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Aluminothermie

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

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

Oxid

Ein Oxid (v. grch. oxys scharf, spitz, sauer) ist eine Sauerstoff-Verbindung, in der dieser die Oxidationszahl -II hat. Das O2--Ion ist nur in Schmelzen existent, nicht jedoch in wässriger Lösung, da es quantitativ zum Hydroxid-Ion reagiert. Sauerstoff bildet mit fast allen Elementen Oxide, mit Ausnahme von Helium, Neon, Argon, Krypton und Fluor. Fluor nimmt hierbei eine Sonderstellung ein, weil zwar die Sauerstoffverbindungen OF2, O2F2 und O4F2 darstellbar sind, diese Stoffe aber wegen der höheren Elektronegativität des Fluors als Sauerstofffluoride bezeichnet werden. Der überwiegende Teil der Erdkruste und des Erdmantels besteht aus Oxiden (vor allem Siliziumoxid, also Quarz/Silikaten, und Aluminiumoxid). Bekannte Oxide sind:
- Aluminiumoxid
- Calciumoxid (Gebrannter Kalk)
- Eisenoxide (Rost)
- Kohlenstoffdioxid
- Kohlenmonoxid
- Magnesiumoxid (Magnesia)
- Phosphorpentoxid
- Schwefeldioxid
- Schwefeltrioxid
- Siliziumdioxid
- Stickoxide
- Zinkoxid und nicht zuletzt
- Diwasserstoffoxid (Wasser) Sauerstoffverbindungen in anderen Oxidationsstufen sind Peroxide (-1), Hyperoxide (-½), Ozonide (-1/3) und Dioxygenyle (+½). Kategorie:Stoffgruppe ja:酸化物

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

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

Exotherm

Exotherm nennt man in der Chemie solche chemischen Reaktionen, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Man nennt auch Reaktionen, bei denen Energie freigesetzt wird, exotherm (Wärme ist thermische Energie, die eine Systemgrenze überschreitet). Typische exotherme Reaktionen sind die Verbrennung fossiler oder nachwachsender Brennstoffe. In der Kernphysik bezeichnet man eine Kernfusion oder eine Kernspaltung, die Energie in Form von Wärme abgibt, als exotherm. Eine klassische exotherme Kernfusion ist das Wasserstoffbrennen, wie es in der Sonne geschieht. Siehe auch: endotherm, exergon ---- Unterscheide: ektotherm :In der Biologie nennt man Poikilotherme (Wechselwarme) Pflanzen und Tiere auch ektotherm. Das sind Lebewesen, deren Körpertemparatur durch die Außentemperatur gesteuert wird. Dazu gehören hauptsächlich Reptilien, Insekten, n Amphibien, fast alle Fische und praktisch alle Pflanzen. Siehe dazu auch Thermoregulation. Kategorie:Chemie Kategorie:Thermodynamik Kategorie:Ökologie Kategorie:Physiologie

Bariumperoxid

Bariumperoxid ist eine chemische Verbindung der Elemente Sauerstoff und Barium mit der Summenformel BaO2. Beim Erhitzen über 700 °C gibt BaO2 Sauerstoff ab, der mit verdünnten Säuren Wasserstoffperoxid ergibt. Bariumperoxid kann auch als Oxidations- beziehungsweise Reduktionsmittel wirken. Hergestellt wird Bariumperoxid indem man Bariumoxid unter 2 bar Druck auf etwa 500 °C erhitzt. Es wird zur Herstellung von Wasserstoffperoxid verwendet, findet aber auch in Zündkirschen mit Magnesiumpulver Anwendung. Auch dient es zum Entfärben von Bleigläsern und zum Bleichen von Stroh und Seide.

Siehe auch


- Chemikalienliste Kategorie:Chemische Verbindung

Silizium

Silizium (fachsprachlich: Silicium; engl.: silicon) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Si und der Ordnungszahl 14.

Allgemeines

Silizium steht in der 4. Hauptgruppe (Tetrele) des Periodensystems der Elemente und zählt zu den Halbmetallen. Reines, elementares Silizium besitzt eine grau-schwarze Farbe und weist einen typischen metallischen Glanz auf. Halbmetall Es ist im Handel sowohl als feinkörniges Pulver als auch in größeren Stücken erhältlich. Hochreines Silizium für Solarpanels oder Halbleiter weist einen typischen metallischen, bronzenen bis bläulichen Glanz auf. Solarpanel Elementares Silizium ist für den menschlichen Körper ungiftig, in gebundener silikatischer Form ist Silizium für den Menschen essentiell. Siliziummangel führt unter anderem zu Wachstumsstörungen des Knochengerüstes. Der menschliche Körper enthält etwa 20 mg/kg Körpergewicht Silizium, der Wert nimmt im Alter jedoch ab. Silizium weist wie nur wenige andere Stoffe eine sog. Dichteanomalie auf, seine Dichte ist in flüssiger Form höher als in fester.

Geschichte

Entdeckung des Elements

Im Jahr 1811 stellten der Chemiker Joseph Louis Gay-Lussac und der französische Adlige Baron Louis Jacques Thénard (vgl. Thénards Blau) vermutlich erstmals unreines und amorphes Silizium durch Umsetzung von Siliziumtetrafluorid mit elementarem Kalium her. Ein ähnliches Vorgehen wurde 1824 von Jöns Jakob Berzelius in Schweden durch Umsetzung eines Hexafluorosilikates mit elementarem Kalium beschritten. Berzelius reinigte das so erhaltene amorphe Silizium durch Waschen auf, erkannte als erster die elementare Natur des Siliziums und gab ihm auch seinen Namen. Der Begriff Silizium leitet sich vom lateinischen Wort silex (Kieselstein, Feuerstein) ab. Er bringt zum Ausdruck, dass Silizium häufiger Bestandteil vieler Minerale ist. In der Tat ist Silizium mit einem Anteil von etwa 26 Gewichtsprozent nach Sauerstoff und noch vor Aluminium das zweithäufigste Element der Erdkruste. Der englische Begriff silicon wurde 1831 von dem Engländer Thomas Thompson vorgeschlagen. Die Endung -on soll dabei auf die chemische Verwandtschaft zum Kohlenstoff (carbon) hinweisen. Die erstmalige Herstellung reinen, kristallinen Siliziums gelang im Jahre 1854 dem französischem Chemiker Henri Etienne Sainte-Claire Deville mittels Elektrolyse.

