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Acetat

Acetat

Als Acetate werden die Salze oder Ester der Essigsäure (Ethansäure) bezeichnet. Die salzartigen Acetate sind zumeist weiße, kristalline Feststoffe, die in ihren Kristallgittern (Ionengittern) das Acetat-Ion (CH₃COO^-) enthalten. Dieses ist das Säureanion der Essigsäure. Beispiele für salzartige Acetate sind das Natriumacetat (NaCH₃COO), Kaliumacetat (KCH₃COO) oder Blei(II)-acetat (Pb(CH₃COO)₂). Die salzartigen Acetate gewinnt man durch Neutralisation der Essigsäure mit Metallhydroxiden oder Metalloxiden. :

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:Essigsäure und Natriumhydroxid reagieren zu Natriumacetat und Wasser. :

\mathrm

:Essigsäure und Bleioxid ergeben Bleiacetat und Wasser. In der chemischen Analytik können Acetate leicht nachgewiesen werden, indem man das Salz, von dem man annimmt, dass es ein Acetat ist, mit Kaliumhydrogensulfat im Mörser zerreibt. Dabei wird das Proton (H⁺) des Hydrogensulfat-Ions auf das Acetation übertragen, wobei die flüchtige Essigsäure entsteht, die leicht an ihrem typischen Geruch identifiziert werden kann. :

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:Acetat wird durch Hydrogensulfat protoniert. Es entsteht Essigsäure und Sulfat. Die esterartigen Acetate (Essigsäurealkylester) enthalten als Säurerest den Acetylrest. Der bekannteste dieser Ester ist der Essigsäureethylester. Organische Acetate erhält man durch eine Veresterung der Essigsäure mit Alkoholen (R-OH). :

\mathrm

Kategorie:Stoffgruppe

Ester

Ester bilden eine Stoffgruppe organischer Verbindungen, die formal oder tatsächlich durch die Reaktion einer Säure und eines Alkohols unter Abspaltung von Wasser (eine Kondensationsreaktion) entstehen. Es gibt Ester von organischen Säuren (z.B. Carbonsäuren, Sulfonsäuren) und solche von anorganischen Säuren (z.B. Phosphorsäure, Borsäure). Es gibt sogar Ester von Säuren, die als freie Säuren instabil sind und nur als Derivate existieren können (z.B. Orthokohlensäureester). Auf der anderen Seite kommt es auch vor, dass die Alkoholkomponente eines Esters als freie Verbindung nicht existiert, da sie sich umlagern würde, und nur durch die Esterverbindung mit einer Säure stabilisiert wird (z.B.Vinylacetat).

Nomenklatur

O || C - CH₃ / CH₃ - CH₂-O Ethylrest Essigsäurerest (stammt aus dem Alkohol) Dieser Ester heißt Essigsäureethylester oder Ethylacetat. Der systematische Name des Esters ist Ethylethanoat und wird nach dem Prinzip "R₂ + R₁ + oat" gebildet.

Gruppierung der Ester nach der beteiligten Säure

Diese Aufstellung listet nur biologisch oder technisch bedeutende Gruppen auf.

Carbonsäureester

Ihre funktionelle Gruppe ist die Estergruppe R₁-CO-O-R₂.

Vorkommen

Carbonsäureester kommen im biologischen Bereich in großem Variantenreichtum und in großer Menge vor. Fruchtaromen, Fette und ein wesentlicher Teil der Wachse zählen dazu.

