wat bestaan uit twee dele waterstof en een deel suurstof (H₂O). Ander bronne sluit in die meeste vorms van organiese stowwe (insluitende alle lewende wesens), fosielbrandstowwe nl (steenkool en ru-olie) asook natuurlike gas. Metaan (CH₄) wat verkry kan word as byproduk uit die ontbinding van organiese materiaal en wat ook 'n hoofkomponent van natuurlike gas is, is 'n toenemend belangrike energiebron en is 'n belangrike bron van waterstof. Waterstof kan voorberei word op verskeie maniere: stoom wat met verhitte koolstof reageer, koolwaterstof ontbinding deur blootstelling aan hitte, reaksie van 'n sterk basis in 'n waterige oplossing met aluminium, elektrolise van water, of die verplasing van sure met sekere metale. Kommersiële massaproduksie van waterstof geskied hoofsaaklik deur die ontbinding van natuurlike gas teen hoë temperature in die teenwoordigheid van stoom en suurstof. Die proses staan bekend as metaan hervorming.

Verbindings

Waterstof vorm verbindings met die meeste elemente. Waterstof het 'n elektronegatiwiteit van 2.2 dus vorm dit verbindings waar dit die meer nie-metaalagtige, asook waar dit die meer metaalagtige element is. Eersgenoemde verbindings word hidriede genoem, waar waterstof bestaan uit H^- ione of slegs as 'n opgeloste stof binne-in 'n ander element soos in palladium hidried. Laasgenoemde verbinding neig egter na 'n kovalente verbinding, aangesien die H⁺ ioon 'n ontblote kern met geen elektrone sal wees, het dit 'n sterk geneigdheid om elektrone na homself aan te trek. Beide die tipe verbindings vorm sure. Dus sal 'n mens selfs in 'n suuroplossing ione soos hidronium (H₃O⁺) kry vanweë die proton se sterk geneigdheid om aan iets te bind. Waterstof verbind met suurstof om water te vorm, H₂O, en die reaksie stel baie energie vry, soveel so dat die verbranding van waterstof in lug eerder as 'n ontploffing beskryf kan word. Deuterium Oksied, of D₂O, word ook dikwels swaar water genoem. Waterstof vorm ook 'n groot verskeidenheid verbindings met koolstof. As gevolg van hulle noue verbintenis met lewendige organismes, word hierdie stowwe organiese verbindings genoem en die studie van die verbindings word organiese chemie genoem.

Vorms

Onder normale toestande is waterstofgas 'n mengsel van twee verskillende soorte molekules wat van mekaar verskil ten opsigte van die relatiewe spin van die nukleone. Die twee vorms staan bekend as orto en para-waterstof (dit verskil van isotope soos hieronder beskryf). In orto-waterstof is die spin van die nukleone parallel, terwyl dit in para-waterstof anti-parallel is. Teen standaard toestande bestaan waterstof uit ongeveer 25% van die para-vorm en 75% van die orto-vorm (ook bekend as die "normale" vorm). Die ewewigsverhouding tussen die twee vorms hang van temperatuur af maar aangesien die orto-vorm 'n hoër energie vlak het, kan dit nie stabiel wees in die suiwer vorm nie. Teen lae temperature (omtrent by kookpunt), bestaan die ewewigsamestelling amper uitsluitlik uit die para-vorm. Die omsettingsproses tussen die vorms is stadig en as waterstof vinnig verkoel en gekondenseer word, kan dit nog groot hoeveelhede van die para-vorm atome bevat. Die verskynsel is belangrik vir die voorbereiding en stoor van vloeibare waterstof aangesien die orto-para omsetting meer hitte genereer as die verdampingshitte van waterstof en kan 'n groot hoeveelheid waterstof verloor word deur verdamping etlike dae na vervloeiing. Daarom word kataliste ingespan om die orto-para omsetting te versnel tydens die waterstof verkoelingproses. Daar is ook 'n effense verskil tussen die fisiese eienskappe van die twee vorms. Die smelt en kookpunte van para-waterstof is byvoorbeeld ongeveer 0.1 K laer as die van die "normale" orto-vorm.

