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Aluminiumoxid

Aluminiumoxid

Aluminiumoxid (Summenformel Al2O3), auch Tonerde genannt, ist eine der Sauerstoffverbindungen des chemischen Elements Aluminium.

Modifikationen

Die wichtigsten Modifikationen des Aluminiumoxides sind:
- das kubische γ-Al2O3
- der rhombische Korund (α-Al2O3)

Vorkommen

α-Al2O3 kommt als Mineral (Korund) auch in der Natur vor.

Gewinnung und Darstellung

Aus Bauxit wird Aluminiumhydroxid (ATH) durch Aufschliessen in Natronlauge gewonnen (Bayer-Verfahren). Durch Entziehen des Wassers, z.B. durch Sintern oder Kalzinieren erhält man Aluminiumoxid. Eine weitere Darstellung von Aluminiumoxid kann durch vorsichtiges Dehydrieren von Hydrargillit oder Böhmit erfolgen. Aluminium kann auch elektrolytisch oxidiert werden, siehe Eloxieren.

Eigenschaften

Das γ-Al2O3 ist ein hygroskopisches, farbloses, lockeres Pulver, das unlöslich ist in Wasser, in starken Basen oder Säuren aber gut löslich ist. Bereits ab 800 °C geht das γ-Al2O3 in das in Säuren wie Basen im allgemeinen unlösliche α-Al2O3 über. Mit verschiedenen Metalloxiden bildet Aluminiumoxid Aluminate. γ-Al2O3 ist ein poröses Material, dessen Oberflächenstruktur stark von den Herstellungprozess, beziehungsweise dessen Temperatur, beeinflußt werden kann.

Verwendung

Das α-Al2O3 hat eine Mohs'sche Härte von 9 bis 9,5 und wird unter anderem zu Lagersteinen von Messinstrumenten und Uhren, sowie zu Schleifmitteln verarbeitet. Basis dafür ist häufig das als Nebenprodukt der Aluminothermie anfallende Alundum. Kalzinierte Aluminiumoxide werden in der Keramik (z. B. in Zündkerzen, Waschbecken, Hotelgeschirr, Schußsicherer Bekleidung) oder im weitesten Sinn als Poliermittel (z.B. in Glaskeramikreinigern, Autopflegemitteln, Bremsbelägen, Zahnpasten) verwendet. Weiterhin dient gesintertes α-Al2O3 (Sinterkorund) als feuerfestes Material in Ofenauskleidungen oder Laborgeräten. Mit Verunreinigungen durch geringe Mengen an Cr2O3 beziehungsweise TiO2 bildet der Korund die Edelsteine Rubin und Saphir. γ-Al2O3 dient als Adsorbens und als Katalysatorträger, sowie als Katalysator selbst. Neueste Sinterverfahren machen es möglich, Aluminiumoxid zur Herstellung extrem fester und bruchsicherer Gläser einzusetzen (Nature, Vol. 430, S. 761, 2004).

Siehe auch


- Korund
- Saphir
- Chemikalienliste
- WikiProjekt Chemikalien
- Portal:Chemie Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Oxidkeramiken ja:酸化アルミニウム th:อะลูมิเนียม ออกไซด์

Summenformel

In der Chemie dient eine Summenformel dazu, die summarische Zusammensetzung eines Moleküls aus den Atomen anzugeben. Dabei steht die Anzahl der Atome als Index immer rechts unterhalb der Atombezeichnung. Eine „1“ wird dabei nicht angeschrieben. Beispiele:
- H2O, Wasser, besteht aus zwei Wasserstoff-Atomen (H) und einem Sauerstoff-Atom (O),
- H2SO4, Schwefelsäure, besteht aus zwei Wasserstoff-Atomen, einem Schwefel-Atom (S) und 4 Sauerstoff-Atomen. Die Summenformel sagt nichts über die Struktur eines Moleküls aus, dazu wird die Strukturformel verwendet. Bei einfachen Molekülen reicht die Summenformel jedoch für eine eindeutige Beschreibung des Moleküls aus. Siehe auch: Verhältnisformel Kategorie:Werkzeug der Chemie als:Summenformel ja:化学式

Tonerde

Tonerde bezeichnet im engeren Sinne das kubische γ-Al2O3 Aluminiumoxid. Dieses wird u. a. zur Herstellung von Aluminiumoxidkeramik verwendet und wandelt sich beim Brand (ab 800°C) in die rhombische α-Modifikation des Al2O3 um. Tonlagerstätten (siehe Tonmineral) enthalten dagegen eine Vielzahl weiterer Mineralien. Weitere Stoffe:
- Essigsaure Tonerde: Aluminiumacetat
- Schwefelsaure Tonerde: Aluminiumsulfat

Siehe auch


- Tonmineral
- Pelosol Kategorie: Chemische Verbindung Kategorie: Oxidkeramiken Kategorie: Acetate

Sauerstoff

Sauerstoff (auch Oxygenium; von griech. oxýs „scharf, spitz, sauer“ und genese „erzeugen“) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol O und der Ordnungszahl 8. Atomarer Sauerstoff, das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt in der Natur nicht vor. Elementar tritt Sauerstoff überwiegend in Form eines kovalenten Homodimers, einer chemischen Verbindung aus zwei Sauerstoff-Atomen, auf (molekularer Sauerstoff, auch Dioxygen, Disauerstoff, Summenformel O2). Die wenig stabile allotrope Form aus drei Sauerstoffatomen (O3) wird Ozon genannt. Flüssiger Sauerstoff wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel verwendet und mit LOX (liquid oxigen) abgekürzt.

Geschichte

Sauerstoff wurde 1774 unabhängig voneinander durch Joseph Priestley und Carl Wilhelm Scheele entdeckt. Von der Urzeit bis über das Mittelalter hinaus war das Feuer für den Menschen eine unerklärliche Erscheinung. Lange Zeit wurde es von den Menschen als Gabe des Himmels hingenommen. Die Chemiker des Mittelalters, die sog. Alchimisten, fingen an, sich über das Wesen des Feuers Gedanken zu machen. Sie kamen dabei zu der Ansicht, das Feuer sei ein Grundstoff. Gegen Ende des 17. Jahrhunderts suchte man eine Erklärung für die Verbrennung. Die Forscher vermuteten einen „leichten geheimnisvollen Stoff“, der aus dem brennenden Stoff entweicht. Bei dieser Annahme blieb man auch dann noch, als der schwedische Apotheker Carl Wilhelm Scheele 1772 den Sauerstoff entdeckte. Er nannte ihn lange Zeit Feuerluft. Neben dem Sauerstoff erforschte der Deutsch-Schwede mit einfachsten Hilfsmitteln aus seiner Apotheke Ammoniak, Stickstoff und andere chemische Stoffe. Er konnte sich aber nicht erklären, wie Verbrennung mit Sauerstoff zusammenhängt. Völlig unabhängig von Scheeles Entdeckungen kam der Engländer Joseph Priestley zu gleichen Forschungsergebnissen, allerdings 2 Jahre später.
Obwohl Scheele zeitlich früher als Priestley den Sauerstoff entdeckte, kamen seine Ergebnisse später an die Öffentlichkeit. Die Ursache dafür war die schleppende Veröffentlichung durch die Presse. Der Sauerstoff war erforscht, doch seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Dafür sorgte der Franzose Antoine Lavoisier. Beim Experimentieren kam er zu dem Ergebnis, dass sich bei der Verbrennung ein Stoff mit Sauerstoff verbindet. Er konnte mit einer Waage nachweisen, dass ein Stoff beim Brennen nicht leichter, sondern schwerer wird. Der Grund dafür ist das Gewicht des Sauerstoffs, der während der Verbrennung aufgenommen wird. Die Erklärung der Verbrennung, die uns heute selbstverständlich, notwendig und unabkömmlich erscheint, ist also das Ergebnis langen Forschens.

Etymologie

Früher machte man den Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich. Tatsächlich entstehen die meisten anorganischen Säuren bei der Lösung von Nichtmetalloxiden in Wasser, welches aus Wasserstoff und Sauerstoff besteht. Dass aber nicht der Sauerstoff, sondern der Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich war, erkannte man erst später; ein Beweis ist die Salzsäure, sie ist auch als Gas eine Säure und besteht aus der Verbindung von Chlor mit Wasserstoff und enthält keinen Sauerstoff. So müsste eigentlich der Sauerstoff Wasserstoff und der Wasserstoff Sauerstoff heißen. Der Begriff Sauerstoff (Oxygenium) wurde 1779 von Lavoisier vorgeschlagen.

Vorkommen

Das Element Sauerstoff stellt in der Erdhülle mit 49,4 Masse-% das häufigste, im Weltall das dritthäufigste Element dar. Eine bedeutende Form des Sauerstoffs ist O2, unter Normalbedingungen ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Es ist ein Bestandteil der Luft (etwa 21 Volumenprozent) und in Gewässern gelöst. In der Luft hält sich der relativ reaktionsfreudige Sauerstoff auf Dauer nur wegen der Tatsache, dass die Erde Lebewesen beherbergt, die Sauerstoff produzieren - ansonsten würde er nur in Verbindungen vorkommen. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentrationen in der Erdatmosphäre wird im Artikel Entwicklung der Erdatmosphäre beschrieben. Häufig kommt Sauerstoff in Verbindungen mit anderen Elementen als Oxid vor. (z.B.: als SiO2 - Sand oder H2O - Wasser)

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Molekülorbital-Verfahren

Oxid Das Sauerstoff-Atom hat 6 Valenzelektronen auf dem 2. Hauptenergieniveau. Die 12 Valenzelektronen eines Sauerstoffmoleküls werden auf vier bindende (ss, sx, py, und pz) aber nur drei antibindende Molekülorbitale (ss
- , py
- , pz
- ) verteilt. Die bindenden x-, y- und z-Molekülorbitale ergeben eine Dreifachbindung. Dieses Modell entspricht eher dem Bindungsabstand von 121 pm und der Bindungsenergie von 626 kJ/mol als das Doppelbindungsmodell. Außerdem erklärt dieses Modell den Paramagnetismus und den radikalischen Charakter des Sauerstoffs, der durch die beiden ungepaarten Elektronen der antibindendem p-Molekülorbitale hervorgerufen wird.