Technische Produkte

Im Bereich der Technik werden Carbonsäureester als Lösungsmittel, unter anderem für Klebstoffe und Lacke verwendet (z.B. Ethylacetat, Propylacetat). Vinylacetat ist der Ausgangsstoff für die Herstellung von Polyvinylacetat, das als Bindemittel in Dispersionsfarben und als Tischlerleim Anwendung findet. Synthetisch hergestellte Fruchtaromen werden in der Lebensmittelindustrie und in der Parfümherstellung verwendet. Beispiele: Fruchtaromen: :Methylbutanoat riecht nach Ananas :Propylbutanoat riecht nach Erdbeere :Pentylbutanoat riecht nach Aprikose :Benzylbutanoat riecht nach Erdbeere :Ethyl-2-methylbutanoat riecht nach Orange :Methylbutyrat riecht nach Apfel :Ethylbutyrat riecht nach Ananas :Isoamylbutyrat riecht nach Birne :Pentylethanoat riecht nach Banane :Octylethanoat riecht nach Orange :Isobutylethanoat riecht nach Banane :Methylpyenylethanoat Aroma von Honig :Ethylmethanoat riecht nach Himbeere :Ethyl-3-hydroxyhexanoat riecht nach Orange :Pentylpentanoat riecht nach Apfel :Butylpropanoat riecht nach Rum Gewürzaromen: :Methylbenzoat riecht nach Niobeöl :Benzylethanoat riecht nach Jasmin :Eugenolethanoat riecht nach Gewürznelken (Ist auch Inhaltsstoff in Zahnfüllungen) :2-Methylbuttersäure-ethanoat riecht nach Oliven :Ethylhexanoat riecht nach Käse :Benzyl-salicylat riecht nach Nelken ([http://www.neonlitho.ch/wphchall/chemie_alles/4_teil_18-24/kapitel_24/inhaltstoffe_erdbeere.htm Quelle]) Polyester sind Kunststoffe, die dadurch entstehen, dass Carbonsäuren mit zwei oder mehr Carbonsäuregruppen in einem Molekül und Alkohole mit zwei oder mehr Alkoholgruppen im Molekül miteinander zur Reaktion gebracht werden. Dabei entstehen sehr lange Moleküle (Polyesterfasern) oder Harze (Polyesterharze). Die meist verbreitete Polyesterfaser ist PET Polyethylenterephtalat.

Physikalische Eigenschaften

Carbonsäureester sind durch den enthaltenen Sauerstoff polar, doch da ihnen der Wasserstoff der Carbonsäure fehlt, sind sie nicht sauer, auch können sie ohne Partner, der einen polar gebunden Wasserstoff enthält, keine Wasserstoffbrücken ausbilden. Da sie als Reinsubstanz keine Wasserstoffbrücken ausbilden, liegt ihr Siedepunkt im Vergleich mit Alkoholen oder gar Carbonsäuren von vergleichbarer molarer Masse wesentlich niedriger. Die, wenn auch geringe, Wasserlöslichkeit von Estern ist auf Wechselwirkung des polaren Carbonyl-Sauerstoffs im Ester mit dem polaren Wasserstoff im Wasser zurückzuführen, eine Wasserstoffbrücke. Dieser Effekt ist vor allem bei niederen Alkansäurealkylestern merklich, mit steigender Molekülgröße wird die Wasserlöslichkeit geringer, da die Wirkung des polaren Sauerstoffs im Verhältnis zu den apolaren Alkylresten immer weniger Wirkung zeigt. In der Praxis sind Ester im allgemeinen als hydrophob zu bezeichnen.

Reaktionen

Ester können hydrolysiert, also durch Wasser gespalten werden. Dabei entstehen Alkohol und Carbonsäure. Ist die entstehende Säure oder der Alkohol instabil, zerfällt sie bzw. er weiter (z.B. Orthokohlensäure zu Kohlendioxid und Wasser oder Vinylalkohol zu Acetaldehyd). Die Reaktion wird erleichtert durch den Einsatz einer starken Säure als Katalysator. Basen sind als Katalysator für die Esterspaltung ebenfalls möglich. Diese Reaktion wird Verseifung genannt und verbraucht die Base in einer Folgereaktion, in der die Carbonsäure unter Bildung von Wasser in das entsprechende Carbonsäuresalz übergeführt wird. Reaktion bei der Hydrolyse von Ester Eine weitere, technisch bedeutende Reaktion ist die Umesterung, der Austausch eines Alkohols im Ester gegen einen anderen. Dies wird beispielsweise eingesetzt um aus Rapsöl (Glycerinester von langkettigen Fettsäuren) Biodiesel (Rapsölmethylester) herzustellen.