Silizium in der Menschheitsgeschichte

Siliziumhaltige Verbindungen spielten in der Menschheitsgeschichte eine wichtige Rolle. Bereits in vorgeschichtlicher Zeit ist zum Beispiel Obsidian als besonders geeignetes Werkzeugmaterial abgebaut und durch Handel weithin verbreitet worden. Auch Flintstein wurde in Kreidegebieten in Belgien und Dänemark bergmännisch gewonnen. In gewaltigen Steinsetzungen wie Stonehenge wird religiöse und astronomische Bedeutung vermutet. Astgeflecht-Lehmbau für Herde, Öfen, Gebäude, luftgetrocknete, später gebrannte Kacheln und Ziegel und Tongefäße werden die folgende Verwendung des Siliciums darstellen. Mit den Städtegründungen aus Ziegelbauwerken wird dann auch die Unterjochung der Bauern eingesetzt haben, die wohl die am längsten ununterbrochen andauernde Bearbeitung des Siliciums zu fruchtbarem Boden bis heute fortgeführt haben. Sichere Bearbeitung und Handhabung gewaltigster Gesteinmassen wird in ägyptischer Zeit vollendet. Bei der Metallgewinnung, insbesondere bei der Stahlherstellung werden der Herde und Öfen, wird Silicat-Schlacke als Schutz vor Sauerstoffzutritt und als Form aus Ton oder Sand eingesetzt und dabei womöglich die Glasherstellung entdeckt. Gewölbebauten im Orient aus gebrannten Ziegeln werden von den Römern zu hohen Aquädukten und Innenräumen von bis zu 40 Meter Spannweite weiter entwickelt. Ein unter Wasser härtender Zement aus gebrannten Silicaten wird von ihnen entdeckt. Straßenbau für hohe Belastung und Dauerhaftigkeit auf Schotterunterbau wird in römischer Zeit entwickelt. Glasfenster machen Gebäude für die Römer auch in den nördlichen Besatzungsgebieten bewohnbar und werden von den Einheimischen übernommen. In Sandstein und Mauerstein wird der Gewölbebau in der Gotik zu höchster Vollendung gebracht. Mit Beginn der Neuzeit erweitern Fernrohr und Mikroskop den Sehsinn für Makro- und Mikrokosmos, Brillen gestatten Sehfehler zu korrigieren. Entdeckung der Porzellanherstellung im 18, Jh. Im 19 Jh. werden Stahl-(Silicium als Legierung, Flussmittel, Formsand, Sauerstoffschutz), Zement-, Glas-Herstellung als Großindustrien entwickelt, ebenfalls die Kunstdüngerherstellung. Säure-, basen-, feuerfeste Glasbehälter gestatten, die Forschung in der Chemie zu erweitern. Wie für die Glühlampe werden evakuierte Glaskolben in Röntgen-, Kino-, Radio-, Fernsehgeräten verwendet. 1947 entdecken John Bardeen, Walter Brattain und William Shockley den regelbaren elektrischen Widerstand, den Transistor, zunächst an einem Germaniumkristall. und es dauert einige Zeit, bis das verbindungsfreudige Silicium in die für Halbleitereigenschaften notwendige Reinheit isoliert werden kann. 1956 entwickeln unabhängig von einander Robert Noyce bei Fairschild und Jack S. Kilby bei Texas Instruments die Integrierte Schaltung. 1970 wird bei Intel die pogrammierbare Integrierte Schaltung, die Vorstufe zum Mikroprozessor entwickelt. November 2005 werden erste erfolgversprechende Versuchsergebnisse mit Siliciumlasern berichtet.

Vorkommen

Etwa 26 Gewichtsprozent der Erdrinde bestehen aus Silizium, es tritt in der Natur ausschließlich als Oxid auf, und zwar entweder in Form von Siliziumdioxid oder in Form silikatischer Mineralien. Intel Wesentliches Bauelement aller Silizium-Sauerstoff-Verbindungen sind dabei immer SiO4-Tetraeder. Durch Polykondensation solcher SiO4-Tetraeder, die über gemeinsame Ecken, Kanten oder Flächen verknüpft werden, können komplexe Ketten, Ringe, Schichten und andere Vernetzungsmuster ausgebildet werden. So bestehen Sand und Quarz vorwiegend aus Siliziumdioxid. Viele Halbedelsteine bestehen im wesentlichen aus Siliziumdioxid, etwa der Bergkristall, Amethyst, Rosen-und Rauchquarz, Achat, Jaspis und Opal. Mit vielen Metalloxiden bildet Silizium Silikate aus. Beispiele für silikathaltige Gesteine sind Glimmer, Asbest, Ton, Schiefer, Feldspat und Sandstein. Neben der bereits erwähnten essentiellen Natur des Siliziums, gibt es eine Reihe von Lebewesen, die siliziumdioxidhaltige Strukturen erzeugen. Am bekanntesten sind dabei die Kieselalgen (Diatomeen), welche sich durch enzymkatalysierte Kondensation von Monokieselsäure Si(OH)4 ein Exoskelett aus Siliziumdioxid aufbauen. Auch die Blätter des Schachtelhalms erhalten durch ein Siliziumdioxidgerüst zusätzliche Stabilität. In der Fauna bilden auch viele Schwämme und Radiolarien Exoskelette aus Siliziumdioxid. Siehe auch Kieselsäure.