Isotope

Die mees algemene isotoop van waterstof is ¹H. Dié stabiele isotoop het 'n kern wat bestaan uit 'n enkele proton; daarvandaan die beskrywende term (selde gebruik) protium vir ¹H. Die ander stabiele isotoop is deuterium, ²H, met 'n ekstra neutron in die kern. Deuterium beslaan 0.0184-0.0082% van alle waterstof (IUPAC); verhoudings van deuterium tot protium word gerapporteer relatief tot die VSMOW standaard verwysingswater. Die derde waterstof isotoop is die radioaktiewe tritium, ³H. Die tritium kern bevat twee neutrone en 'n proton. Waterstof is die enigste element met verskillende name vir sy isotope. Die simbole D en T (i.p.v. ²H and ³H) word somtyds gebruik vir deuterium en tritium, hoewel dit nie amptelik goedgekeurde gebruik is nie (Die simbool P word reeds gebruik om die element Fosfor aan te dui en kan dus nie gebruik word vir protium nie).

Voorsorgmaatreëls

Waterstof is 'n hoogs ontvlambare gas wat brand teen konsentrasies so laag as 4% in lug. Dit reageer ook heftig met chloor en fluoor. Wanneer waterstof met suurstof gemeng word brand dit met 'n ontploffing.

Sien Ook

- Periodieke tabel
- waterstofbinding
- waterstof atoom
- waterstof voertuig
- fotowaterstof

Verwysings

- [http://periodic.lanl.gov/elements/1.html Los Alamos National Laboratory – Hydrogen]

Eksterne skakels

- Wiktionary – Hydrogen in different languages
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/H/index.html WebElements.com – Hydrogen]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/H.html EnvironmentalChemistry.com – Hydrogen]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele001.html It's Elemental – Hydrogen] Category:Chemiese elemente ja:水素 ko:수소 ms:Hidrogen simple:Hydrogen th:ไฮโดรเจน

Suurstof

Suurstof is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool O en atoomgetal van 8. Die element kom algemeen voor op Aarde asook regdeur die heelal. Molekulêre suurstof (O₂, dikwels na verwys as "vry suurstof") op Aarde is termodinamies onstabiel. Aanvanklik het dit gevorm vanweë die werking van fotosintetiese anaerobe (archaea en bakterieë). Die voorkoms daarvan in latere tydperke tot en met die huidige tyd word hoofsaaklik gedryf deur die plante op aarde wat suurstof vrystel tydens fotosintese.

Kenmerkende eienskappe

Teen standaard temperatuur en druk, kom suurstof as 'n gas voor wat uit 'n diatomiese molekule bestaan met die chemiese vergelyking O₂. Suurstof is 'n belangrike bestandeel van lug wat deur plante tydens fotosintese vrygestel word en is noodsaaklik vir aerobiese respirasie in diere. Die woord suurstof het sy ontstaan te danke aan die vroeëre geloof, rondom die tyd dat dit in die 18de eeu ontdek is, dat alle sure suurstof bevat het. Dit is nou bekend dat sure nie noodwendig suurstof hoef te bevat nie. Vloeibare O₂ en O₂ in vastestofvorm het 'n ligte blou kleur en is beide hoogs paramagneties. Vloeibare O₂ word gewoonlik verkry deur die fraksionele distillasie van vloeibare lug. Beide vloeibare en soliede O₃ (osoon) het 'n dieper blou kleur. 'n Ander allotroop van suurstof wat onlangs ontdek is, O₄, is 'n vastestof met 'n diep, rooi kleur en word gemaak deur O₂ saam te pers tot 'n druk van 20 GPa. Die eienskappe daarvan word bestudeer vir gebruik in vuurpylbrandstowwe en soortgelyke toepassings, aangesien dit 'n veel kragtiger oksideermiddel as beide O₂ of O₃ is.