Herstellung

:Aus Alkohol und Carbonsäure (Verbessert durch Säure als Katalysator und den Abtransport des entstehenden Wassers aus dem Reaktionsgemisch), Veresterung genannt :Aus Carbonsäure und einem anderen Ester (zur Herstellung von Methyl- oder Ethylestern bevorzugt Dimethylsulfat bzw. Diethylsulfat), Umesterung genannt :Aus Carbonsäureanhydrid und einem Alkohol :Aus Carbonsäurechlorid und Natriumalkoholat (besonders saubere und vollständige Reaktion)

Phosphorsäureester

Ester der Phosphorsäure und von Phosphorsäurederivaten sind als potente Insektengifte bekannt (z.B. E605). Auf der anderen Seite sind die Nukleinsäuren als Teil ihrer Struktur Ester der Phosphorsäure mit der Alkoholfunktion von Zuckern (z.B. Ribose oder Desoxyribose)

Beispiele für Ester einiger weiterer Säuren

:Sulfonsäureester :Glycerintrinitrat (bekannt als Sprengstoff Nitroglycerin) :Borsäureethylester (Nachweis von Bor durch grüne Flammenfärbung) :Dimethylsulfat und Diethylsulfat (kraftvolle Reagenzien, um Methyl- bzw. Ethylgruppen auf andere Moleküle zu übertragen) Kategorie:Stoffgruppe ja:エステル

Essigsäure

Essigsäure, nach IUPAC auch Ethansäure genannt, ist eine farblose, ätzend wirkende, typisch nach Essig riechende Flüssigkeit. Sie gehört zur Stoffklasse der Monocarbonsäuren, da ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften durch die saure Carboxylgruppe geprägt werden. Ihre Formel lautet CH₃COOH. Als Lebensmittelzusatzstoff hat sie die Bezeichnung E 260.

Eigenschaften

- Reine (über 99%ige) Essigsäure erstarrt schon unterhalb einer Schmelztemperatur von 16,2 °C. Daher wird reine Essigsäure auch als Eisessig bezeichnet.
- Eisessig ist in jedem Verhältnis mit Wasser mischbar. Wässrige Lösungen der Essigsäure werden kurz Essig genannt. Beim Lösen der Essigsäure in Wasser dissoziiert etwa jedes Hundertste Essigsäure-Molekül unter Bildung eines Acetat-Ions. Das abgespaltene Proton wird auf ein Wasser-Molekül übertragen. Die dabei gebildeten Hydronium-Ionen verursachen die sauren Eigenschaften der Essigsäure-Lösungen.
- Der pKs-Wert für Essigsäure beträgt 4,76.
- Essigsäure besitzt mit 118 °C eine relativ hohe Siedetemperatur gegenüber polaren Stoffen mit vergleichbarer molarer Masse (beispielsweise 1-Propanol: Sdt. 97 °C). Ursache dafür ist die Fähigkeit der Essigsäure-Moleküle, über ihre Carboxylgruppen zwei "gegenseitige" Wasserstoffbrückenbindungen auszubilden, so dass "Dimere" aus zwei Essigsäure-Molekülen entstehen, die sich wie ein Molekül doppelter molarer Masse verhalten. Daher wird für die Überleitung dieser Dimere in die Gasphase ein höherer Energiebetrag erforderlich, erkennbar an der "erhöhten" Siedetemperatur.
- Die Dichte von Eisessig beträgt 1,049 g/ml bei 25°C.

Chemische Reaktionen

- Essigsäure verbrennt an der Luft vollständig zu Wasser und Kohlenstoffdioxid.
- Unedle Metalle wie Magnesium, Calcium und Zink und auch Eisen lösen sich in verdünnter Essigsäure unter Bildung der löslichen Acetate und Freisetzung von Wasserstoff.
- Essigsäure reagiert mit Ethanol unter der katalytischen Wirkung von konzentrierter Schwefelsäure zu Essigsäureethylester, einem viel verwendeten Lösemittel.
- Salicylsäure lässt sich ebenfalls mit Essigsäure verestern. Dabei entsteht Acetylsalicylsäure, der Wirkstoff von Aspirin.
- Mit Kupfer reagiert die Essigsäure zu Kupferacetat, einem grünen, gesundheitschädlichem Salz. Eher bekannt ist es unter dem Namen Grünspan.
- Die Essigsäure durchdringt die Zellwand der Mikroorganismen und verändert die Eiweiße der Zelle (Denaturierung).
- Bei einem pH-Wert von 3 (stark saures Milieu) hat die Essigsäure eine 10-100-fach stärkere antimikrobielle Wirkung als andere Säuren. Grund dafür ist ihre hohe Fettlöslichkeit.