Singulett- und Triplet-Sauerstoff

Gegenüber der langläufigen Meinung handelt es sich beim Sauerstoff-Molekül um zwei ungepaarte Elektronen. Die Sauerstoffatome sind durch eine Einfachbindung verbunden, jedes Sauerstoffatom besitzt zwei Elektronenpaare sowie ein ungepaartes Elektron, deren Spin entweder gleich (Triplett-Sauerstoff) oder entgegengesetzt (Singulett-Sauerstoff) gerichtet ist. Dabei ist der Triplett-Zustand energieärmer. Die Änderung des elektronischen Zustands kann nur über photochemischen Weg oder durch Kollision erfolgen.

Sauerstoff-Ionen

Von Sauerstoff sind folgende Radikalionen bekannt: Dioxygenyl O2+, Hyperoxid (veraltet: Superoxid) O2- und Ozonid O3-. Closed-shell-Ionen sind das Oxid O2- sowie das Peroxid O22-.

Chemische Eigenschaften

Die bekannteste chemische Reaktion ist die Oxidation.

Isotope

Das häufigste stabile Sauerstoffisotop ist 16O, daneben kommt natürlich noch 18O vor. Ihr Anteilsverhältnis in Eisbohrkernen kann zur Schätzung der Durchschnittstemperatur früherer Zeiten dienen, da Wassermoleküle mit dem leichteren 16O schneller verdunsten. Eisschichten mit einem höheren relativen Anteil an 18O stammen demnach aus wärmeren Zeiten. Umgekehrt regnen Wassermoleküle mit dem schwereren Isotop schneller ab, so dass Regenwasser einen höheren 18O-Gehalt aufweist als z.B. See- oder Meerwasser. Auch gibt es regionale Unterschiede in der 18O-Anreicherung in Organismen nach Art ihrer Trinkwasserquelle. Siehe auch: Klimaerwärmung, Ötzi

Verbindungen

Einige bekannte Verbindungen, in denen Sauerstoff vorkommt:
- Oxide
  - Wasser
  - Kohlendioxid, Kohlenmonoxid
  - Siliziumdioxid
  - Hämatit
- Peroxide
- schweflige Säure
- Schwefelsäure
- Zucker
- Zirkon
- Silikate

Gewinnung/Darstellung von O2

Sauerstoff als O2 wird heutzutage durch die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft (Linde-Verfahren nach Carl von Linde) hergestellt. Dieses beruht auf dem Joule-Thomson-Effekt. Das Linde-Verfahren wird seit 1905 technisch eingesetzt. Davor war die Thermolyse von Bariumperoxid die einzige Möglichkeit, Sauerstoff großtechnisch aus Luft herzustellen: 2\,\mathrm_2 \rightarrow 2\,\mathrm + \mathrm_2 (bei 700°C) BaO2 selbst kann man durch Einwirken von O2 auf BaO bei 500°C erzeugen. Reinsten Sauerstoff erhält man durch die Elektrolyse von Kalilauge: Kathodenreaktion: 2\,\mathrm^++2\,e^-\rightarrow 2\,\mathrm Kathodenreaktion 2: 2\,\mathrm+2\,\mathrm_2\mathrm\rightarrow 2\,\mathrm+\mathrm_2 Anodenreaktion 1: 2\,\mathrm^- \rightarrow 2\,\mathrm + 2\,e^- Anodenreaktion 2: 2\,\mathrm \rightarrow \mathrm_2\mathrm + 1/2\;\mathrm_2 O2 wird ebenfalls bei der Spaltung von Oxiden frei. Am leichtesten (mit geringster Temperatur) erreicht man dies durch Spaltung von Edelmetalloxiden. Z. B.: 2\,\mathrm_2\mathrm \rightarrow 4\,\mathrm + \mathrm_2 (bei T > 160°C)

Biologische Bedeutung

Sauerstoff wird von Cyanobakterien, Algen und Pflanzen bei der oxygenen Photosynthese aus Wasser freigesetzt. Die Cyanobakterien (veraltet auch als Blaualgen bezeichnet) waren dabei die ersten Organismen, die molekularen Sauerstoff als ihr Abfallprodukt in der Atmosphäre anreicherten.
Eukaryotische Organsimen - also auch der Mensch - benötigen heute diesen Sauerstoff in Form von O2 für ihren Stoffwechsel. Er fungiert dabei wie in einer normalen Redoxreaktion als Elektronenakzeptor, wobei er sich wieder mit Wasserstoff zu Wasser verbindet. Dies entspricht einer kontrollierten Knallgasreaktion. Sie läuft im Rahmen der Atmungskette bei den Eukaryoten in den Mitochondrien ab.
Bei den Prokaryonten gibt es aerobe und anaerobe Mikroorganismen. Anaerobe nutzen einen anderen Elektronenakzeptor, der aber zum Teil auch eine Sauerstoffverbidnung wie Nitrat oder Sulfat sein kann. Die starke Reaktivität der Sauerstoffionen, die auch im Stoffwechsel von Lebewesen entstehen, können Zellstrukturen zerstören und machen Schutzenzyme notwendig. Daher ist Sauerstoff für einige Mikroorganismen toxisch und wird nicht zuletzt für bestimmte Alterungseffekte beim Menschen verantwortlich gemacht.

Weitere Probleme:
- Atmung bei Hochdruck
- Tauchen/siehe auch Apollo 1)

Nachweis und Konzentrationsmessung

Sauerstoff kann dadurch nachgewiesen werden, dass er Verbrennungen unterhält. Am einfachsten ist die sogenannte Glimmspanprobe, bei der ein leicht glühender Holzspan in das zu untersuchende Gasgemisch gehalten wird, ein Aufleuchten weist auf hohe Sauerstoffkonzentrationen hin. Zur genaueren Bestimmung der Sauerstoffkonzentration eines Gases finden unterschiedliche Meßverfahren Anwendung, die von dem jeweils zu erfassenden Konzentrationsbereich sowie den begleitenden Substanzen abhängen. Man kann physikalische und chemische Meßverfahren unterscheiden. Zu den physikalischen Meßverfahren zählt das paramagnetische Verfahren. Es geht von der Tatsache aus, daß die Sauerstoffmoleküle auf Grund ihres permanenten magnetischen Dipolmoments paramagnetisch sind, alle anderen Gase mit geringen Ausnahmen diamagnetisch sind. Bei der meßtechnischen Realisierung in sog. thermomagnetischen Geräten wird das Meßgas der Wirkung eines Magnetfeldes und anschließend in einem Teilstrom einem Temperaturfeld ausgesetzt. Es entsteht in der Meßzelle eine Gasströmung, der sog. "magnetische Wind". Die Geräte können auch für den Einsatz in explosionsgefährdeten Bereichen ausgebildet werden. Ein weit verbreitetes elektrochemisches Meßverfahren nutzt die Sauerstoffleitfähigkeit von Zirkondioxid aus. Leitet man das sauerstoffhaltige Meßgas beispielsweise durch ein auf über 700 °C erhitztes Zirkondioxid-Röhrchen, das innen und außen Elektroden trägt und außen der Umgebungsluft ausgesetzt ist, dann entsteht an den Elektroden eine elektrische Spannung, die nach dem Nernstschen Gesetz von der absoluten Elektrodentemperatur und dem Verhältnis der Sauerstoffpartialdrücke an den beiden Elektroden abhängt. Der Sauerstoffpartialdruck der Luft dient hierbei als bekannte und konstante Vergleichsgröße. Bevorzugte Anwendungen sind Rauchgasmeßsonden und die in den Kraftfahrzeugen verwendeten Lambda-Sonden. Mit Hilfe von Zirkondioxid-Sensoren können ohne Probleme einerseits Sauerstoffpartialdrücke im ppm-Bereich (parts per million) und andererseits bei hohen Temperaturen (ca. 1.500 °C) gemessen werden.

Siehe auch


- Knallgasreaktion
- Carbogen
- Oxidation
- Phlogiston
- Hydroxid
- Rost (Korrosion)
- Ozon

Weblinks


- [http://www.hcrs.at/LIQUIDO2.HTM flüssiger Sauerstoff]
- [http://www.chemieseite.de/hauptelemente/node26.php Sauerstoff: Darstellung, Sigulett Triplett, Ozon]
- [http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/arbeitsvorschrift.htm Reaktion mit Singulett Sauerstoff] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Chalkogen Kategorie:Periode-2-Element Kategorie:Gas Kategorie:Nichtmetall als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Chemisches Element

Stoffe, die ausschließlich aus Atomen mit gleicher Anzahl an Protonen im Kern (Kernladungszahl) bestehen, bezeichnet man als chemische Elemente. Sie treten im Universum mit einer bestimmten Elementhäufigkeit auf. Im Gegensatz zu den Elementen stehen die Verbindungen und die Stoffgemische. Früher war die Definition dieses Begriffs intuitiver, aber unpräziser: Robert Boyle definierte ein chemisches Element als einen Reinstoff, der mit chemischen Methoden nicht weiter zerlegt werden kann. Diese Definition hat den Nachteil, dass man nie sicher sein kann, ob man die chemischen Methoden völlig ausgeschöpft hat. Hätte man es z. B. im Labor nicht geschafft, Wasser zu zerlegen, so hätte man es als Element einordnen müssen. Der heutige Element-Begriff, der für die Stoffe eine Einteilung nach ihren Bestandteilen, den Atomen, vornimmt, ist abstrakter, dafür aber präzise. Seine praktische Bedeutung liegt darin, dass er Atome mit gleichem chemischen Verhalten (dem Verhalten bei chemischen Reaktionen) zusammenfasst. Das physikalische Verhalten von Atomen ein und desselben Elements kann dabei durchaus unterschiedlich sein, z. B. können die Atome eines Elements sich in der Masse unterscheiden (Isotope) und bei nuklearen Reaktionen unterschiedlich verhalten. Nach der Kernladungszahl (auch Ordnungszahl) ihrer Atome ordnet man die Elemente im Periodensystem der Elemente (PSE) an. Dieses System wurde vom russischen Gelehrten Dmitri Iwanowitsch Mendelejew zeitgleich mit dem deutschen Lothar Meyer 1869 begründet.