Aanwendings

Suurstof vind noemenswaardige toepassings as oksideermiddel, met slegs fluoor wat 'n hoër elektronegatiwiteit ten toon stel. Vloeibare suurstof word gebruik as oksideermiddel in vuurpylaandrywing. Suurstof is noodsaaklik vir respirasie en daarom word suurstof aanvullings gebruik in die geneeskunde. Mense wat berge klim of in vliegtuie vlieg gebruik ook somtyds voorrade om hul suurstof aan te vul (in die vorm van saamgeperste lug). Suurstof word ook gebruik in sweiswerk en met die maak van staal en metanol. Suurstof is 'n swak dwelmiddel wat euforia veroorsaak en het 'n geskiedenis vermaaklikheidsgebruik wat voortduur tot die moderne tye. Suurstofkroeë kom selfs tot vandag toe nog by partytjies aangetref word. In die 19de eeu is suurstof dikwels met nitroësuur gemeng om 'n verdowende effek te bevorder.

Geskiedenis

Suurstof is in 1771 ontdek deur die sweedse apteker Carl Wilhelm Scheele, maar die ontdekking is nie dadelik erken nie, en die onafhanklike ontdekking daarvan deur Joseph Priestley op 1 Augustus 1774 was meer wyd bekend. Antoine Laurent Lavoisier het die element die wetenskaplike naam oxygenium (suurvormer) in 1774 gegee. Die sistematiese elementnaam vir suurstof is octium.

Verspreiding

Suurstof is die element wat die meeste in die Aarde se kors voorkom, 'n geskatte 46.7% daarvan. Suurstof beslaan ook ongeveer 87% van die gewig van die oseane (in die vorm van H₂O, water) en 20% van die Aarde se atmosfeer (in die vorm van O₂, molekulêre suurstof, of O₃, ozoon. Suurstof verbindings, veral in die vorm van metaaloksiede, silikate (SiO₄⁴⁻) en karbonate (CO₃²⁻) kom algemeen in rotse en grond voor. Bevrore water is 'n algemene vastestof op die buitenste planete en komete. Die yspole van Mars bestaan uit bevrore koolstofdioksied. Suurstof verbindings kan regdeur die heelal gevind word en die spektrum van suurstof word dikwels in sterre opgemerk.

Verbindings

Vanweë sy elektronegatiwiteit vorm suurstof chemiese verbindings met byna al die ander elemente (wat die oorsprong is van die oorspronklike definisie van oksidasie is). Die enigste elemente wat nie geoksideer kan word nie 's 'n paar van die edelgasse. Die bekendste oksied is natuurlik waterstofoksied of dan water (H₂O). Ander wel bekende voorbeelde sluit verbindings van koolstof en suurstof in, soos koolstofdioksied (CO₂), alkohole (R-OH), aldehiede (R-CHO) en karboksielsure (R-COOH). Geoksideerde radikale soos chlorate (ClO₃⁻), perchlorate (ClO₄⁻), chromate (CrO₄²⁻), dichromate (Cr₂O₇²⁻), permanganate (MnO₄⁻) en nitrate (NO₃⁻) is sterk oksideermiddels op hul eie. Baie metale soos Yster verbind met suurstof atome, yster (III) oksied (Fe₂O₃). Ozoon (O₃) word gevorm deur die elektrostatiese ontlading in die teenwoordigheid van molekulêre suurstof. 'n Dubbel verbinde suurstof molekule (O₂)₂ is bekend, en is 'n hoofkomponent van vloeibare suurstof. Epoksiede is eters waarin die suurstof atoom deel vorm van 'n ring van die atome.

Isotope

Suurstof het drie stabiele isotope en tien bekende radio-aktiewe isotope. Die radio-isotope het almal halfleeftye van minder as drie minute.