Vorkommen und Herstellung

Klassische biologische Herstellung

Die klassische Herstellung von Essigsäure ist die Fermentation. Acetobacter-Bakterien wandeln das durch andere Gärungsprozesse entstandene Ethanol (Alkohol) in Essigsäure um (Gärungsessig). Ausgangsprodukte können Wein, Bier oder Malz sein. Haushaltsessig ist eine Mischung aus verdünntem synthetischen Essig und Gärungsessig und enthält 5% Essigsäure. Essigessenz ist eine 25%ige Essigsäurelösung in Wasser, riecht stark stechend und darf nicht unverdünnt in Speisen verwendet werden.

Großtechnische chemische Herstellung

Die bedeutendste industrielle Herstellmethode für Essigsäure ist die katalytische Umsetzung von Methanol mit Kohlenmonoxid unter Druck: Bild:Essigsäure_Herstellung.png Daneben kann Essigsäure auch synthetisch durch Oxidation von Acetaldehyd mit Luft oder Sauerstoff oder durch partielle Oxidation anderer Kohlenwasserstoffe hergestellt werden.

Verwendung

Essigsäure und ihre Salze Kaliumacetat (E 261), Natriumacetat (E 262) und Calciumacetat (E 263) werden als Konservierungsmittel und als Säuerungsmittel bei Obst und Gemüse in Dosen und Gläsern (0,5-3 % Essigsäure), bei Fisch in allen Variationen (Konserven, verschiedenste Marinaden), Feinkostsalaten, Majonäsen, Salatsoßen (zusammen mit Sorbinsäure (E 200) oder Benzoesäure (E 210) und beim Einlegen und Abwaschen von frischem Fleisch verwendet. Die Essigsäure hat eine große Bedeutung als Geschmacksstoff. Sie verändert Eiweiße, dabei bilden sich angenehme Aromen. Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Alkansäure Kategorie:Carbonsäure ja:酢酸 ko:아세트산

Ionengitter

Unter einem Ionenkristall oder Ionengitter versteht man in der Chemie und der Festkörperphysik die regelmäßige räumliche Anordnung von Anionen und Kationen eines homogenen Stoffes im festen Zustand. Der Zusammenhalt des Gitterverbandes erfolgt durch die Ionenbindung. Die bekanntesten Beispiele für Kristalle mit kubischer Gitterstruktur sind Ionenkristalle: Cäsiumchlorid für die kubisch primitive und Natriumchlorid-Gitter (Kochsalz) für die kubisch-flächenzentrierte Struktur.

Struktur

Die Struktur der Ionengitter hängt zum einen vom Größenverhältnis der Ionen, zum anderen vom Ladungsverhältnis ab. Die Koordination gibt an, wie viel Anionen ein Kation umgeben und wie viel Kationen ein Anion umgeben. Die Elementarzelle beschreibt die kleinste geometrische Einheit eines Gitters und legt das Kristallsystem fest. Die Elementarzelle reicht aus, um die gesamte Geometrie und Symmetrie der Kristallstruktur zu beschreiben.

Sonderformen

- Bei der so genannten Antifluorit-Struktur sind die Position der Anionen und Kationen miteinander vertauscht.
- Ionengitter können auch stöchiometrischen Mengen kleiner Moleküle in den Gitterlücken enthalten (zum Beispiel Kristallwasser).
- Schichtengitter: :Orthoborsäure H₃BO₃ ist ein planares Molekül. Im festen Zustand bilden diese Moleküle untereinander Wasserstoffbrücken aus, so dass ein zweidimensionales Blatt entsteht. Diese Blätter sind übereinander gestapelt. Der Zusammenhalt zwischen den Schichten erfolgt durch Van-der-Waals-Wechselwirkung.
- Sandwich-Gitter: :Bei Cadmiumiodid CdI₂ und Cadmiumchlorid CdCl₂ liegt eine Kationenschicht zwischen zwei Anionenschichten. Die Anziehungskräfte zwischen den Schichten sind relativ schwach. Diese Dreierlagen können auf zwei Arten übereinander gestapelt sein: ABAB... wie CdI₂, Mg(OH)₂ und PbI₂ oder ABCABC… wie CdCl₂, FeCl₂ und MgCl₂.