Kernladungszahl und Masse

Die Erklärungen dafür, dass die Massezahl nicht genau dem Vielfachen der Masse des Wasserstoffatoms entspricht, sind:
- Protonen und Neutronen, die den Hauptanteil der Masse bilden, sind fast, jedoch nicht genau, gleich schwer.
- Natürliche Elemente bestehen aus einer Mischung von Atomen mit unterschiedlicher Neutronenzahl. Eine Atomart überwiegt meist bei weitem, diese bestimmt dann die Massenzahl (Ausnahme Chlor Cl mit der 35,5-fachen Masse)
- Das natürliche Mischverhältnis ist bei einem Element meist gleich (Ausnahme ist Blei, das unterschiedliche durchschnittliche Atommassen zeigt, wenn man es aus verschiedenen Lagerstätten gewinnt)
- Bei sehr genauen Messungen zeigt sich die Bindungsenergie als Massendefekt, so dass die Kernmasse stets minimal kleiner ist als die Summe der Massen der Protonen und Neutronen.

Rein- und Mischelemente

Der Kern des Wasserstoffs besteht fast immer aus nur einem Proton. Wasserstoff mit einem Proton und einem Neutron im Kern (Deuterium) tritt in natürlichem Wasserstoff mit einem Anteil von 0,015 % auf. Der Heliumkern besteht aus zwei Protonen und zwei Neutronen. Es existieren aber auch Helium-Atome, die zwei Protonen, aber nur ein Neutron, enthalten. Diese treten in natürlichem Helium jedoch nur mit einem Anteil von 0,000137 % auf. Chlor (17 Protonen) besteht aus einer Mischung aus Atomen mit 18 Neutronen (75,8 %) und 20 Neutronen (24,2 %). Chemische Elemente, die nur aus einer Atomart bestehen, heißen Reinelemente, wenn sie dagegen aus zwei oder mehr Atomarten bestehen, heißen sie Mischelemente. Atome des gleichen Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl nennt man Isotope.

Chemische Verbindungen

Chemische Elemente können, bis auf wenige Ausnahmen, chemische Verbindungen eingehen. Dabei sind mehrere der elementaren Atome zu Molekülen zusammengeschlossen. Natürliche oder künstliche Stoffe sind entweder Elemente oder Verbindungen. Gewöhnliches Wasser H2O ist eine Verbindung aus den Elementen Wasserstoff H (2 Atome pro Molekül) und Sauerstoff (1 Atom pro Molekül). Metalle wie Eisen Fe oder Kupfer Cu sind dagegen stets Elemente. Elemente können auch eine Verbindung mit sich selbst eingehen. Bei vielen Gasen wie Chlor Cl oder Fluor F verbinden sich zwei Atome desselben Elements zu einem Molekül, also Cl2 bzw. F2.

Die Entstehung von Elementen

Bereits beim Urknall entstanden die leichten Elemente Wasserstoff (ca. 75%) und Helium (ca. 25%), zusammen mit geringen Mengen Lithium und Beryllium. Schwerere Elemente entstehen im Universum durch Kernreaktionen in den Sternen (meist durch Kernfusion). Am Anfang steht der Wasserstoff mit einem Atomgewicht von ca. 1,0 (ein Proton). In Hauptreihen-Sternen, wie auch unserer Sonne, verschmilzt unter hoher Temperatur (mehrere Millionen C°) und hohem Druck Wasserstoff zu Helium. (Atomgewicht ca. 4,0) Dabei verschmelzen 4 Wasserstoffatomkerne über mehrere Zwischenstufen zu einem Heliumatomkern. Dieser ist ein wenig leichter als die vier Protonen zusammen, die Massendifferenz wird als Energie in Form von (Gamma-)Strahlung frei. Die Fusion geht auf diese Art (Atome mit geringerer Protonenzahl und Atomgewicht verschmelzen zu höheren unter Abgabe von Energie) in den meisten Sternen bis zum Kohlenstoff, in massereichen bis zum Eisen weiter. Die Energieausbeute wird dabei immer geringer. Eisen ist der am dichtesten gepackte Atomkern, bei Fusionsreaktionen darüber hinaus wird Energie verbraucht anstatt freigesetzt. Sterne sind auf Energiegewinnung aus Kernfusion angewiesen, um ihren Gravitationskollaps aufzuhalten, daher können derartige Reaktionen nicht in nennenswertem Umfang stattfinden. Elemente schwerer als Eisen entstehen in Sternen am Ende ihrer Lebensdauer. Dabei fangen Atomkerne Neutronen ein und werden so in Elemente höherer Ordnungszahl umgewandelt. Dies geschieht im sogenannten s-Prozess (bei massearmen Sternen) oder im r-Prozess (bei massereichen Sternen während einer Supernova). Ein Stern verliert am Ende seiner Lebensdauer große Mengen Material (kontinuierlich durch Sonnenwind oder explosiv in einer Supernova), dadurch gelangen die entstandenen Elemente zurück in das interstellare Medium. Jüngere Sternensysteme enthalten daher bereits von Anfang an auch geringe Mengen schwererer Elemente, die z.B. Planeten wie in unserem Sonnensystem bilden können.

Liste chemischer Elemente

A Actinium - Aluminium - Americium - Antimon - Argon - Arsen - Astat B Barium - Berkelium - Beryllium - Bismut - Blei - Bohrium - Bor - Brom C Cadmium - Cäsium - Calcium - Californium - Cer - Chlor - Chrom - Curium D Darmstadtium - Dubnium - Dysprosium E Einsteinium - Eisen - Erbium - Europium F Fermium - Fluor - Francium G Gadolinium - Gallium - Germanium - Gold H Hafnium - Hassium - Helium - Holmium I Indium - Iod - Iridium J Jod siehe Iod K Kalium - Kobalt - Kohlenstoff - Krypton - Kupfer L Lanthan - Lawrencium - Lithium - Lutetium M Magnesium - Mangan - Meitnerium - Mendelevium - Molybdän N Natrium - Neodym - Neon - Neptunium - Nickel - Niob - Nobelium O Osmium P Palladium - Phosphor - Platin - Plutonium - Polonium - Praseodym - Promethium - Protactinium Q Quecksilber R Radium - Radon - Rhenium - Rhodium - Roentgenium - Rubidium - Ruthenium - Rutherfordium S Samarium - Sauerstoff - Scandium - Schwefel - Seaborgium - Selen - Silber - Silizium - Stickstoff - Strontium T Tantal - Technetium - Tellur - Terbium - Thallium - Thorium - Thulium - Titan U Unnilpentium (
- ) - Unnilquadium (
- ) - Ununoctium - Ununhexium - Ununquadium - Ununbium - Ununtrium - Ununpentium - Ununseptium - Ununnilium (
- ) - Uran V Vanadium W Wasserstoff - Wolfram X Xenon Y Ytterbium - Yttrium Z Zink - Zinn - Zirkonium
- veralteter Name

weitere Darstellungsformen


- Sortierung nach Symbol
- Liste der chemischen Elemente nach der Ordnungszahl
- Periodensystem
- Periodensystem mit Elektronenkonfiguration

Literatur


- Lucien F. Trueb: Die chemischen Elemente. Ein Streifzug durch das Periodensystem. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2005, ISBN 3-7776-1356-8

Weblinks


- [http://www.chemieseite.de/ www.chemieseite.de] enthält ausführliche Beschreibungen der Hauptelemente.
- [http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/lyrics.html] Lied der chemischen Elemente Kategorie:Chemie

Siehe auch


- Elektronegativitäten der Elemente,
- Elementnamensgebungskontroverse,
- Systematische Elementnamen,
- Verdampfungswärme der chemischen Elemente
- Nebulium
- Kalzium ist ein Computerprogramm für das Betriebssystem Linux, das sehr viele Informationen zum Periodensystem und den Elementen bietet.
- Phlogiston
- Nukleosynthese ja:元素 ko:화학 원소 ms:Unsur kimia simple:Element th:ธาตุเคมี

Aluminium

Aluminium (von lat. alumen = Alaun) ist ein chemisches Element des Periodensystems mit der Ordnungszahl 13. Das Elementsymbol ist Al. Es gehört zur Borgruppe (früher auch als Gruppe der Erdmetalle bezeichnet). Aluminium ist das dritthäufigste Element und häufigste Metall in der Erdkruste und tritt nur in chemisch-gebundenem Zustand auf.

Eigenschaften

Das Leichtmetall Aluminium hat aufgrund einer sich sehr schnell an der Luft bildenden dünnen Oxidschicht ein stumpfes, silbergraues Aussehen. Die Oxidschicht macht Aluminium sehr korrosionsbeständig. Durch elektrische Oxydation (eloxieren) oder auf chemischem Weg kann die schützende Oxydschicht verstärkt werden. Aluminium ist ein sehr weiches, zähes Metall, es ist dehnbar und kann durch Auswalzen zu dünner Folie verarbeitet werden. Es lässt sich gut gießen, verformen, biegen, pressen, schmieden und spanabhebend bearbeiten. Entstandene Spannungen durch Kaltverformen können durch weichglühen (bis 250°C) beseitigt werden. Aluminium ist ein guter elektrischer Leiter (60% von Kupfer).

Geschichte

Aluminium ist im Vergleich zu anderen Metallen noch nicht lange bekannt. Es wurde erst im Jahr 1808 durch Sir Humphry Davy entdeckt und benannt. Friedrich Wöhler gelang die Herstellung von Aluminium im Jahr 1827 basierend auf einer unreinen Form, die Hans Christian Ørsted zwei Jahre zuvor hergestellt hatte. Der Preis von Aluminium war zu jener Zeit höher als der von Gold. Durch Henri Sainte-Claire Deville wurde der Wöhler-Prozess im Jahr 1846 weiter verfeinert und 1859 in einem Buch publiziert. Dadurch fiel der Aluminiumpreis innerhalb von zehn Jahren um 90 Prozent. 1886 wurde unabhängig voneinander durch Charles Martin Hall und Paul Héroult das jetzt nach ihnen benannte Verfahren zur Herstellung von Aluminium entwickelt: der Hall-Héroult-Prozess. Nach diesem Prinzip erfolgt noch heute die großtechnische Aluminiumherstellung. Im Jahr 1889 wurde das Verfahren durch Carl Josef Bayer weiter verbessert.