Voorsorgmaatreëls

Suurstof kan giftig wees teen verhoogde parsiële drukke. Sekere afgeleide verbindings van suurstof, soos ozoon (O₃), waterstofperoksied, hidroksiel radikale en superoksied is ook hoogs toksies. Die liggaam het meganismes ontwikkel om homself teen hierdie giftige spesies te beskerm. Die natuurlike middel glutathione kan byvoorbeeld dien as anti-oksidant, net soos bilirubien wat normaalweg afbreek produk is van hemoglobien. Hoogs gekonsentreerde bronne van suurstof bevorder vinnige verbranding en daarom bestaan daar brand- en plofgevaar in die teenwoordigheid van brandstowwe. Dit is ook waar vir virbindings van suurstof soos chlorate, perchlorate, dichromate ens. Verbindings met 'n hoë oksidasie potensiaal kan dikwels chemiese brande veroorsaak.

Sien ook

- Winkler toets vir opgeloste suurstof vir instruksies oor hoe om die hoeveelheid suurstof wat in vars water opgelos is te bepaal.
- Verbranding.
- Oksidasie.
- Die rol van suurstof as 'n asemhalingsgas vir duik.
- suurstof verarming water-ekologie

Verwysings

- [http://periodic.lanl.gov/elements/8.html Los Alamos National Laboratory – Oxygen]
- [http://physics.nist.gov/cgi-bin/AtData/main_asd Nist atomic spectra database]

Eksterne skakels

- [http://priestleysociety.net Priestley Society, Dedicated to Joseph Priestley the man who discovered oxygen; Oxygen]
- [http://www.josephpriestley.info Joseph Priestley Information Website, about the man who discovered oxygen; Oxygen]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/8.html Los Alamos National Laboratory – Oxygen]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/O/index.html WebElements.com – Oxygen]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O.html EnvironmentalChemistry.com – Oxygen]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele008.html It's Elemental – Oxygen]
- [http://www.mtsinai.org/pulmonary/papers/ox-hist/ox-hist-intro.html Oxygen Therapy – The First 150 Years]
- [http://members.tripod.com/tjaartdb0/html/oxygen_toxicity.html Oxygen Toxicity] Category:Chemiese elemente als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Verenigde State

Die Verenigde State van Amerika (V.S.A.), ook genoem die Verenigde State (V.S.), Amerika ¹, is 'n federale republiek in Noord Amerika en die Stille Oseaan (die eilande van Hawaii, en die Aleutians). Dit strek vanaf die Atlantiese kus in die ooste tot die Stille Oseaan in die Weste. Dit deel landsgrense met Kanada in die noorde and Meksiko in die suide, en deel 'n marinegrens met Rusland in die weste en besit 'n aantal distrikte en gebiede rondom die wêreld, insluitende Puerto Rico, Midway Eiland, en Guam. Die land het vyftig state, wat 'n vlak van autonomiteit het. 'n Amerikaanse burger word gewoonlik 'n Amerikaner genoem.¹.

Verenigde State van Amerika
United States of America

1	1
(V.S. Vlag)	(V.S. Groot Seel)

Nasionale leuse: (1776 - ): E Pluribus Unum
(Latyn: "Out of many, one")
(1956 - ): In God We Trust

beeld:US_highlighted_map2.jpg

Amptelike tale

Geen op federale vlak, sekere state spesifiseer wel
Engels de facto
Spaans grotendeels gepraat in sommige areas

Hoofstede

Washington, DC

President

George W. Bush

Oppervlakte
- Totaal
- % water

3ste
9 629 091 km²
2,198%

Bevolkingstal
- Totaal (2000)
- Bevolkingsdigtheid

3ste
290 342 554
31/km²

Onafhanklikheid
-Verklaar¹

Verklaar deur die VK:
4 Julie 1776

Geldeenheid

VS dollar ($)