Gewinnung und Verwendung

Elementares Silizium findet in unterschiedlichen Reinheitsgraden Verwendung in der Metallurgie (Ferrosilizium), der Photovoltaik (Solarzellen) und in der Mikroelektronik (Halbleiter, Computerchips). Demgemäß ist es in der Wirtschaft gebräuchlich, elementares Silizium anhand unterschiedlicher Reinheitsgrade zu klassifizieren. Man unterscheidet Simg (metallurgical grade, Rohsilizium, 98-99 % Reinheit), Sisg (solar grade, Solarsilizium, 99.99 % Reinheit) und Sieg (electronic grade, Halbleitersilizium, Verunreinigungen < 1 ppb).

Rohsilizium

Im industriellen Maßstab ist elementares Silizium durch Reduktion von Siliziumdioxid mit Kohlenstoff im Lichtbogenofen bei Temperaturen von etwa 2000 °C erhältlich.
SiO_2 + 2 C \rightarrow Si + 2 CO
Von diesem industriellen Rohsilizium (Simg) wurden im Jahr 2002 etwa 4,1 Millionen Tonnen hergestellt. Es ist für metallurgische Zwecke ausreichend sauber und findet Verwendung als Legierungsbestandteil für Weißblech und Stähle (Verbesserung der Korrosionsbeständigkeit) sowie als Ausgangsstoff für die Silanherstellung über das Rochow-Verfahren, welche schließlich im Wesentlichen zur Herstellung von Silikonen dienen. Zur Herstellung von Ferrosilizium für die Stahlindustrie (Desoxidationsmittel im Hochofenprozess) wird zweckmäßigerweise obige Reaktion unter Anwesenheit von elementarem Eisen durchgeführt.
SiO_2 + 2 C + Fe \rightarrow FeSi + 2 CO
Weltweit stellen aufgrund der hohen Anfangsinvestitionen und langen Bauzeiten für die notwendigen Öfen nur wenige Firmen Rohsilizium her. Die Hauptproduzenten sind Hemlock aus den USA, Wacker-Chemie aus Deutschland, Tokuyama aus Japan, die REC Gruppe aus Norwegen und ASiMI aus Japan (Stand 2004/2005).

Solarsilizium

Für photovoltaische Anwendungen muss das Rohsilizium jedoch weiter zum Solarsilizium (Sisg) gereinigt werden. Dazu wird es im Siemens-Verfahren zunächst mit gasförmigen Chlorwasserstoff bei 1100 °C in einem Wirbelschichtreaktor zu Trichlorsilan (Silicochloroform) umgesetzt.
Si + 3 HCl \rightarrow H_2 + HSiCl_3
Nach aufwändigen Destillationsschritten wird das Silicochloroform in Anwesenheit von Wasserstoff in einer Umkehrung der obigen Reaktion an beheizten Reinstsiliziumstäben wieder thermisch zersetzt. Das elementare Silizium wächst dabei auf die Stäbe auf. Der dabei freiwerdende Chlorwasserstoff wird in den Kreislauf zurückgeführt. Als Nebenprodukte fällt Siliciumtetrachlorid an, welches entweder zu Trichlorsilan umgesetzt und in den Prozess zurückgeführt, oder in der Sauerstoffflamme zu pyrogener Kieselsäure verbrannt wird. Eine chlorfreie Alternative zu obigem Verfahren stellt die Zersetzung von Monosilan dar, welches ebenfalls aus den Elementen gewonnen werden kann und nach einem Reinigungsschritt an beheizten Oberflächen oder beim Durchleiten durch Wirbelschichtreaktoren wieder zerfällt.
SiH_4 \rightarrow 2 H_2 + Si
Das auf diesen Wegen erhaltene polykristalline Solarsilizium ist für die Herstellung von Solarpanels geeignet und besitzt eine Reinheit von > 99.99 %. Hier werden genau wie beim Einsatz in der Mikroelektronik die halbleitenden Eigenschaften des Siliziums ausgenutzt.

Halbleitersilizium

Wirbelschichtreaktor Für Anwendungen in der Mikroelektronik wird hochreines, monokristallines Halbleitersilizium (Sieg) benötigt. Insbesondere müssen Verunreinigung mit Elementen, welche auch als Dotierelemente geeignet sind, mithilfe des Tiegelziehens oder Zonenschmelzens unterhalb kritischer Werte gebracht werden. Beim Tiegelziehen (Czochralski-Verfahren) wird das im Siemensverfahren erhaltene Solarsilizium in Quarztiegeln geschmolzen. Ein Impfkristall aus hochreinem, monokristallinen Silizium wird in diese Schmelze gebracht und langsam unter Drehen aus der Schmelze herausgezogen, wobei hochreines Silizium in monokristalliner Form auf dem Kristall wächst und nochmals Verunreinigungen in der Schmelze zurückbleiben. Physikalischer Hintergrund dieses Reinigungsverfahrens ist die Schmelzpunkterniedrigung. Alternativ wird beim Zonenschmelzen mit Hilfe einer (ringförmigen) elektrischen Induktionsheizung eine Schmelzzone durch einen Siliziumstab gefahren, wobei sich ein Großteil der Verunreinigungen in der Schmelze lösen und mitwandern. Hochreines, kristallines Silizium ist das Grundmaterial schlechthin für die Mikroelektronik. Alle gängigen Computer-Chips, Speicher, Transistoren etc. verwenden hochreines Silizium als Ausgangsmaterial. Diese Anwendungen beruhen auf der Tatsache, dass Silizium ein Halbleiter ist. Durch die gezielte Einlagerung von Fremdatomen (Dotierung), wie beispielsweise Arsen, Antimon, Bor oder Phosphor, können die elektrischen Eigenschaften von Silizium in einem weiten Bereich verändert werden. Dadurch lassen sich verschiedenste elektronische Schaltungen realisieren. Wegen der zunehmenden Bedeutung der elektronischen Schaltungen spricht man auch vom Silizium-Zeitalter. Auch die Bezeichnung Silicon Valley ("Silizium-Tal") für die Hightech-Region in Kalifornien weist auf die enorme Wichtigkeit des Siliziums in der Halbleiter- und Computerindustrie hin.