Vorkommen

Aluminium ist das Metall, welches in der Erdkruste am häufigsten vorkommt (7,57 Prozent des Gesamtgewichts der Erdkruste). Es tritt allerdings nirgends rein auf, sondern nur in chemischen Verbindungen. Aluminium findet man in der Natur häufig als Aluminiumsilikat in Ton, Gneis, Granit und Basalt. Eine wirtschaftliche Gewinnung von Aluminium ist nur aus Bauxit möglich. Bauxit enthält ca. 60% Aluminiumoxyd (Al2O3), ca. 30% Eisenoxyd (Fe2O3), Siliziumoxyd (SiO2) und Wasser. In seltener Form ist Aluminiumoxid in Korund, bekannt als Rubin und Saphir, vorhanden. Die rote bzw. blaue Farbe der Steine entstehen durch Verunreinigungen. Bauxitvorkommen befinden sich in Südfrankreich (Les Baux), Ungarn, Russland, Indien und USA.

Gewinnung und Darstellung

Nach dem Verfahren von Ørsted (1825) wird Aluminium aus Aluminiumchlorid und Kaliumamalgam hergestellt, wobei Kalium als Reduktionsmittel dient: \mathrm Nach Wöhler wird metallisches Kalium zur Reduktion verwendet. Technisch gelingt die Herstellung von Aluminium durch Schmelzflusselektrolyse (Kryolith-Tonerde-Verfahren, Bayer-Verfahren). Dieser Prozess ist sehr energieaufwändig. Der Energieaufwand beträgt etwa 13–16 kWh/kg. Wegen der geringen Dichte von Aluminium wird dieses Metall gerne da verwendet, wo Masse bewegt werden muss, vor allem in der Verpackungsindustrie und der Luft- und Raumfahrt; Aus diesem Grund gewinnt der Werkstoff Aluminium im Fahrzeugbau zunehmend an Bedeutung. In Legierungen mit Magnesium, Silizium und anderen Metallen werden Festigkeiten in Strangpressprofilen erreicht, die denen von Stahl nur wenig nachstehen. Daher ist die Verwendung von Aluminium für die Gewichtsreduzierung sehr beliebt. Insbesondere im Flugzeugbau und in der Weltraumtechnik ist Aluminium der Werkstoff der Wahl. Kraftfahrzeughersteller nutzen den Werbeeffekt des Werkstoffes. Im Haushalt trifft man Aluminium in Form von Getränkedosen und Aluminiumfolie an, zuweilen auch als Kochtöpfe. Umweltverbände kritisieren den Einsatz von Aluminium wegen des hohen Ressourcenverbrauchs bei der Herstellung. In der Lebensmittel-Herstellung findet es Verwendung als Lebensmittelfarbe (E 173) bei Überzügen von Zuckerwaren zur Dekoration von Kuchen und Feinen Backwaren. In Pulverform (Partikelgröße < 500 µm) ist es vor allem, wenn es nicht phlegmatisiert ist, aufgrund seiner großen Oberfläche sehr reaktiv. So reagiert Aluminium beispielsweise mit Wasser unter Abgabe von Wasserstoff zu Aluminiumoxid. Ebenso ist es für die stark exotherme (bis zu 2500 °C) Thermit-Reaktion unerlässlich. Vorsicht: Nicht phlegmatisierter Aluminiumstaub entzündet sich bei Luftkontakt explosionsartig von selbst, er hat das Gefahrenzeichen [F+]. Aluminium wird häufig durch eine Eloxalschicht geschützt. Die Aluminiumverarbeitung geschieht oft mit Hilfe von Gußverfahren (Aluminiumgießerei). Urformen:
- Sandguss
- Strangguss
- Druckguss
- Kokillenguss
- Strangpressen
- Sprühkompaktieren

Sicherheitshinweise

Aluminium ist eines der wenigen reichlich vorhandenen Elemente, das keine vorteilhafte Funktion in lebenden Zellen zu haben scheint, aber einige Prozent der Bevölkerung reagieren allergisch — sie erleiden Ausschläge in jeder möglichen Form durch Verwenden von Antitranspirationsprodukten, Verdauungsstörungen und Unfähigkeit, Nährstoffe aus der Nahrung aufzunehmen, die in Aluminiumtöpfen gekocht wurde, oder Erbrechen und anderen Vergiftungserscheinungen durch Einnehmen aluminiumhaltiger Medikamente. Aluminium ist nicht so giftig wie Schwermetalle, aber vieles spricht für eine geringe Giftigkeit, wenn es in übermäßigen Mengen gebraucht wird. Jedoch ist der Gebrauch von Aluminiumgeschirr, das sehr populär wegen seiner Korrosionsbeständigkeit und guten Hitzeübertragung ist, unbedenklich. Übermäßiger Verbrauch von Mitteln gegen Sodbrennen und Deodorants, die Aluminium enthalten, sind wahrscheinlichere Ursachen von Vergiftungserscheinungen. Es wurde eine Zeit lang vermutet, dass Aluminium Alzheimer hervorrufen kann. Diese Vermutung konnte nicht bewiesen werden. Ferner besteht jedoch der Verdacht, dass Aluminium Brustkrebs fördern könnte. Auch diese Vermutung ist noch nicht wissenschaftlich bestätigt.

Ökologie

Hinsichtlich der Umweltbelastung ist die gute Recyclierbarkeit von Aluminium hervorzuheben. Außerdem wird durch Leichtbau mit Aluminiumwerkstoffen (beispielsweise Aluminiumschaum, Strangpressprofile) Masse von beweglichen Teilen und Fahrzeugen gespart, was zur Energieeinsparung bei der Anwendung führt. Andererseits wird für die Elektrolyse von Aluminium sehr viel Elektroenergie benötigt. Der Abbau von Bauxit führt zu Umweltzerstörungen. Aluminium ist physiologisch unbedenklich und hat deshalb seine berechtigte Anwendung in der Nahrungsmittelindustrie.

Aluminiumlegierungen

Die erste hochfeste, aushärtbare Aluminiumlegierung bekam 1907 den Markennamen Duraluminium. Aluminium kann im schmelzflüssigen Zustand mit Kupfer, Magnesium, Silizium, Eisen, Titan, Beryllium, Chrom, Zink, Zirkon und Molybdän legiert werden, um bestimmte Eigenschaften zu fördern oder andere, ungewünschte Eigenschaften zu unterdrücken.
- Aluminiumgusslegierungen - Herstellung von Motoren- und Getriebegehäusen. Typische Aluminiumgusslegierungen sind: AlSi, AlSiCu, AlSiMg, AlCuTi, AlMg
- Aluminiumknetlegierungen - Platten und Bandproduktion durch Warmumformen (Walzen, Strangpressen). Typische Aluminiumknetlegierungen sind: AlMgSi, AlCuMg, AlMg, AlSi, AlZnMg, AlZnMgCu, AlMn
- Aushärtung von Aluminiumlegierungen - Gitterverspannung durch Abschrecken Es gibt Aluminiumknetlegierungen (AW, engl. wrought), zum Beispiel AlMg4,5Mn, und Aluminiumgusslegierungen (AC). Aluminiumgusslegierungen werden z.B. für Leichtmetallfelgen verwendet.

Verbindungen


- Aluminiumoxid Al2O3, auch als Tonerde oder Korund bekannt, liegt als weißes Pulver oder in Form sehr harter Kristalle vor und wird als Schleif- oder Poliermittel verwendet.
- Kaliumaluminiumsulfat KAl(SO4)2, bekannt als "Alaun" zum Blutstillen.
- Aluminiumacetat Al(CH3-COO)3, bekannt als essigsaure Tonerde für entzündungshemmende Umschläge.
- Aluminiumorganische Verbindungen - Triethylaluminium u.v.m. - werden im großtechnischen Maßstab als Katalysatoren in der Polyethylen-Herstellung eingesetzt. Ein weiteres Anwendungsgebiet ist die Halbleitertechnik. Hier werden flüchtige Aluminiumalkyle (Trimethylaluminium, Triethylaluminium etc.) als Vorstufen zur CVD (Chemical-Vapor-Deposition)- Abscheidung von Alumiumoxid verwendet, das man als Isolator und Ersatz für das nicht ausreichend isolierende Siliziumdioxid einsetzt.
- Bei der Aluminothermie wird Aluminium zur Gewinnung anderer Metalle und Halbmetalle verwendet (siehe auch Thermitverfahren).

Siehe auch


- Liste der größten Aluminiumproduzenten
- Aluminiummarkt

Weblinks


- [http://www.taprofessional.de/charts/Aluminium-Line-Chart.htm Charts: Kurs-Entwicklung Aluminium in Dollar]
- [http://www.aluinfo.de/index.html www.aluinfo.de]
- [http://www.kalzip.com/de/produkte/aluminium_home.htm Aluminum als Werkstoff in der Architektur] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:ErdmetallKategorie:Periode-3-Element Kategorie:Metall ja:アルミニウム ko:알루미늄 simple:Aluminium th:อะลูมิเนียม

Modifikation (Chemie)

Modifikationen (oder auch Polymorphie) sind verschiedene Kristallstrukturen einer Substanz. Sie sind aus den gleichen Atomen aufgebaut, unterscheiden sich aber in der räumlichen Anordnung ihres Kristallgitters und haben somit unterschiedliche Eigenschaften. Der Wechsel zwischen zwei Modifikationen wird als Umkristallisation bezeichnet. Siehe auch: Allotropie

Beispiele


- Als natürlich Modifikationen des Quarz (SiO_2) kommen u.a. α-Quarz und β-Quarz in der Natur vor.
- Diamant, Graphit, und Fullerene sind Modifikationen von Kohlenstoff. (Diamant ist ein Isolator, während Graphit ein anisotroper Leiter ist.)
- α-Schwefel, β-Schwefel und γ-Schwefel sind Modifikationen von Schwefel
- Weißer Phosphor, roter Phosphor und schwarzer Phosphor sind Modifikationen von Phosphor
- Eisen: α-Ferrit, δ-Ferrit , γ-Eisen Kategorie:Kristallographie

Kubisch

Das kubische Gitter dient in der Festkörperphysik, der Kristallographie oder in verwandten Naturwissenschaften zur Beschreibung des Kristall-Aufbaus eines Festkörpers. Es gibt drei verschiedene kubische Gitter, nämlich kubisch primitiv, kubisch-raumzentriert und kubisch-flächenzentriert. Im kubischen Gitter befinden sich mathematische Punkte in den Ecken von gedachten Elementar-Würfeln. In einer Kristallstruktur ist das Gitter besetzt mit Atomen, Ionen oder Molekülen.