Siehe auch

Atomgitter, Molekülgitter, Proteingitter, Metallgitter, Kristallgitter, amorpher Zustand, Gitterstruktur, Gittersymmetrie, Gitterkonstante, Gitterstörung, Gitterenthalpie, Kubisches Gitter Kategorie:Kristallographie Kategorie:Chemie Kategorie:Festkörperphysik

Ion (Chemie)

Ein Ion (von altgriechisch ἰόν: „sich fortbewegend“) ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Entsprechend werden die Ionen Atomion und Molekülion genannt. Ionen sind durch Elektronenmangel positiv oder durch Elektronenüberschuss negativ geladen. Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen, da sie jeweils in einem elektrischen Feld zur Kathode (Minuspol) oder zur Anode (Pluspol) wandern.

Kennzeichnung

Ein Ion wird in der Chemie allgemein mit NiMe^n- (Nichtmetall-Ion) oder mit Meⁿ⁺ (Metall-Ion) gekennzeichnet. Beispiele sind:
- Na⁺ - Natrium-Ion (n wird hier weggelassen, da n gleich eins ist)
- S²⁻ - Sulfid-Ion
- NH₄⁺ - Ammoniumion, ein Molekülion

Eigenschaften

Der Radius von Ionen unterscheidet sich von dem des entsprechenden Atoms. Der Kationenradius ist kleiner – aufgrund der Nichtbesetzung der äußeren Orbitale –, der der Anionen meistens größer, da die äußeren Orbitale mit Elektronen aufgefüllt und/oder weitere Orbitale neu besetzt werden. Lösungen, die ionische Substanzen enthalten, Elektrolyte, leiten elektrischen Strom. Abhängig vom Verhältnis Ladung/Radius wirken Ionen unterschiedlich polarisierend in chemische Bindungen. Ionen unterschiedlicher Ladung bilden durch die Ionenbindung Salze. Ein cyclisches Ion ist ein Ion, das in einer Ringstruktur aufgebaut ist.

Vorkommen

Ionen mit mehr als 3 Unter- oder Überschussladungen kommen in der Chemie nur selten vor. In der Physik werden mit Duoplasmatrons hochgeladene Ionen in Beschleunigern erzeugt, denen nahezu alle Elektronen fehlen. Hiermit kann der Atomkern studiert werden oder es können schwere Wasserstoff- oder Heliumartige ein- bzw. zwei-Elektronen-Systeme studiert werden. Ionisierte Edelgase können Ionenbindungen eingehen. Edelgas-Halogenid-Verbindungen werden in Excimerlasern verwendet. Bei Molekülen mit zwei oder mehreren funktionellen Gruppen kann es vorkommen, dass sie an der einen Gruppe eine positive, an einer anderen eine negativ Ladung tragen (insgesamt ist das Molekül dann neutral). Solche polaren Moleküle werden auch als Zwitterionen bezeichnet. Elektrolyte spielen eine große Rolle in Stoffwechselvorgängen und in Batterien. Sternenmaterie liegt in ionisierten Zustand vor, geht hier aber wegen der hohen Temperatur keine chemische Bindung mehr ein. Diesen Zustand nennt man Plasma. Kategorie:Elektrochemie ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

Natriumacetat

Natriumacetat (auch Sodiumacetat) ist das Natriumsalz der Essigsäure und bildet sich beispielsweise aus Natronlauge, Natriumcarbonat oder Natriumhydrogencarbonat und Essigsäure.

Eigenschaften

Aus wässrigen Lösungen kristallisiert Natriumacetat mit 3 Mol Kristallwasser: Na (CH₃COO) x 3 H₂O. Dieses Trihydrat bildet große, farblose Kristalle und ist gut wasserlöslich und schmilzt ab 58°C, kristallisiert beim Abkühlen jedoch nicht sofort wieder aus, das heißt es bildet sich eine unterkühlte Schmelze. Bei höherer Temperatur (~120°) wird das Kristallwasser abgegeben und es entsteht kristallwasserfreies Natriumacetat Na(CH₃COO), manchmal auch NaAc (Schreibweise der Anorganik), "oranisch korrekt" NaOAc geschrieben. Das wasserfreie Salz ist ebenfalls farblos und zieht Luftfeuchtigkeit an, es ist hygroskopisch. Ein Gemisch von Natriumacetat und Essigsäure ist eine so genannte Pufferlösung, das heißt sie hält den pH-Wert auch nach Säure- oder Laugenzusatz konstant.