Tydsone

UTC -5 tot UTC -11

Volkslied

The Star-Spangled Banner

Internet TLD

.us, .um, .edu, .gov, .mil

Telefoonkode

Ekonomie

Hoofartikel: Ekonomie van die Verenigde State Die ekonomie van die Verenigde State is gebaseer op die Kapitalistiese model en word gekenmerk deur 'n konstante groei, lae werksloosheid en inflasie, 'n groot begrotings tekort en vinnige vooruitgang in tegnologie. Sy ekonomie word beskou as die belangrikste in die wereld. Verskeie ander lande het hulle geld eenhede gekoppel aan die dollar, of gebruik dit selfs as 'n geldeenheid. Die V.S. effekte beurs word beskou as 'n aanduiding van die wereld ekonomie. Die land het ryk minerale hulpbronne, met heelwat goud, olie, steenkool en uraan. In landbou is die V.S.A. een van die vernaamste verskaffers van mielies, koring, suiker en tabak. Die V.S.A. industrië vervaardig motorkarre, vliegtuie en elektronika. Die grootste sektor is diens industrië, en omtrent 'n driekwart van die V.S. inwonders werk in hierdie sektor. Die grootste handelsvennoot van die Verenigde State is sy noordelike buurstaat Kanada. Ander belangrike handelsvennote is Meksiko, die Europese Unie en ander industriële lande in Asië, soos Japan, Indië, Suid-Korea en Sjina.

Geografie

Hoofartikel: Geografie van die Verenigde State Met die wêreld se derde grootste nasie (totale area), het die Verenigde State 'n baie wiselende landskap: gematigde woudland op die ooskus, mangrovewoude in Florida, die Great Plains in die middel van die land, die Mississippi-Missouri rivierstelsel, die Rocky Mountains wes van die vlaktes, woestyne en gematigde kus areas wes van die Rocky Mountains en reenwoude in die noord-weste. Die vulkaniese eilande van Hawaii en die pool-gebiede van Alaska maak die geografiese diversiteit net nog groter.

Vakansiedae

Notas

# Die gebruik van die woord 'Amerika' om te verwys na die VSA en 'amerikaner' om te verwys na 'n VSA-burger word deur baie mense in die res van die amerikas gesien as onakkuraat en beledegend, maar is algemeen en word elders aanvaar. category:Verenigde State ja:アメリカ合衆国 ko:미국 ms:Amerika Syarikat nb:Amerikas forente stater simple:United States th:สหรัฐอเมริกา zh-min-nan:Bí-kok

Ich denke oft an Piroschka

Ich denke oft an Piroschka ist der Titel eines Romans und eines Hörspiels von Hugo Hartung aus dem Jahr 1954. Eine Verfilmung des Stoffes fand 1955 ebenfalls unter diesem Titel statt. Die 92minütige Literaturverfilmung unter dem Regisseur Kurt Hoffmann wurde zu einer der efolgreichsten deutschen Nachkriegsproduktionen. Er wurde sowohl mit dem Prädikat wertvoll als auch mit dem Filmband in Silber und dem Kritikerpreis (Film) des Verbandes der Deutschen Kritiker e.V. ausgezeichnet. Uraufgeführt wurde er am 29. Dezember 1955 im Kölner Filmtheater Rex am Ring. Die Außenaufnahmen fanden in Belgrad, der Umgebung von Neusatz und Palic, in Subotica, Senta, Horgos und in der ungarischen Puszta statt. (siehe auch den Artikel zu Hódmezővásárhely)

Film

Regisseur des Streifens war Kurt Hoffmann, die Musik komponierte Franz Grothe.