Symmetrien

Kubische Gitter besitzen zahlreiche Symmetrien, unter anderem:
- Translationssymmetrie entlang der Kanten, Flächendiagonalen und Raumdiagonalen; das bedeutet: ein Verschieben in diese Richtungen erzeugt wieder ein identisches Gitter.
- Rotationssymmetrie um die Mittelachse (vierzählig) und um die Raumdiagonale (dreizählig); das bedeutet: ein Drehen um diese Achsen um einen Viertel- bzw. Drittelkreis erzeugt wieder ein identisches Gitter.
- Spiegelsymmetrie. Weil das Gitter nur aus mathematischen Punkten besteht, hat das Gitter sehr häufig eine höhere Symmetrie als die Kristallstruktur, die aus Atomen, Molekülen oder Ionen aufgebaut ist.

Spezialfälle


Spiegelsymmetrie

Kubisch-Primitives Gitter

Im kubisch-primitiven Gitter (auch simple cubic) befinden sich die Gitterpunkte an den Würfelecken. Die Raumerfüllung beträgt bei gleich großen, sich berührenden Kugeln auf den Gitterplätzen ca. 52%.

Kubisch-Raumzentriertes Gitter (Wolfram-Typ)

Im kubisch-raumzentrierten Gitter (krz, auch bcc für body centered cubic) befinden sich zusätzlich Gitterpunkte in der Mitte des Würfelvolumens. Die Raumerfüllung beträgt ca. 68%. Sie misst damit nur 92% des kubisch-flächenzentrierten Gitters. Die größte Gitterlücke ist die Oktaederlücke. Oktaederlücke

Kubisch-Flächenzentriertes Gitter (Kupfer-Typ)

Im kubisch-flächenzentrierten Gitter (kfz, auch fcc für face centered cubic) befinden sich zusätzliche Gitterpunkte in den jeweiligen Flächenmitten der Würfelflächen. Die Raumerfüllung beträgt ca. 74%. Dies entspricht damit einer dichtesten Kugelpackung, daher findet man auch die Bezeichnung kubisch-dichteste Packung. Die größte Gitterlücke ist die Tetraederlücke.

Siehe auch


- Kubisches Kristallsystem
- Perkolationstheorie Kategorie:Kristallographie

Korund

Korund ist mit einer Härte von 9 nach dem Diamant das zweithärteste natürlich vorkommende Mineral. Als Aluminiumoxid mit der chemischen Zusammensetzung Al2O3 gehört es zur Klasse der Oxide und kristallisiert im trigonalen Kristallsystem. Die Farbe ist je nach Verunreinigung sehr variabel, neben farblosen Varianten gibt es auch braune, graue, rosafarbene, rote, gelbe, grüne, violette oder blaue Steine. Besonders wertvolle Korundformen sind der Rubin, Saphir; eine Variante des letzteren ist der rosa-orangefarbene Padparadscha.

Vorkommen

Korund tritt mit Spinell und Magnetit vergesellschaftet in einer massiven schwarz gekörnten Form auf, daneben auch als säuliger oder tonnenförmiger Kristall. Man findet ihn hauptsächlich in natriumreichen magmatischen Gesteinen wie z. B. Granit oder Pegmatiten, daneben auch in metamorphen Gesteinen wie Gneis oder Marmor. Schließlich kommt er auch als sehr verwitterungsbeständige Substanz in Edelsteinseifen aus Flusssedimenten vor, insbesondere in Burma und Sri Lanka.

Synthetische Fertigung

Seit dem späten 19. Jahrhundert werden Korunde synthetisch produziert. Im Jahre 1902 gelang es dem Franzosen Auguste Verneuil erstmals, aus Aluminiumoxid und gezielt ausgewählten Zusatzstoffen künstliche Rubine herzustellen. Kurz vor dem 1. Weltkrieg erhielt der deutsche Chemiker Paul Moyat das Reichspatent für die Herstellung künstlichen Korundes (Normalkorund) der aus dem Rohstoff Bauxit in einem Lichtbogenofen (Elektroschmelze - ca. 2120°C) reduziert wurde. Beimengungen zur Reduzierung der unerwünschten Begleitstoffe waren wahrscheinlich Eisenspäne und Koks. Das Resultat war ein brauner Korund (96% Al2O3), am Boden setzte sich Ferrosilizium (FeSi) ab. In der Folge wurden so genannte Edelkorunde entwickelt, auch Edelkorund weiß genannt. Rohstoff war kalzinierte Tonerde, das Resultat aus der Aufspaltung von Bauxit in Tonerde und Rotschlamm im Bayer-Verfahren. Diese wurde im Elektro-Lichtbogenofen zu Edelkorund weiß erschmolzen (99,7% Al2O3). Durch gezielte Beimengung von Chromoxid (0,2%) entstand Edelkorund rosa und mit einem Anteil von 2 % so genannter Rubinkorund, der allerdings nicht zu Schmucksteinen verarbeitet werden kann. Bemerkenswert ist auch, dass diese Korunde durch den Einfluss von Säuren oder Basen, abgesehen von einer Schmelze von NaOH, nicht mehr veränderbar sind; sie können lediglich bei einer Temperatur von etwa 2.050°C wieder verflüssigt werden.

Bedeutung als Rohstoff

Die massive Form des Korunds wird industriell und im Werkzeugbereich wegen ihrer großen Härte als Schleifmittel (Schleifpapier, Trennscheiben usw.) eingesetzt. Korund wird auch als Strahlmedium zum Sandstrahlen benutzt, da normaler Sand die Lungenkrankheit Silikose hervorrufen kann. Außerdem findet Korund auch Verwendung als Zuschlagsstoff für Hartbetone und zu Keramikfliesen, um deren Rutschfestigkeit zu gewährleisten. Als Alumina (Tonerde) findet sich Korund zudem in Technischer Keramik für harte, abrieb- und korrosionsfeste Anwendungen. Besonders schöne Korund-Exemplare finden auch als Schmuckstein Verwendung. Letztere können allerdings nicht aus künstlichen Korunden geschliffen werden.

Schmucksteine

Technischer Keramik Durch Verunreinigungen entstehen aus dem eigentlich farblosen Aluminiumoxid eine ganze Reihe bekannter Schmuck- bzw. sogar Edelsteine. Die roten Steine enthalten Chromionen und werden traditionell Rubine genannt, alle anderen werden im weiteren Sinne als Saphire bezeichnet, im engeren Sinne bezieht sich dieser Name aber nur auf die blauen Varianten, deren Farben durch Beimengungen von Eisen-, Titan- und Vanadiumionen entstehen. Ein besonderer Effekt, der sich manchmal im Korund zeigt, ist der so genannte Asterismus, ein sechsstrahliger Stern aus hellem Licht, der je nach Blickwinkel durch Reflexion an mikroskopischen Rutil-Nadeln entsteht. Um ihn besonders prägnant herauszuarbeiten, wird für Korunde häufig die Schliffform des Cabochons oder Mugelschliffs gewählt, bei der keine Facetten in den Stein eingeschliffen werden. Siehe auch: Liste von Mineralen

Weblinks


- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Korund Korund im Mineralienatlas WiKi]
- http://www.beyars.com/edelstein-knigge/lexikon_290.html
- http://webmineral.com/data/Corundum.shtml Kategorie:Schmuckstein Kategorie:Mineral ja:コランダム

Bauxit

Der Bauxit ist ein Gemenge von Tonerdemineralen (Aluminiumoxiden und Aluminiumhydroxiden wie Hydrargillit und Diaspor), welche zusätzlich oft noch durch andere Minerale verunreinigt sind. Seinen Namen (vom frz. bauxite) hat es nach dem ersten Fundort, Les Baux-de-Provence in Südfrankreich, wo es 1821 entdeckt wurde.

Eigenschaften

Bauxit besteht zu 50 bis 80% aus Aluminiumoxid, Al2O3. Außerdem sind noch wasserhaltiges Eisen(III)oxid, Kieselsäure, und Titandioxid (TiO2) enthalten. Chemisch lässt sich Bauxit am besten als Al2O3 · H2O Komplex beschreiben. Bauxit ist meist weiß, erhält aber durch Eisenverbindungen eine Rotfärbung. Bauxit ist ein Verwitterungsprodukt aus tonhaltigem Kalk-Silikatstein.

Verwendung

Bauxit ist der wichtigste Rohstoff für die Aluminiumherstellung durch Schmelzflusselektrolyse. Bauxit kommt auch bei der Herstellung von Schleifmitteln und feuerfesten Ziegeln zum Einsatz. Ebenso wird er zur Schmierölraffination und als Katalysatorträger verwendet. Außerdem wird aus Bauxit das Element Gallium industriell gewonnen.

Vorkommen und Gewinnung

Die bedeutendsten Förderländer sind Australien, Guinea, Jamaika und Brasilien, weitere Vorräte befinden sich in Frankreich, Spanien, Griechenland, Ungarn, Rumänien, Japan, Russland, Nordchina, Guyana und Suriname. Im Jahre 1998 betrug die Weltförderung rund 128 Millionen Tonnen. Die aus heutiger Sicht wirtschaftlich abbauwürdigen, gesicherten Bauxitvorkommen dürften den Bedarf der nächsten 200 Jahre decken. Bauxit wird überwiegend im Tagebau gefördert. Dabei werden im Idealfall die durch den Abbau freigesetzten humushaltigen Erdschichten im Sinne einer nachhaltigen, umweltgerechten Entwicklung zunächst zwischengelagert und später zur Rekultivierung verwendet. Gereinigtes Bauxit zur Aluminiumherstellung wird nach dem Bayer-Verfahren hergestellt. Dieses Verfahren beruht darauf, dass sich die Aluminiumhydroxide des fein gemahlenen Bauxits in Natronlauge bei höherer Temperatur leicht lösen und dass sich aus der vom Rückstand (Rotschlamm, hauptsächlich die unlöslichen Eisenverbindungen) abgetrennten, verdünnten Aluminatlauge beim Abkühlen nach Impfen mit frischem Aluminiumhydroxid als Kristallisationskeim reines Aluminiumhydroxid abscheidet. Aus dem getrocknetem Aluminiumhydroxid (Reinbauxit) wird unter Zusatz von Kryolith eine Schmelze hergestellt, welche elektrolytisch zersetzt wird. Diese Art der Aluminiumgewinnung nennt man Schmelzflusselektrolyse.