Verwendung

Natriumacetat ist der Lebensmittelzusatzstoff E 262. Er wird als Säureregulator und Konservierungsmittel für Obst und Gemüse in Dosen und Gläsern, Fisch in allen Variationen, Feinkostsalaten, Mayonnaisen und Salatsaucen verwendet. Das Trihydrat wird wegen der Fähigkeit eine unterkühlte Schmelze zu bilden in Wärmekissen und Handwärmern als Wärmespeicher genutzt. "Legt man dieses Wärmekissen, ein dicht verschweißter Kunststoffbeutel, für etwa 15 bis 20 Minuten in siedendes Wasser, so wird der Inhalt flüssig und bleibt auch nach Abkühlen fast beliebig lange flüssig. Wird ein in der Flüssigkeit vorhandener Metallstreifen geknickt, so kristallisiert die Schmelze innerhalb weniger Sekunden und gibt bis zu 25 Minuten lang Wärme (so genannte Kristallisationswärme) ab. Die Wärmekissen werden von Wintersportlern, Jägern und in der Medizin zur Behandlungen von schmerzenden Körperpartien verwendet. Im Kissen befindet sich im "aufgeladenen" Zustand eine unterkühlte Schmelze reinen Natriumacetat-Trihydrats. Vermutlich starten Mikrorisse im Metallplättchen den Kristallisationsprozess. Dabei wird dann jene Wärmemenge wieder frei, die zum Schmelzen benötigt wurde." Literatur: H. Schmidkunz, NiU-Chemie 4 (1993) Nr. 18, S. 36-37. Eine ausführliche Erklärung der Funktionsweise findet sich unter http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/tip/01_99.htm Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Acetate

Blei(II)-acetat

Blei(II)-acetat (Pb(CH₃COO)₂ · 3H₂O), ein farbloser kristalliner Feststoff, ist das Blei (II)-Salz der Essigsäure. Es dient v.a. zur Gewinnung anderer Bleiverbindungen, beispielsweise Bleichromat (Chromgelb) und basischem Bleicarbonat (Bleiweiß). Blei(II)-acetat selbst dient auch als Nachweisreagenz für Sulfide. Bekannt ist Blei(II)-acetat als Bleizucker, welcher süß schmeckt und gut in Wasser löslich ist. Trotz seiner Giftigkeit wurde Bleizucker bis zum 19. Jahrhundert als Zucker-Ersatz verwendet - insbesondere wurde Wein damit gesüßt. Der Komponist Ludwig van Beethoven ist wahrscheinlich an einer durch solchermaßen verpanschte Weine verursachten Bleivergiftung gestorben. Die berühmten Wasserleitungen im römischen Reich bestanden innerhalb der Häuser im Wesentlichen aus Bleirohren. Da sich durch die Reaktion mit Kohlensäure im Wasser mit der Zeit eine passivierende Schutzschicht aus Bleikarbonat (PbCO₃) über die Leitungen legte, war dies eigentlich unbedenklich. Allerdings ließen manche Römer an Festtagen die Wasserleitungen mit Wein füllen, worauf sich die Schutzschicht löste und schließlich Bleizucker in großen Mengen entstand. Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Acetate Kategorie:Gift

Hydroxide

Hydroxide sind salzähnliche Stoffe, die Hydroxid-Ionen (OH^-) als negative Gitterbausteine (Anionen) enthalten. Lösliche Hydroxide wie Natriumhydroxid oder Kaliumhydroxid bilden mit Wasser stark alkalische Lösungen (Laugen), die unter der Bezeichnung Natronlauge und Kalilauge bekannt sind. Weniger gut lösliche Hydroxide, z.B. Bariumhydroxid oder Calciumhydroxid bilden mit Wasser schwach alkalische Suspensionen. Die gesättigten Lösungen bezeichnet man als Barytwasser oder Kalkwasser.