Reaktivität und Verbindungen

In allen in der Natur auftretenden und der überwiegenden Zahl der synthetisch hergestellten Verbindungen bildet Silizium ausschließlich Einfachbindungen aus. Die lange Jahre als gültig angesehene Doppelbindungsregel, wonach Silizium als Element der 3. Periode keine Mehrfachbindungen ausbildet, muss mittlerweile jedoch als überholt angesehen werden, da inzwischen eine Vielzahl synthetisch hergestellter Verbindungen mit Si-Si-Doppelbindungen bekannt sind. Im Jahr 2004 wurde die erste Verbindungen mit einer formalen Si-Si-Dreifachbindungen strukturell charakterisiert. Silizium tritt in chemischen Verbindungen in der Regel vierwertig auf, es sind allerdings auch synthetisch hergestellte Verbindungen des zweiwertigen Siliziums (Silylene) bekannt. Demgemäß ist das Siliziumatom in Verbindungen in der Regel vierfach koordiniert. Daneben existieren aber mittlerweile eine Reihe von Verbindungen in denen Silizium eine fünf- oder sechsfache Koordination aufweist. Silizium stellt in aller Regel den elektropositiven Partner einer chemischen Verbindung dar, obwohl auch Verbindungen mit formal negativiertem Silizium existieren. Besonders erwähnenswert ist die Inversion der Bindungspolarität von Element-Wasserstoff-Bindungen beim Übergang von Kohlenstoff (Elektronegativität (EN=2,55)) zum Silizium (EN=1,9, (Wasserstoff, (EN=2,1)), weshalb Siliziumwasserstoffverbindungen eine gänzlich andere Reaktivität als Kohlenwasserstoffe aufweisen. Kohlenwasserstoffe Daneben bildet Silizium in den Siliciden auch echte Anionen aus. Die gesamte Chemie des Siliziums ist im Wesentlichen durch die hohe Affinität des Siliziums zum Sauerstoff geprägt. binäre Verbindungen
- Siliziumcarbid
- Siliziumdioxid
- Siliziumnitrid
- Silicide Silikate
- Zirkon und alle anderen Silikate Siliziumhalogenide
- Siliziumtetrafluorid
- Siliziumtetrachlorid
- Trichlorsilan (Silicochloroform) Siliziumwasserstoffe
- Monosilan
- Silane Organische Siliziumverbindungen
- Tetramethylsilan (TMS, NMR-Standard)
- Methylchlorsilane (Bausteine für Silikone)
- Phenylchlorsilan Polymere Siliziumverbindungen
- Silikone (Silicone, Polyorganosiloxane)
- Polysilane

Sonstiges

Werden SiO4-Tetraeder durch organische Reste modifiziert und polymerisiert, erhält man die Silikone (Silicone), die zu den wichtigsten industriellen Kunststoffen gehören. Silikone und Silizium selbst werden von Nichtfachleuten öfters verwechselt, da die englischen Namen (silicone und silicon) sehr ähnlich sind. Poröses Silizium kann unter Lasereinstrahlung und Zunahme von Sauerstoff hochexplosiv sein, wie Forscher der Technischen Universität München zufällig entdeckt haben. Sprengungen im Mikrometerbereich sind möglich. Die Detonationsgeschwindigkeit und Detonationsenergie sind höher als bei TNT und Dynamit. Allerdings waren dazu Temperaturen um den absoluten Nullpunkt notwendig. Ob diese Eigenschaft in Zukunft technisch genutzt werden oder sogar das Dynamit ersetzen kann, ist allerdings noch fraglich. Denn um poröses Silizium reaktionsfähig zu machen sind Temperaturen von unter -180 °C erforderlich. Die Verwendung von flüssigem Sauerstoff steigert den Effekt noch, denn durch bessere Versorgung der Siliziumoberfläche mit Sauerstoff erreicht man einen möglichst vollständige Verbrennung des Materials. Mögliche Einsatzgebiete wären im Weltraum zu suchen, wo solche Temperaturen vorherrschen. Durch die hohe Präzision ließen sich z. B. Satelliten vom Mutterschiff abtrennen. Denkbar wäre ein Einsatz auch in der Automobilindustrie zur schnelleren Zündung für Airbags.