Weblinks


- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Bauxite Mineralienatlas Bauxit] Siehe auch: Liste der Gesteine. Kategorie:Gestein ja:ボーキサイト ko:보크사이트

Natronlauge

Natronlauge ist die Bezeichnung für eine wässrige, stark alkalische Lösung von Natriumhydroxid (NaOH). Das Natriumhydroxid löst sich unter starker Wärmebildung sehr gut in Wasser. Die konzentrierte Natronlauge enthält pro Liter 762 g Natriumhydroxid. Die Dichte beträgt 1,524 g/ml. Natronlauge ist eine der am häufigsten verwendeten Labor- und Industriechemikalien. Konzentrierte Natronlaugen wirken auf der Haut stark ätzend und selbst stark verdünnte Natronlauge kann die Hornhaut der Augen so schädigen, dass es zur Erblindung kommt. Einmolare Natronlauge (eine Lösung, die ein Mol (40 g) in einem Liter enthält) hat einen pH-Wert von 14.

Gewinnung

Natronlauge wird meistens durch Elektrolyse aus Natriumchlorid gewonnen (zu über 90 % der Weltproduktion). Dabei wird auch Chlor produziert. Der große Bedarf der chemischen Industrie an Natronlauge hat maßgeblich zur Entwicklung der Chlorchemie beigetragen (Beispiel: Polyvinylchlorid als Weiterverwendung des Chlors). Kategorie:Chemische Lösung

Hydrargillit

Das Aluminiumhydroxid, Summenformel Al(OH)3 wird nach seinen Erscheinungsformen unterschieden und hat amphoteren Charakter.

Modifikationen

Vom Aluminiumorthohydroxid Al(OH)3 sind drei Modifikationen bekannt:
- monokliner Hydrargillit (α-Al(OH)3)
- hexagonaler Bayerit (β-Al(OH)3)
- Nordstrandit Weiterhin existiert das wasserärmere Aluminiummetahydroxid (Aluminiumoxidhydroxid) AlO(OH) von dem folgende Variationen existieren:
- orthorhombischer Böhmit (α-AlO(OH))
- rhombischer Diaspor (β-AlO(OH))

Vorkommen

Die Aluminiumhydroxidmodifikationen Hydrargillit und Bayerit kommen in der Natur als Bestandteile des Bauxit vor.

Synthese

Durch Fällung von Aluminiumhydroxid mit Ammoniak in wäßriger Aluminiumsalzlösung erhält man eine als Aluminiumoxidhydrat bezeichnet amorphe und voluminöse Form, die sich über die Zeit langsam über Bayerit und Böhmit in den thermodynamisch stabilen Hydrargillit wandelt. Wird Kohlendioxid in eine Natriumaluminatlösung eingeleitet bildet sich bei 80 °C kristallines α-Al(OH)3. Bei geringerer Temperatur würde zunächst Bayerit entstehen, der allmählich in α-Al(OH)3 übergeht. Durch Erhitzung von Hydrargillit auf 300 °C wird eine teilweise Entwässerung zu kristallisiertem Böhmit erwirkt. Diaspor wird dargestellt in dem Böhmit in wäßriger Natronlauge unter Druck (50 MPa) auf 380 °C erhitzt wird. Werden die verschiedenen Aluminiumhydroxidformen durch starkes erhitzen dehydriert, erhält man schließlich Aluminiumoxid Al2O3.

Reaktionsverhalten

Unter Einwirkung von Basen wird Aluminiumhydroxid in Aluminate überführt: Al(OH)_3 + OH^- \to [Al(OH)_4]^- In Säuren reagiert es zu den entsprechenden Aluminiumsalzlösungen. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist dabei abhängig von der beteiligten Modifikation, so ist die Löslichkeit in Säuren bei amorpher Struktur wesentlich größer als bei kristalliner Form.

Verwendung

Bayerit und Hydrargillit treten als Zwischenprodukte bei der Aluminiumgewinnung in Erscheinung.

Wiki-/Weblinks

Siehe auch:
- Chemikalienliste
- WikiProjekt Chemikalien
- Portal:Chemie Kategorie:Chemische Verbindung th:อะลูมิเนียมไฮดรอกไซด์

Elektrolyt

Ein Elektrolyt ist ein Stoff, der beim Anlegen einer Spannung den elektrischen Strom leitet (Leiter), wobei seine elektrische Leitfähigkeit und der Ladungstransport durch die Bewegung von Ionen verursacht wird. Elektrolyte sind wie ionisierte Gase Ionenleiter.

Einteilung

Elektrolyte sind im weitesten Sinne Stoffe, die zumindest teilweise in Ionen vorliegen. Man unterscheidet dabei
- Flüssigkeiten
  - starke Elektrolyte, die vollständig in Ionen gespalten werden, wenn sie gelöst werden, und
  - schwache Elektrolyte, die zum Teil als Moleküle in Lösung gehen. :Die wichtigsten Elektrolyte sind demzufolge entweder Salze, Säuren oder Basen.
- Festkörper

Flüssigkeiten

Elektrolyte im Sinne von Ionenleitern erfordern bewegliche Ionen. Daher sind alle Flüssigkeiten, die Ionen enthalten, Elektrolyte. Flüssige Elektrolyte sind sowohl die Salzschmelzen und die ionische Flüssigkeiten als auch alle flüssigen Lösungen von Ionen. Salzschmelzen und ionische Flüssigkeiten bestehen im Extremfall nur aus Ionen, sie können aber gelöste Moleküle enthalten. Bei wässrigen oder organischen Elektrolytlösungen ist es umgekehrt: Hier besteht das Lösungsmittel aus Molekülen, und die Ionen sind darin gelöst. Die Herstellung einer Elektrolytlösung kann dabei im bloßen Auflösen von schon vorhandenen Ionen bestehen, oder in einer chemischen Reaktion, bei der Ionen entstehen, beispielsweise einer Säure-Base-Reaktion wie bei der Auflösung von Molekülen wie Chlorwasserstoff oder Ammoniak in Wasser.

Festkörper

Auch Festkörper können bewegliche Ionen enthalten. Gerade bei hohen Temperaturen werden beispielsweise in aus Ionen bestehenden Festkörpern Ionen beweglich. Es gibt aber auch feste Elektrolyte, die bei Raumtemperatur verwendet werden können, oder bei nur wenig erhöhten Temperaturen. Dazu gehören auch die in manchen Brennstoffzellen verwendeten Polymerelektrolyt-Membranen. Sie bestehen aus einem Kunststoffgerüst, das ionische Seitengruppen enthält. Wichtige Ionenleiter sind z.B. manche Natriumaluminate. Neben der Anwendung in Brennstoffzellen sind Festelektrolyte auch in Sensoren wichtig, etwa der Lambdasonde, die einen für Sauerstoffionen leitenden Elektrolyt enthalten.

Biologische Elektrolyte

Die wichtigsten Ionen biologischer Elektrolyte sind Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium, Chlorid, Phosphat und Hydrogencarbonat. Sie sind im Cytosol enthalten, und für die Funktion der Zellen unentbehrlich. Noch weitere Ionen sind als Spurenelemente für die Zelle notwendig, doch sind die genannten Ionen besonders bedeutend im Hinblick auf das Elektrolytgleichgewicht der Zelle, da sie bei der Regulierung des osmotischen Drucks eine herausragende Rolle spielen.

Physiologie

Alle höheren Lebensformen halten ein subtiles und komplexes Elektrolytgleichgewicht zwischen ihrem intrazellulären (in ihren Zellen) und extrazellulären (außerhalb oder zwischen ihren Zellen) Milieu aufrecht. Insbesondere ist die Aufrechterhaltung genauer osmotischer Gradienten wichtig. Diese Gradienten beeinflussen und regulieren den Wasserhaushalt des Körpers und den pH-Wert des Blutes. Auch für die Funktion von Nerven- oder Muskelzellen spielen Elektrolyte eine zentrale Rolle. Die Regelung der Elektrolytkonzentration in der Zelle erfolgt mit Hilfe von Ionenkanälen. Das Elektrolytgleichgewicht wird aufrecht erhalten durch die Zufuhr elektrolythaltiger Nahrung und Substanzen und wird reguliert durch Hormone. Ein Überschuss wird im Allgemeinen über die Niere ausgeschieden. Beim Menschen wird die Homöostase (Selbstregulation) der Salze durch Hormone wie Antidiuretisches Hormon (ADH], Aldosteron und Parathormon (PTH) gesteuert. Schwer wiegende Elektrolytstörungen können zu Herz- und Nervenschäden führen und sind meist medizinische Notfälle. Gemessen werden die Elektrolyte über Blut- und Urintests. Die Deutung dieser Werte ist schwierig ohne Betrachtung der Anamnese und oft unmöglich ohne die gleichzeitige Untersuchung der Nierenfunktion. Die am häufigsten untersuchten Elektrolyte sind Natrium und Kalium. Der Chloridspiegel wird selten gemessen, da er inhärent mit dem Natriumspiegel zusammenhängt.

Ernährung

Elektrolythaltige Getränke mit Natrium- und Kaliumsalzen werden benutzt, um Elektrolyte nach Dehydratation nachzufüllen. Verursacht wird dieser Flüssigkeits- und damit Elektrolytverlust durch Sport, starkes Schwitzen, Durchfall, Erbrechen oder Unterernährung. Reines destilliertes Wasser ist nicht hilfreich, da es den Körperzellen Salze entzieht und deren chemische Funktionen beeinträchtigt. Dies kann zu Hyperhydration führen. Sportgetränke enthalten neben den Elektrolyten große Mengen Kohlenhydrate (z.B. Glukose) als Energiespender. Für gewöhnlich sind die frei verkäuflichen Getränke isotonisch, d.h. deren Osmolarität liegt nahe der des Blutes. Hypotonische (niedrigere Osmolarität) und Hypertonische (höhere Osmolarität) Getränke sind verfügbar für Leistungssportler abhängig von deren besonderen Ernährungsbedürfnissen. Sportgetränke enthalten sehr viel Zucker und sind daher nicht auf Dauer für Kinder geeignet. Auch erwachsenen Dauernutzern ist Vorbeugung gegen Zahnkaries empfohlen. Elektrolyt- und Sportgetränke können auch selbst hergestellt werden durch die richtigen Anteile Zucker, Salz und Wasser.