Rollen und ihre Darsteller

Piroschka	Liselotte Pulver
Andreas	Gunnar Möller
Greta	Wera Frydtberg
Istvan Rasc	Gustav Knuth
Etelka Rasc	Margit Symo
Sandor	Rudolf Vogel
Johann von Csiky	Richard Hintz-Fabricius
Ilonka von Csiky	Adrienne Gessner
Pensionsinhaberin	Annie Rosar
Pfarrer	Otto Storr
Judith	Eva Karsay

Inhalt

Sowohl Roman und Hörspiel, als auch der Film sind inhaltlich ähnlich und in vielen Teilen sogar gleich: Andreas, ein in die Jahre gekommener Schriftsteller, erinnert sich bei einer Zugfahrt (nach dem akustischen Signal) an seine Jugendliebe aus Ungarn. Als junger Mann fuhr er 1925 als Austauschstudent mit Studenten auf der Donau nach Budapest. Er verliebte sich auf dem Schiff in eine junge hübsche Frau namens Greta. Mit ihr (und einem geigenspielenden Zigeuner) verbrachte er die Nacht in Budapest. Doch leider mußte er am nächsten Tag zu seiner "Ferienfamilie" in einen entlegenen Ort in der Puszta (Hodmezövasarhelykutasipuszta) und Greta wollte noch ein paar Tage am Balaton verbringen. Andreas lernt in der Puszta Piroschka, die Tochter des Stationsvorstehers, kennen. Sie verbringen romantische Tage bis eine Karte von Greta eintrifft. Daraufhin beschließt er zu Greta an den Balaton zu fahren. Piroschka, die vom Inhalt der Karte durch ihre Mutter Bescheid weiß, beschließt Andreas zu folgen und bringt ihn in eine prekäre Lage, als sie mit Greta und ihm zusammentrifft. Als Andreas endlich begreift, für wen sein Herz tatsächlich schlägt, ist es beinahe zu spät. Doch die Komödie besitzt wie in diesem Genre üblich ein Happy End.

Literatur

- Hugo Hartung: Ich denke oft an Piroschka : ein heiterer Roman. - Frankfurt/M. : Ullstein, 1986. - ISBN 3-550-08522-2
- Kurt Wilhelm (Regie): Ich denke oft an Piroschka. - München : Ullstein-Hörverl., 2003. - ISBN 3-550-09092-7 (1 CD, 50 Min.)

Weblinks

- Kategorie:Filmtitel Kategorie:Literarisches Werk

technologie slots �eba piesni Opony

:: RELATED NEWS ::

Glenmore
A small council estate in South Dublin adjacent to Whitechurch. While it is claimed that Whitechurch is an impoverished area with many social problems, those with the severe social problems which Whitechurch is infamous are actually from Glenmore. Due to the nonexistent ammenities in Glenmore these so called "knackers" stand outside the Chipshop or local church 24/7. Glenmore is also the name of a suburban district of the city of Kelowna, British Columbia. BBC4 in the United Kingdom. In the series, reporter Ben Anderson travelled to all of the countries in the "Axis of evil", Iraq, Iran, and North Korea.

History

Howitt Hall is the oldest hall, and was opened in September 1966. The hall is named after Alfred Howitt, a scholar and prominent figur

Swael

Kenmerkende eienskappe

Aanwendings

Biologiese rol

Omgewingsimpak

Geskiedenis

Verspreiding

Verbindings

Isotope

Voorsorgmaatreëls

Sien ook

Verwysings

Eksterne skakels

Chemiese element

Sien ook

Eksterne skakels

Chemiese inligting

Atoomgetal

Sien ook

Kristalstruktuur

Kristalsimmetrie

Verskuiwingsimmetrie

Interne simmetrie

Klassifikasie van roosters

Verwysings

Waterstof

Kenmerkende Eienskappe

Die Waterstof atoom

Gebruike

Geskiedenis

Voorkoms

Verbindings

Vorms

Isotope

Voorsorgmaatreëls

Sien Ook

Verwysings

Eksterne skakels

Suurstof

Kenmerkende eienskappe

Aanwendings

Geskiedenis

Verspreiding

Verbindings

Isotope

Voorsorgmaatreëls

Sien ook

Verwysings

Eksterne skakels

Verenigde State

Ekonomie

Geografie

Vakansiedae

Notas

Ich denke oft an Piroschka

Film

Rollen und ihre Darsteller

Inhalt

Literatur

Weblinks

See also

History