Siehe auch

Glas, Sand, Gestrecktes Silizium

Literatur


- Silicon and siliceous structures in biological systems, Tracy L. Simpson, Benjamin E. Volcani (Engl.), New York : Springer-Verlag, 1981. ISBN 0387905928 ISBN 3540905928

Weblinks


- http://www.3sat.de/nano/cstuecke/12119/ Silizium als Energiequelle
- [http://www.weltderwunder.de/wdw/Technik/Hightech/Sprengstoff/2_SupersprengstoffausSilizium/ Silizium als Sprengstoff (Welt der Wunder)] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Gruppe-14-Element Kategorie:Periode-3-Element Kategorie:Halbmetall Kategorie:Halbleiter Kategorie:Sprengstoff ja:ケイ素 ko:규소 th:ซิลิคอน

Regulus (Begriffsklärung)

Der Begriff Regulus (lateinisch: "kleiner König") bezeichnet: # einen Stern, siehe Regulus; # eine Vogelgattung, siehe Goldhähnchen # einen amerikanischen Marschflugkörper, siehe SSM-N-8A Regulus # mehrere Personen zur Zeit der römischen Republik; für den bekanntesten Namensträger siehe Marcus Atilius Regulus # einen nach einer Redox-Reaktion erhaltenen Metallklumpen # eine fiktive Person aus der Welt von Harry Potter

Chrom

Chrom (von griech. chroma = Farbe (Die Salze von Chrom haben viele verschiedene Farben und werden oft als Pigmente in Farben und Lacke verwendet)) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Cr und der Ordnungszahl 24.

Geschichte

1761 entdeckte Johann Gottlob Lehmann ein orange-rotes Bleichromat-Mineral (PbCrO4) im Ural, das er Rotbleierz nannte. Weil er es als eine Blei-Eisen-Selen-Verbindung identifizierte, blieb Chrom noch unentdeckt. 1770 fand Peter Simon Pallas an gleicher Stelle ein rotes Bleimineral, das wegen seiner Rotfärbung Krokoit (von griech. krokos, safranfarben) genannt wurde. Die Verwendung von Rotbleierz als Farbpigment nahm schnell zu. Ein aus Krokoit gewonnenes strahlendes Gelb, das Chromgelb, wurde zur Modefarbe, vielen sicher noch als "Postgelb" in Erinnerung. 1797 gewann Louis-Nicolas Vauquelin Chrom(III)oxid (Cr2O3) aus Krokoit und Salzsäure. 1798 erhielt er verunreinigtes elementares Chrom durch Reduktion von Chrom(III)oxid mit Holzkohle. Dieses neu isolierte Element erhielt aufgrund der Vielfarbigkeit seiner Salze den Namen Chrom (von griech. chroma, Farbe). Spuren des neuen Elementes konnte Vauquelin auch in Edelsteinen wie Rubin und Smaragd nachweisen. Im 19. Jahrhundert wurden Chromverbindungen überwiegend als Farbpigmente verwandt. Ende des 20. Jahrhunderts werden Chrom und Chromverbindungen hauptsächlich zur Herstellung von korrosions- und hitzebeständigen Legierungen eingesetzt.

Vorkommen

Chrom wurde fast nur als Chromit oder Chromeisenstein, (FeCr2O4) im Tagebau oder in geringer Tiefe abgebaut. Metallisches Chrom wird durch Reduktion des Erzes mit Aluminium oder Silizium gewonnen. Südafrika fördert ungefähr die Hälfte des Weltbedarfs an Chromit. Andere nennenswerte Förderländer sind Kasachstan, Indien und die Türkei. Im Jahr 2000 wurden ungefähr 15 Millionen Tonnen marktfähiges Chromiterz gefördert. Hieraus ließen sich 4 Millionen Tonnen Ferrochrom mit einem Marktwert von 2,5 Milliarden Dollar gewinnen. Metallisches Chrom kommt in Lagerstätten sehr selten vor. In der Udachnaya Mine in Russland wird eine diamantenhaltige Kimberlit "Pipe" ausgebeutet. In der reduzierenden Matrix bildeten sich Diamanten und metallisches Chrom.

Gewinnung und Darstellung

Das geförderte Chromiterz wird vom tauben Gestein befreit. Im zweiten Schritt erfolgt ein oxidierender Aufschluss in der Hitze zum Dichromat. Anschließend wird mit Kohlenstoff zum Chrom(III)-oxid und mit Aluminium zum elementaren Chrom reduziert. Chrom kann nicht durch Reduktion mit Kohle aus den oxidischen Erzen gewonnen werden, da hierbei Chromkarbid entsteht. Reineres Chrom wird durch elektrolytische Abscheidung des Cr3+-Ions aus schwefelsaurer Lösung dargestellt. Entsprechende Lösungen werden durch Auflösen von Chrom(III)-oxid oder Ferrochrom in Schwefelsäure hergestellt. Ferrochrom als Ausgangsstoff erfordert allerdings eine vorherige Abtrennung des Eisens. Extrem reines Chrom wird durch weitere Reinigungsschritte nach dem van-Arkel-de-Boer-Verfahren von van Arkel und de Boer erzeugt. Ferrochrom wird durch Reduktion von Chromit im Lichtbogenofen bei 2800 °C erzeugt.

Eigenschaften

Chrom ist ein stahlgraues, korrosions- und anlaufbeständiges hartes Metall, dass im Urzustand zäh, form- und schmiedbar ist. Häufige Oxidationsstufen des Chroms sind +2, +3 und +6, wobei +3 die beständigste ist. In der Oxidationsstufe +6 ist es ein sehr starkes, aber auch giftiges Oxidationsmittel.