Elektrochemische Anwendungen

Eine wichtige Anwendung von Elektrolyten ist der Gebrauch bei der Elektrolyse, einschließlich der Galvanik. Elektrolyte sind auch notwendige Bestandteile von Batterien, Akkumulatoren und Elektrolytkondensatoren. Zum Herkunft des von Michael Faraday geprägten Begriffes Elektrolyt siehe auch „Faradaysche Gesetze“, zur Bedeutung der Elektrolytkonzentration siehe auch Nernst-Gleichung. Kategorie:Elektrotechnik Kategorie:Elektrochemie ja:電解液

Eloxieren

Eloxal ist die Abkürzung für elektrolytisch oxidiertes Aluminium. Aluminium wird elektrolytisch oxidiert, um eine 5 bis 25 µm dünne Schicht zu erzeugen, die das sehr unedle Metall vor Korrosion schützt. Eloxiert wird üblicherweise mittels Gleichstrom in Schwefelsäure bzw. Oxalsäure-Elektrolyten. Das Aluminium wird dabei als Anode geschaltet, man nennt daher das Verfahren auch Anodisieren. Es werden teils aber auch Wechselstrom-Verfahren (Ematal-Verfahren), wobei beide Elektroden von Aluminiumwerkstücken gebildet werden, eingesetzt.

Verfahren

Zunächst werden die Aluminiumteile vorbehandelt, also gereinigt und gebeizt, um anhaftenden Schmutz sowie die dünne natürliche Oxidschicht zu entfernen. Danach erfolgt das eigentliche Eloxieren, zuweilen wird dann die frische poröse Schicht mit Farbstoffen gefärbt, und schließlich folgt das Verdichten, üblicherweise einfach mit heißem Wasser oder Dampf. Es gibt auch die Möglichkeit des chemischen Verdichtens, das meist in Kombination mit Dampfverdichten eingesetzt wird. Eloxiertes und anschließend gefärbtes Aluminium sollte möglichst im zweistufigen Sealverfahren behandelt werden, um ein Ausbluten der Farbstoffe zu vermeiden. Stufe 1 im Nickelacetatbad 15 min bei 60 °C. Stufe 2 im Heißwasserbad 3 min pro 1µm Schichtdicke.

Anwendung

Relativ dicke Eloxalschichten werden vor allem als Korrosionsschutz in der Bauindustrie, aber auch für Automobilteile und Haushaltsgegenstände eingesetzt. Gefärbte dünnere Schichten dienen vorwiegend dekorativen Zwecken.
Ein Spezialfall sind Harteloxalschichten, die sehr viel dicker und härter sind und ausschließlich technischen Anwendungen dienen. U.a. als Schutz gegen Abrieb, da unbehandeltes Aluminium sehr weich ist und einem starken Verschleiß unterliegt.Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Beschichtungstechnik

Hygroskopisch

Hygroskopie (v. griech.: hygrós = feucht, nass + skopein = anschauen) bezeichnet in der Chemie und Physik die Eigenschaft, Feuchtigkeit aus der Umgebung (meist in Form von Wasserdampf aus der Luftfeuchtigkeit) aufzunehmen. Die aufnehmenden Stoffe - soweit es sich um feste Stoffe handelt - zerfließen oder verklumpen meistens durch die Wasseraufnahme. Hygroskopie wird oft fälschlicherweise als Hydroskopie (aufgrund des griechischen Wortes hydrós = Wasser) bezeichnet.

Anwendungen

Stark hygroskopische Stoffe wie zum Beispiel Calciumchlorid, Magnesiumchlorid oder Silicagel werden als Trockenmittel verwendet. Letztere bleiben auch im gesättigten Zustand rieselfähig und formstabil und liegen oftmals Gegenständen, die vor Feuchtigkeit geschützt werden sollen (elektronische oder optische Geräte), in einem Beutel bei. Eine andere Anwendung ist die Bindung von Wasser in Kältemaschinen (z.B. Absorptionskältemaschine). Durch hygroskopische Stoffe kann der Dampfdruck des Wassers in der darüberliegenden Atmosphäre verringert werden, sofern der Raum dicht ist. Als Grundlage dafür ist anzusehen, das der hygroskopische also wasseranziehende Stoff selber einen geringeren Dampfdruck besitzt als der Dampfdruck des umgebenden Raumes.

Unerwünschte Effekte

Die Eigenschaft ist in der Praxis oft unerwünscht, zum Beispiel, wenn Kochsalz aufgrund von aufgenommener Luftfeuchtigkeit verklumpt. Kochsalz ist allerdings nicht selbst hygroskopisch, die Feuchtigkeitsaufnahme resultiert aus Spuren von Magnesiumchlorid im Kochsalz. Auch in anderen Bereichen ist dieser Effekt von Bedeutung. Die Bremsflüssigkeit von Autos neigt ebenfalls dazu, Wasser zu binden. Wird beim Bremsen das Wasser dann erhitzt, kommt es zur Wasserdampfbildung im Bremssystem, wodurch die Bremsleistung rapide absinkt. Deshalb ist ein zweijähriger Wechsel der Bremsflüssigkeit vorgeschrieben. Kategorie:Physik Kategorie:Chemie

Porös

In der Geologie, Hydrogeologie und Bodenkunde bezeichnet die Porosität das Verhältnis des Volumens aller Hohlräume eines porösen Festkörpers zu dessen äußerem Volumen. Es handelt sich also um ein Maß dafür, wie viel Raum der eigentliche Feststoff aufgrund seiner Körnung oder Klüftung innerhalb eines bestimmten Volumens ausfüllt bzw. welche Hohlräume er in diesem hinterlässt. Die Poren sind dabei in der Regel mit Luft und/oder Wasser gefüllt. Die Porosität wird üblicherweise in Prozent oder als Fraktion (Bruchteile von 1 = %/100) angegeben und mit dem Formelbuchstaben Φ bezeichnet. Die Gesamtporosität einer Probe setzt sich zusammen aus der Summe der Hohlräume, die untereinander und mit der Umgebung in Verbindung stehen (Nutzporosität) und den nicht miteinander verbundenen Hohlräumen (abzementierte oder geschlossene Porosität).
In der Erdöl-/Erdgasindustrie spielt die Nutzporosität eine große Rolle, da nur durch die untereinander in Verbindung stehenden Poren Fluide (Wasser, Öl oder Gas) fließen können. Weiterhin gibt die Nutzporosität an, wie viel Kohlenwasserstoffe maximal in einer Lagerstätte vorhanden sein können. In der Werkstoffkunde erfolgt die Klassifizierung poröser Materialien nach der Größe der Poren: mikroporös: Poren < 2 nm mesoporös: Porengröße zwischen 2 und 50 nm makroporös: Poren > 50 nm

Typische Werte

Typische, real gemessene Gesamtporositäten:
- Sandstein: 5 bis 40 %, typisch 30 % (abhängig von Korngrößenverteilung, Art des Bindemittels und Konsolidierung)
- Kalkstein oder Dolomit: 5 bis 25 % (abhängig von Lösungsprozessen durch Grundwasser und Verwitterung)
- Tonstein: 20 bis 45 % (aufgrund des kleine Durchmessers der Poren jedoch kein Speichergestein)
- Schieferton: <10%
- Böden, lockere Sande und Kies: bis über 40 % Sedimente und Sedimentgesteine weisen ein ePorosität von etwa 10-40 % auf, Metamorphite und Magmatite hingegen nur rund 1-2 % Einstufung von Porositäten im Hinblick auf Lagerstättenbewertung: Kategorie:Geologie

Aluminothermie

Die Aluminothermie ist ein in Laboratorium und Technik angewandtes Verfahren zur Herstellung metallischer und halbmetallischer Elemente E aus den entsprechenden Oxiden EO durch die Umsetzung mit elementarem Aluminium gemäß folgender Gleichung: 2 Al + 3 EO ------> Al2O3 + 3 E Das Verfahren wurde erstmals 1894 von Hans Goldschmidt durchgeführt, und wird daher oftmals auch als "Goldschmidt-Verfahren" bezeichnet. Die Aluminothermie (oft auch vereinfachend "Alumothermie" genannt) macht sich dabei die besonders hohe Affinität von Aluminium zu Sauerstoff zunutze, welche die eigentliche Triebkraft der Reaktion darstellt (2Al + 3O2 -> Al2O3 ; dH = -1677 kJ/mol). Die aluminothermische Reaktion ist stark exotherm, die erreichten Temperaturen betragen stellenweise bis 2000-2500 °C, so dass die gesamte Reaktionsmischung als Schmelze vorliegt. Trotzdem bedarf die Reaktion einer Initiierung durch eine "Zündkirsche" (üblicherweise ein Gemisch aus Magnesium und Bariumperoxid). In modifizierten Varianten der Reaktion (insbesondere bei der Gewinnung von Bor und Silizium) wird zusätzlich elementarer Schwefel beigefügt. Nach erfolgter Reaktion kann das gewonnene (Halb)metall in Form eines Regulus aus der Schlacke herausgebrochen werden. Auf diese Weise lassen sich unter anderem die Elemente Eisen (Fe), Chrom (Cr), Mangan (Mn), Titan (Ti), Zirkonium (Zr), Bor (B) und Silizium (Si) herstellen. Als Nebenprodukt fällt Aluminiumoxid an. Großtechnisch findet die Aluminothermie dort Verwendung, wo die billigere Reduktion durch Kohlenstoff nicht möglich ist (etwa aufgrund von Carbidbildung als Nebenreaktion), so beispielsweise bei der Gewinnung von Chrom auf nichtelektrolytischem Wege. Kategorie:Chemische Reaktion

Edelstein

Schmucksteine sind Minerale, welche im Allgemeinen als schön empfunden werden und als Schmuck Verwendung finden. Zu den Schmucksteinen werden vor allem Edel- und "Halbedelsteine" in Schmuckqualität gezählt, aber auch andere Steine, wie beispielsweise Bernstein, Pechkohle oder relativ kleine und formschöne Fossilien. Die Lehre von Edelsteinen wird auch Gemmologie genannt. Gemmologie Der Handel zählt auch Perlen und Korallen zu den Schmucksteinen. Manche Minerale sind entweder zu selten oder zu brüchig, um zu Juwelen verarbeitet zu werden (beispielsweise Leucit), werden aber trotzdem von Sammlern und Museen hoch geschätzt, obwohl sie nicht zu den Schmucksteinen im eigentlichen Sinne zählen.