Struktur wässriger Hydroxidlösungen

In wässriger Lösung ist das Hydroxidion in der Regel von vier bis fünf Wassermolekülen umgeben. Dabei sind vier Wassermoleküle so um das Sauerstoff-Atom des OH^- angeordnet, dass sie jeweils eine Wasserstoffbrücke zu diesem ausbilden können (sie zeigen also mit einem Proton auf das OH^-). Diese vier Wassermoleküle befinden sich näherungsweise in einer Ebene mit dem OH^--Ion, also in einer anderen Geometrie als bei der (wie bei sp³-Hybridisierung erwartet) annähernd tetraedrischen Anordnung der Elektronenpaare im Wasser und im H₃O⁺. Das OH^--Ion kann mit seinem Proton auch eine - allerdings schwache - Wasserstoffbrücke ausbilden, so dass die Komplexe [OH^-(H₂O)₄] und [OH^-(H₂O)₅] auftreten, je nachdem, ob diese ausgebildet ist oder nicht.

Siehe auch

- Base (Chemie)
- Portal:Chemie Kategorie:Stoffgruppe

Natriumhydroxid

Natriumhydroxid (auch Ätznatron, kaustisches Soda), chemische Formel NaOH, ist ein weißer hygroskopischer Feststoff mit einem Schmelzpunkt von 319 °C und einer Dichte von 2,13 g/cm³. In Wasser löst es sich unter großer Wärmeentwicklung zur stark alkalisch reagierenden Natronlauge auf. Mit dem Kohlenstoff der Luft reagiert es zu Natriumcarbonat und muss deshalb in verschlossenen Behältern aufbewahrt werden. Als starke Base verdrängt es schwächere und flüchtige Basen aus ihren Salzen.

Herstellung

- Umsetzung von Natriumcarbonat mit Calciumhydroxid zu Natriumhydroxid und Calciumcarbonat:

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Das wenig lösliche Calciumcarbonat wird abfiltriert. Im Filtrat verbleibt das gut lösliche Natriumhydroxid.
- Elektrolyse von Natriumchlorid zu Natronlauge, Wasserstoff und Chlorgas (Chloralkali-Elektrolyse). Es existieren mehrere industrielle Verfahren: # Amalgam-Verfahren # Diaphragma-Verfahren # Membran-Verfahren Allen Verfahren gemein sind zusätzliche Reinigungs- und Aufkonzentrierungsstufen, um zu wasserfreiem Natriumhydroxid zu gelangen.
- Im Labor kann man Natriumhydroxid durch Reaktion von elementarem Natrium mit Wasser unter Bildung von Natronlauge und Wasserstoff gewinnen (1). Nach dem Eindampfen der Natronlauge bleibt festes Natriumhydroxid zurück (2). (1)

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(2)

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Verwendung

- Herstellung von Seifen
- Herstellung von Farbstoffen
- Herstellung von Cellulose aus Holz und Stroh
- Herstellung von Kunstseide
- Merzerisieren von Baumwolle
- Fett-, Öl- und Petroleumreinigung
- Bauxitaufschluss (Vorstufe in der Aluminiumherstellung)
- Synthese verschiedener Chemikalien (beispielsweise Natriumhypochlorit, Natriumphosphat, Natriumsulfid, Natriumaluminat)
- Herstellung von entmineralisiertem Wasser: Regeneration von Ionentauschern
- Entwickeln von belichtetem Platinenmaterial in der Elektronik
- Bestandteil von Rohrreinigern
- Herstellung von Brezeln für die braune Färbung und den "seifigen" Geschmack
- Regenerierung von Vollentsalzern für Labor- und Aquarium-Bedarf
- Ätzen von Messing/ Neusilber und Kupferplatten für den Modellbauer

Sicherheitshinweise

- Wegen Erblindungsgefahr ist eine Schutzbrille zu verwenden.
- Schutzhandschuhe tragen.
- In einem dicht verschlossenen Kunststoffbehälter aufbewahren.

Weblinks

- [http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/wsu-teok/kap_055.htm Herstellung von Natriumhydroxid nach dem Amalgam-, Diaphragma- und dem Membranverfahren] Kategorie:Chemische Verbindung ja:水酸化ナトリウム

Mörser

Der Ausdruck Mörser (v. lat. mortari zermalmen) bezeichnet: #ein dickwandiges Gefäß zum Zerreiben fester Substanzen mittels eines Pistills (oft fälschlich Stößel genannt), das beispielsweise in der Küche, der Apotheke oder in einem Chemielabor eingesetzt wird, siehe Mörser (Werkzeug) #davon abgeleitet ein Geschütz mit einem kleinen Verhältnis zwischen Rohrlänge und Kaliber, siehe Mörser (Geschütz)