Verwendung

Chrom und Chromverbindungen werden für die verschiedenstartigen Anwendungen eingesetzt:
- Hartverchromung
Galvanisches Aufbringen einer bis zu 500 μm dicken Verschleiß- und Korrosionsschutzschicht direkt auf Stahl, Gußeisen, Kupfer, ... Auch Aluminium kann nach dem Aufbringen einer Zwischenschicht verchromt werden (Hartverchromte Aluminiumzylinder im Motorenbau)
- Dekorverchromung.
Galvanisches Aufbringen einer < 1 μm dicken Cr-Schicht als Dekor mit einer korrosionsschützenden Zwischenschicht aus Nickel oder Nickel-Kupfer. Sehr oft werden auch Kunststoffteile verchromt.
- Legierungselement in korrosions- und hitzebeständigen Edelstählen und NE-Legierungen
- als Katalysator
- als Chromit zur Herstellung von Formen für das Brennen von Ziegelsteinen
- Färben von Glas.
Chrom(III)-Verbindungen färben Glas smaragdgrün, Chrom(VI)-Verbindungen gelb
- Chromate und Chromoxide werden als Farbpigmente in Farben und Färbemitteln verwandt
- Kaliumdichromat wird als Reinigungsmittel für Laborgeräte aus Glas (in Schwefelsäure (als Chromschwefelsäure, welche stark krebserregend ist) gelöst) und als Titrationsmittel verwendet, sowie als Fixiermittel in industriellen Färbebädern
- Chrom(IV)-oxid, Chromdioxid, CrO2, ein schwarzes ferromagnetisches Pulver für die Herstellung von Magnetbändern mit einem besseren Signal-Rausch-Verhältnis als konventionelle Eisenoxid-Magnetbänder, da Chromdioxid eine höhere Koerzivität besitzt.
- Die Chromgerbung ist das wichtigste Verfahren zur Herstellung von Leder.

Physiologisches

Dreiwertiges Chrom ist ein für den menschlichen Zuckerstoffwechsel essentielles Spurenelement, hauptsächlich weil es ein Bestandteil des Glucosetoleranzfaktors ist. Defizite können die Wirkung von Insulin zur Stabilisierung der Zuckerkonzentration beeinflussen. Der Wirkungsmechanismus von Chrom im menschlichen Stoffwechsel ist bisher nicht geklärt, man nimmt aber an, dass Chrom als Bestandteil des Glucosetoleranzfaktors die Sensibilität von Insulin auf die Insulinrezeptoren (Tyrosinkinaserezeptoren) erhöht. Somit hat es Einfluß auf die Entstehung von Glukoseintoleranz, Diabetes mellitus Typ I und Typ II sowie auf den Blutlipidspiegel. Der Schätzwert der ÖGE (Österreichische Gesellschaft für Ernährung) für den Bedarf liegt in Anbetracht der lückenhaften Datensituation bei 30-100µg/d.

Sicherheitshinweise

Metallisches Chrom und Chrom(III)-Verbindungen sind gewöhnlich nicht gesundheitsschädigend. Oral aufgenommene Chrom(VI)-Verbindungen sind im Gegensatz dazu als äußerst giftig einzustufen. Die letale Dosis entspricht einem halben Teelöffel. Chrom(VI)-Verbindungen sind seit langem als krebserregend bekannt und werden unter anderem in Kühlsystemen als Korrosionsschutzmittel verwandt. Die meisten Chrom(VI)-Verbindungen verursachen Irritationen an Augen, Haut und Schleimhäuten. Chronischer Kontakt mit Chrom(VI)-Verbindungen kann bei unterlassener Behandlung zu bleibenden Augenschäden führen. 1958 empfahl die WHO (World Health Organization) für Chrom(VI)-Verbindungen eine maximal zulässige Konzentration von 0,05 mg/Liter im Trinkwasser. Auch nachfolgende Untersuchungen führten zu keiner Anpassung dieser Empfehlung.

Verbindungen

Das orangefarbene Kaliumdichromat ist ein kräftiges Oxidationsmittel: In schwefelsaurer Lösung werden primäre Alkohole leicht in die betreffenden Aldehyde umgewandelt, was man zum halbquantitativen Nachweis von Alkohol in der Atemluft nutzen kann. Im Laborbereich wurde es in Form von Chromschwefelsäure zur Reinigung von Glasgeräten verwendet. Beim Kontakt mit Chloridionen wird jedoch das flüchtige, krebserregende Chromylchlorid (CrO2Cl2) gebildet (Abzug!). Chromgrün, das grüne Chrom(III)-oxid (Cr2O3) wird als Emaillefarbe und zum Glasfärben (grüne Flaschen) verwendet. Chromgelb, ein gelbes Bleichromat (PbCrO4), dient als brillant gelbes Farbpigment und wird zur iodometrischen Bestimmung von Blei genutzt. Chromsäure mit der hypothetischen Struktur H2CrO4 existiert nur in verdünnter wässriger Lösung. Als Anion existiert sie in einigen Chromaten und Dichromaten. Das Anhydrid der Chromsäure, Chrom(VI)-oxid wird als Chromsäure bezeichnet. Chrom(VI)-oxid Kleine Kuriosität: Es gibt wohl kaum ein Reduktionsmittel, das so schnell Sauerstoff aus der Luft aufnimmt wie Cr(II). Aber auch ohne Luftzutritt sind Cr(II)-Lösungen nur dann kurze Zeit stabil, wenn sie aus reinstem Chrom (z. B. Elektrolytchrom) gewonnen werden.

Literatur


- Reinhard Schliebs: Die technische Chemie des Chroms. Chemie in unserer Zeit 14(1), S. 13 – 17 (1980),

Weblinks


- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cr/index.html WebElements.com - Chromium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cr.html EnvironmentalChemistry.com - Chromium]
- [http://www.chromium-asoc.com/ International Chromium Development Association]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele024.html It's Elemental - The Element Chromium]
- [http://mineral.galleries.com/minerals/elements/chromium/chromium.htm Native Chromium]
- [http://www.merck.com/pubs/mmanual/section1/chapter4/4f.htm The Merck Manual - Mineral Deficiency and Toxicity]
- [http://www.vitaminwelten.com/index.php?id=93 Vitaminwelten GmbH - Vitalstoff-Blibliothek: Chrom]
- [http://www.onmeda.de/ernaehrung/naehrstofflexikon/spurenelemente/chrom.html Chrom bei Onmeda] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Gruppe-6-Element Kategorie:Periode-4-Element Kategorie:Übergangsmetall Kategorie:Schwermetall ja:クロム th:โครเมียม

Mangan

Mangan (von franz. manganèse = schwarze Magnesia) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Mn und der Ordnungszahl 25.