Allgemeine Geschichte

Vermutlich schon seit der Altsteinzeit finden Steine auch als Schmuck Verwendung, beispielsweise wurden versteinerte Seelilienstielglieder (Trochiten), ähnlich wie Perlen, zu einer Halskette verarbeitet und getragen. In der Antike wurden Edelsteine neben Gold, Silber und anderen Materialien zu Schmuck verarbeitet. Der Diamant zählte schon damals zu den wertvollsten Edelsteinen. Daneben waren auch Smaragd, Rubin, Saphir und Beryll bekannt. Als Schmuckstein fand aber auch der Bernstein Verwendung. Da Schmucksteine meist auch einen beträchtlichen Wert darstellten, wurden diese nicht selten gefälscht. Die Farbe von einigen, billig zu beschaffenden Mineralien, beispielsweise Achat, wurde durch Brennen oder Einfärben verändert und anschließend unter falscher Bezeichnung teurer weiterverkauft. Im Altertum und Mittelalter wurden Juwelen nur mehr oder weniger rund geschliffen, der Facettenschliff kam erst in der frühen Neuzeit auf.

Minerale

Minerale in entsprechender Qualität finden oft als Schmuckstein Verwendung. In Abhängigkeit von der Mineralart (beispielsweise Diamant, Bernstein, Malachit) werden unterschiedliche Kriterien zur Qualitätsbestimmung angewandt. Oft entscheidet die Lichtdurchlässigkeit, Reinheit und Farbe über die Verwendung und den Wert als Schmuckstein. Bei dem wertvollsten Schmuckstein, dem Diamanten, zieht man vier Eigenschaften heran, die Schliffform, das Gewicht in Karat, die Farbe und die Reinheit, von denen sich nur die erste vom Menschen beeinflussen lässt. Manche Minerale besitzen Einschlüsse aus Fremdmaterial, die den Wert des Steins mindern, aber auch steigern können. Auch der Fundort kann einen Unterschied in feinen Details der individuellen Ausprägung machen, die wiederum einem Spezialisten die Herkunft des Steins verraten. Schmucksteine werden zum Teil wärme- oder radioaktiv behandelt, um ihre optischen Eigenschaften zu verbessern oder zu ändern. Die Farbe von Amethysten schlägt beispielsweise nach einer Wärmebehandlung von violett zu gelb um. Anschließend wird das behandelte Mineral als „Topas“ in den Handel gebracht. In Deutschland müssen diese künstlich behandelten Minerale entsprechend gekennzeichnet sein. Minerale in Schmuckqualität werden auch synthetisch hergestellt, so beispielsweise Zirkonia oder Korund. Die Qualität von synthetischen Diamanten konnte in den letzten Jahren stark verbessert werden, so dass diese zum Teil jetzt auch als Schmuckstein Verwendung finden.

Edelsteine

Korund Edelsteine sind sehr seltene Minerale, die sich durch besondere Schönheit sowie große mechanische Widerstandsfähigkeit auszeichnen. Welches Mineral zu den Edelsteinen gezählt wird oder nicht ist eine rein subjektive Wahrnehmung und steht in direktem Zusammenhang mit dem jeweiligem Kulturkreis sowie dem entsprechendem Zeitalter. Bekannte Edelsteine sind beispielsweise Diamant, Rubin, Saphir und Smaragd. Meist werden Edelsteine heute zu kristallähnlichen Formen geschliffen, um die Lichtreflexion und den Glanz zu erhöhen, aber auch um dem Mineral eine ansprechende Form zu geben. Bei in Brillantschliff geschliffenen Diamanten spricht man von Brillanten. Allgemein werden geschliffene Edelsteine auch als Juwelen bezeichnet.

Klassifikation

Neben den weiter oben schon erwähnten Klassifikationsmerkmalen, wie Lichtdurchlässigkeit, Reinheit und Farbe, gibt es unter anderem noch folgende Kriterien, die an die Kriterien der Mineralbestimmung angelehnt sind: Zu den angewandten Kriterien zählt zunächst die chemische Zusammensetzung, Diamanten bestehen beispielsweise aus Kohlenstoff, Rubine aus chromgefärbtem Aluminiumoxid (Al2O3). Weiterhin werden Edelsteine auch nach ihrem Kristallsystem, der Art des Kristallgitters unterschieden, das beispielsweise kubisch, trigonal oder monoklin sein kann. Der so genannte Habitus, die Form, in welcher der Edelstein in der Natur zu finden ist, ist ein weiteres Klassifikationskriterium. Edelsteinsorten werden oft weiter in unterschiedliche Varietäten unterteilt: Die Bezeichnung des Korund wird durch seine Farbe festgelegt: Roter Korund wird etwa als Rubin gehandelt, ein spezielles rot-orange als Padparatscha. Die restlichen Farben firmieren unter der Sammelbezeichnung Saphir. Auch Diamanten können in unterschiedlichen Farbtönungen vorkommen, die dann als „fancy diamond“ bekannt sind. Beryll findet man als Smaragd (grün), Aquamarin (blau), Bixbit (rot), Goschenit (farblos), Heliodor (gelb) oder Morganit (rosa). Physikalische Unterschiede manifestieren sich im Brechungsindex, der Dispersion, der spezifischen Dichte, der Härte, Spaltbarkeit, Sprödigkeit und dem Glanz. Edelsteine wie Alexandrit können durch Pleochroismus mehrfarbig oder doppelbrechend sein. Charakteristisch ist auch ihr Absorptionsspektrum. Für den Wert eines Edelsteins spielt schließlich auch sein Gewicht eine bedeutende Rolle.

Halbedelsteine

„Halbedelsteine“, ein eher umgangssprachlicher Begriff, der heute gemäß Nomenklatur nicht mehr verwendet werden soll, sind seltene Minerale, die sich durch ihre Schönheit auszeichnen, im Gegensatz zu den Edelsteinen aber wesentlich häufiger in der Natur vorkommen; sie sind meist nicht so hart und weniger wertvoll als diese. Zu den „Halbedelsteinen“ werden unter anderem Alexandrit, Amethyst, Beryll, Granat, Lapislazuli, Malachit, Quarz, Topas, Türkis (Mineral), Zirkon, Hämatit und Pyrit in Schmucksteinqualität gezählt.

Klassifikation

Die Verwendbarkeit und der Wert eines „Halbedelsteins“ richten sich nach Kriterien, die sehr stark abhängig von der Mineralart sind. So gibt es für Erze wie Hämatit und Pyrit keine weiteren Kriterien als den Glanz und unter Umstanden die Form. Bei Granaten, Quarzen und anderen Mineralen spielen ähnlich wie bei Edelsteinen Lichtdurchlässigkeit, Reinheit und Farbe eine Rolle. Siehe auch: Cabochon, Strass, Liste_mineralischer_Schmuck-_und_Edelsteine

Weblinks


- http://www.beyars.com/de/de_edelstein-lexikon-beschreibung.html (sehr umfassend!)
- http://www.schmuckecke.de/edelsteine/eigenschaften.html (ein wenig Physik und Chemie)
- http://sternburg.de/kompend.htm
- http://www.min.uni-bremen.de/kabinett/ (Mineralienkabinett der Uni Bremen) Kategorie:Mineralogie ja:宝石 simple:Gemstone

Rubin

Ein Rubin (mittellatein rubens, rubinus rot, der Rote) ist ein Edelstein aus der Familie der Korunde. Die rote Verfärbung ist auf einen geringen Anteil von Chrom zurückzuführen. Nur die roten Korunde heißen Rubine, andere Varietäten sind Saphir oder auch Padparadscha.

Vorkommen

Rubine kommen außer in der Antarktis auf allen Kontinenten vor. Begehrt sind meist nur die asiatischen Rubine. Myanmar, Thailand und die immer seltener werdenden Lagerstätten in Sri Lanka bilden die wichtigsten Nationen für den Export von den Edelsteinen. In Asien befindet sich vor allem in Hinterindien viele Minen, aber es wurden auch in Indien, der Volksrepublik China, Pakistan und Afghanistan Rubine entdeckt. Die Ostafrikanischen Rubine (z. B. Kenia und Tansania) werden ebenfalls hoch bezahlt. Auf den Kontinenten Nordamerika (North Carolina/USA), Südamerika (Kolumbien) und Australien gibt es nur wenige Rubinfunde. In Europa gab es in Finnland, Norwegen und Mazedonien Entdeckungen von diesen Edelsteinen. Je nach Land gibt es kleine Unterschiede.

Aberglaube

Rubine galten früher als "Stein des Lebens und der Liebe". Das Aufbewahren dieses Steines verlieh angeblich dem Besitzer mehr Macht, Tapferkeit und Würde. Rubine sollten gegen den Teufel und die Pest schützen. Sternzeichen ist der Steinbock und der Monat ist der Juli.

Verwendung


- Aktives Medium in Rubinlasern
- Lagerstein in hochwertigen Uhrwerken (nur synthetische Steine)
- Schmuckstein

Geschichte

Man nimmt an, dass in der Bronzezeit bereits Rubine aus Gruben in Birma geholt und geschätzt wurden. Vor über 2000 Jahren verehrte man auch in Indien Rubine und nutzten sie als Talismane. Auch die alten Ägypter, die Griechen und die Römer kannten Rubine. Um 1800 erkannte man die Verwandtschaft zu dem Saphir. Nun konnte man auch Rubine von roten Spinellen und roten Granaten unterscheiden, die bis dorthin alle als Karfunkelsteine bezeichnet wurden. Seit 1835 kann man Rubine auch künstlich herstellen. In den 1960er entdeckte man auch die wertvollen Rubinminen in Ostafrika.

Bekannte Rubine


- Nawata Rubin (SLORC R.; 496.5 Karat; größter Rubin)
- Edward Rubin (167 Karat)
- Rosser-Reeves-Rubin (138.7 Karat)
- De-Long-Starrubin (100.32 Karat)
- Friedensrubin (25 Karat)

Weblinks


- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Korund Rubin (roter Korund) im Mineralienatlas WiKi]
- http://www.gemstone.org/gem-by-gem/german/rubinD.html
- http://goldschmiede-bender.de/wissen/edelsteine/rubin.html siehe auch: Rubellit Kategorie:Schmuckstein Kategorie:Mineral ja:ルビー ko:루비

Adsorbens

Adsorptionsmittel sind in der Regel wasserunlösliche poröse Materialien, die aufgrund ihrer großen Oberfläche Wasser oder andere Moleküle durch physische Kräfte an sich binden. Die Mittel werden zur Adsorption eingesetzt. Gängige Adsorptionsmittel sind Bentonit, Kieselgel und Aktivkohle. Anwendung:
- Trocknungstech