Hydrogensulfate

Das Hydrogensulfat-Ion (HSO₄^-) leitet sich formal von einem Schwefelsäure-Molekül durch Abgabe eines Protons ab. Salze, die das Hydrogensulfat-Ion enthalten, und Halbester der Schwefelsäure werden als Hydrogensulfate bezeichnet. Das Hydrogensulfat-Anion kann sowohl als Säure als auch als Base wirken, es ist also amphoter. Der pK_S-Wert des Hydrogensulfat-Ions liegt bei 1,89. Gegenüber Wasser überwiegt die saure Reaktion. Beim Lösen in Wasser dissoziieren Hydrogensulfat-Ionen in einer Gleichgewichtsreaktion zu einem große Teil in Hydronium- und Sulfat-Ionen. Daher kann man ein Hydrogensulfat als mittelstarke Säure einsetzen, wobei die Säurestärke erheblich höher ist als die von Essigsäure (pK_S = 4,76). Reaktion als Säure:

HSO_4^- + H_2O\,\overrightarrow\,SO_4^+H_3O^+

Reaktion als Base:

HSO_4^- + H_2O\,\overrightarrow\,H_2SO_4 + OH^-

Aufgrund dieser Eigenschaften können Hydrogensulfate auch in Pufferlösungen verwendet werden. Der Pufferbereich liegt im stark sauren Bereich. Die saure Reaktion in Wasser wird beispielsweise in WC-Reinigern eingesetzt. Hydrogensulfate sind
- Kaliumhydrogensulfat - KHSO₄
- Natriumhydrogensulfat - NaHSO₄
- Calciumhydrogensulfat - Ca(HSO₄)₂ Kategorie:Stoffgruppe

Essigsäureethylester

Ethylacetat ist ein charakteristisch "nach Klebstoff" riechendes Lösungsmittel, das in der chemischen Industrie und in Laboratorien oft verwendet wird. Ethylacetat ist der Ester, aus Essigsäure und Ethanol, daher wird er auch Essigsäureethlylester oder kurz Essigester genannt. Ein veralteter Name ist Essigäther. Es ist eine farblose Flüssigkeit.

Eigenschaften

In Wasser sind bei 20 °C nur 80 g Ethylacetat pro Liter Wasser löslich, in Ethanol, Aceton und Ether ist es aber gut löslich. Der Flammpunkt liegt bei -4°C. Hoch enzündlich

Herstellung

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\mathrm

Durch die Abtrennung des entstehenden Wassers wird obiges Gleichgewicht auf die Produkteseite verlagert. (Siehe auch Massenwirkungsgesetz)

Verwendung

Ethylacetat ist ein vielseitig einsetzbares Lösemittel. Ethylacetat wird auch zur Extraktion von Antibiotika und zur Aromatisierung von Limonaden, Bonbons und Arzneimitteln verwendet. In Rum und einigen anderen Spirituosen ist es von Natur aus in geringen Mengen vorhanden. In Klebstoffen ist es eines der am häufigsten eingesetzten Lösungsmittel. In hoher Konzentration ist es ein Suchtgift, welches von sogenannten "Schnüfflern" verwendet wird, um sich zu berauschen. Dies kann schwere Hirnschäden verursachen. In der Entomologie ist es das am häufigsten eingesetzte Tötungsmittel bei der Präparation von Insekten. Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Ester Kategorie:Acetate Kategorie:Carbonsäureester

Kategorie:Stoffgruppe

Diese Kategorie enthält Artikel zu Stoffgruppen, wie z.B. Gruppen und Perioden des Periodensystems, aber auch Gruppen chemischer Verbindungen. Siehe auch: Biomolekülgruppe Kategorie:Chemie Kategorie:Biochemie

Combe, Oxfordshire

Combe is a village in the English county of Oxfordshire. It is about 12 miles north of Oxford, next to the Blenheim estate. The official name of the parish is "Combe Longa". The church of St Laurence, which dates from the 12th century, is located in the village.

External links

- Category:Villages in Oxfordshire

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Krzysztof Radziwiłł
For his father of the same name, see Krzysztof Mikołaj "Piorun" Radziwiłł Prince Krzysztof Radziwiłł (1585-1640) was a Polish-Lithuanian szlachcic. Sometimes reffered to as Krzysztof Radziwiłł II, to distinguish him from his father,