Geschichte

Manganverbindungen werden seit Jahrtausenden vom Menschen genutzt. Farben mit Manganpigmenten aus Mangandioxid können 17000 Jahre zurückverfolgt werden. Römer und Ägypter verwandten Manganverbindungen in der Glasherstellung zur Färbung und Entfärbung. Spartaner nutzten manganhaltiges Eisenerz zur Herstellung ihrer Waffen. Dass die hohe Qualität der Waffen auf einer Eisen-Mangan-Legierung beruhte, muss als Spekulation angesehen werden. Im 17. Jahrhundert stellte der Chemiker Johann Rudolph Glauber Permanganat her. Mitte des 18. Jahrhunderts nutzte man Manganoxid zur Herstellung von Chlor. Auf Anregung des schwedischen Chemikers Carl Wilhelm Scheele, der 1774 entdeckte, dass Braunstein kein Eisenerz ist, sondern ein bis dahin unbekanntes Metall enthalten müsse, gelang es Johan Gottlieb Gahn noch im gleichen Jahr, erstmals elementares Mangan aus Braunstein durch Reduktion mit Kohle herzustellen. Anfang des 19. Jahrhunderts begann der Einsatz von Mangan zur Eisenherstellung. 1816 war die festigkeitssteigernde Wirkung ohne erhöhte Sprödigkeit bekannt.

Vorkommen

Weltweit gibt es sehr große Manganvorkommen. Am Aufbau der Erdkruste ist es mit etwa 900 ppm beteiligt und ist damit nach dem Eisen das zweithäufigste Schwermetall. Bekannte abbauwürdige Manganerzvorkommen befinden sich in
- Südafrika (Hotazel)
- Georgien (Tschiatura)
- Russland
- Ukraine
- Australien (Groote Eylandt)
- Brasilien
- Gabun
- Indien
- Volksrepublik China
- Mexiko
- Burkina Faso
- Ghana
- Marokko Größere Mengen Mangan enthalten die Manganknollen der Tiefsee. Deutschland ist arm an Manganerzen, nennenswerte Mengen finden sich z.B. im Siegerländer Spateisensteinbezirk. Natürlich vorkommende Minerale:
- Pyrolosit MnO2, eine der 5 Modifikationen des Mangandioxids
- Braunit Mn2O3, Manganit Mn2O3
- H20
- Hausmanit Mn3O4
- Manganspat (Rhodochrosit) MnCO3
- Rhodonit MnSiO3
- Psilomelan (der "schwarze Glaskopf"), ein Na-, K- und Ba- haltiges amorphes Mangandioxid

Gewinnung und Darstellung

Mangan hat eine hohe Affinität zum Sauerstoff. Manganerze können daher ebenso wie Chromerze nicht durch Kohle zum Element reduziert werden. Soweit möglich wird Ferromangan als Manganrohstoff eingesetzt. Metallisches Mangan wird überwiegend durch Elektrolyse von Mangan(II)-sulfat-Lösungen hergestellt: \mathrm Weitere, aber selten genutzte Herstellwege sind die alumino- und silicothermische Reduktion.

Eigenschaften

Mangan ist ein grau-weißes, hartes und sehr sprödes Schwermetall, in einigen Eigenschaften dem Eisen ähnelnd. Andere Quellen weisen absolut kohlenstofffreies Mangan als duktil aus. Mangan kommt hauptsächlich in den Oxidationsstufen +2, +4 und +7 vor. Es existieren aber alle Oxidationsstufen von -3 bis +7, wodurch das Mangan das Element mit den meisten verschiedenen Oxidationsstufen ist. Zum Erreichen von einigen der Oxidationszahlen benötigt man allerdings drastische Bedingungen. Chemisch verhält sich Mn2+ oft ähnlich dem Ca+2 und kann dieses auch in biologischen Systemen, z.B. im Knochen, ersetzen. Mn+7 in Form des Permanganats ist ein häufig genutztes und starkes Oxidationsmittel. Elementares Mangan ist relativ unbeständig. Von Wasser wird es unter Wasserstoffentwicklung angegriffen. In verdünnten, nichtoxidierenden Säuren löst es sich ebenfalls. In der Wärme reagiert es mit Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor, Sauerstoff, Schwefel und den Halogenen. Mit Wasserstoff reagiert Mangan nicht unter Bildung eines Hydrides. An Luft ist Mangan durch Bildung eines Oxidfilms (Schutzschicht) beständig.

Verwendung

Mangan ist wegen seiner hohen Affinität zu Schwefel und Sauerstoff sowie seiner werkstoffverbessernden Eigenschaften von hoher Bedeutung für die Metallindustrie. Ca. 90% bis 95% des erzeugten Mangans beziehungsweise Ferromangans gehen in die Eisen-, Stahl- und Sonderwerkstoffherstellung:
- Desoxidation und Entschwefelung von Eisen und Stahl
- preisgünstiger Nickelersatz in korrosionsbeständigen Edelstählen
- stark festigkeitssteigerndes Legierungselement in Stählen
- Kupfer-Mangan-(Nickel-)Legierungen beispielsweise Manganin für temperaturunabhängige Widerstände
- Aluminium-Mangan-Legierungen
- Ausdehnungslegierungen mit extrem hohen Ausdehnungskoeffizienten, zum Beispiel aktive Schalter aus Bimetall Mangandioxid dient als Oxidationsmittel in Trockenbatterien. Der Bedarf an Mangan wird in den nächsten Jahren nicht sinken, da keine ökonomisch sinnvollen Ersatztechnologien bekannt sind.

Physiologie

Gebundenes Mangan ist ein essentielles Spurenelement für alle Lebensformen. Es aktiviert Enzyme und steigert die Verwertung des Vitamin B1, wichtig ist es für die Insulinproduktion der Bauchspeicheldrüse. Der menschliche Körper enthält etwa 300 ppm Mangan, das meiste davon befindet sich in den Knochen. Täglich sollten ungefähr 4 mg aufgenommen werden. Manganreich sind Nüsse, Vollkornprodukte, Keimlinge und Kakao. Milch, Mineralwässer und manche Trinkwässer sind manganarm.

Sicherheitshinweise

Mangan ist im Vergleich zu vielen anderen Schwermetallen relativ unproblematisch. Die Gefährlichkeit der meisten Verbindungen ist gering und es wurden praktisch noch nie Vergiftungsfälle durch orale Aufnahme von Manganverbindungen bekannt. Chronische Manganaufnahme über die Atemwege als Staub ist hingegen toxisch und führt zu Manganismus. Diese Krankheit befiel vor allem Bergarbeiter, aber auch Mitarbeiter von Batteriefabriken und zeigt sich vor allem durch motorische Störungen ähnlich des Morbus Parkinson durch Anreicherung des Mangans in den sog. [http://de.wikipedia.org/wiki/Basalganglien Basalganglien]. Im Gegensatz zum M. Parkinson ist der Manganismus aber gegenüber den herkömmlichen Therapieformen (Levodopa) resistent. Der Kontakt mit Permanganat kann zu Verätzungen führen.

Verbindungen


- Kaliumpermanganat wird als starkes Oxidationsmittel im Laborbereich eingesetzt. Es wird auch als tropische Medizin verwendet, zum Beispiel bei der Behandlung von Fischvergiftungen.
- Mangandioxid wird genutzt als Oxidationsmittel in Trockenzellen (Batterien vom Typ Zink-Kohle, Alkali-Mangan und Lithium). Als Glasmacherseife wird es zur Entfärbung von eisenhaltigen Glasschmelzen eingesetzt. Es kompensiert die gelbe Farbe der Fe3+ Ionen durch eine violette Färbung.
- Ferromangan als Legierungszuschlag in der metallurgischen Industrie.
- Himbeerspat (Rhodochrosit, Mangancarbonat) rosa bis blutrotes Mineral zur Hestellung von Schmucksteinen.

Weblinks


- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Mn/index.html WebElements.com - Manganese]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Mn.html EnvironmentalChemistry.com - Manganese]
- [http://www.manganese.org International Manganese Institute]
- [http://southafrica.indymedia.org/news/2004/09/6663.php Poisoned workers in South African]
- [http://pse.pniok.de/mn.htm Bild in der Elementesammlung von Pniok.de]
- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Mangan Mineralienatlas - Mangan]
- [http://www.wissenschaft.de/wissen/news/252916.html www.wissenschaft.de: Vom Nichtleiter zum Leiter und wieder zurück] Magnetfeld entscheidet, wie sich Manganoxid verhält Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Gruppe-7-Element Kategorie:Periode-4-Element Kategorie:Übergangsmetall Kategorie:Schwermetall ja:マンガン th:แมงกานีส

Titan (Element)

Titan ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Ti und der Ordnungszahl 22. Es gehört zu den Übergangsmetallen. Leicht, fest, dehnbar, weiß-metallisch glänzend und korrosionsbeständig ist es besonders für hochmobile und korrosive Anwendungen geeignet.

Geschichte

Titan wurde 1791 in England durch den Geistlichen und Amateurchemiker William Gregor im Ilmenit bemerkt. Mehrere Jahre später entdeckte es der deutsche Chemiker Heinrich Klapproth im Rutilerz erneut. 1795 benannte er das neue Element Titan. Reines Titanmetall (99,9 %) stellte erstmals Matthew A. Hunter 1910 durch Erhitzen von Titantetrachlorid mit Natrium in einer Stahlbombe auf 700 bis 800 °C her. Erst die Einführung der großtechnisch durchgeführten Reduktion von Titantetrachlorid mit Magnesium (Kroll-Prozess durch William Justin Kroll 1946) erschloss dem Titan kommerzielle Anwendungen.

Vorkommen

Titan kommt in der Lithosphäre nur in Verbindungen mit Sauerstoff als Oxid vor. Es ist keineswegs selten, steht es doch an 10. Stelle der Elementhäufigkeit. Meist ist es aber nur in geringer Konzentration vorhanden. Wichtige Mineralien sind :
- Ilmenit (Titaneisenerz) FeTiO3
- Leukoxen, ein eisenarmes Ilmenit
- Titanit (Sphen) CaTi[SO4]O
- Titanate wie Bariumtitanat (BaTiO3)
- Begleiter in Eisenerzen Die Hauptvorkommen liegen in Australien, Skandinavien, Nordamerika und Malaysia. Meteoriten können Titan enthalten. In der Sonne und in Sternen der Spektralklasse M wurde ebenfalls Titan nachgewiesen. Gesteinsproben der Mondmission Apollo 17 enthielten bis zu 12,1 % TiO2. Auch in Kohlenaschen, Pflanzen und im menschlichen Körper ist es enthalten.

Gewinnung

Meist vom Ilmenit oder Rutil ausgehend wird angereichertes Titandioxid mit Chlor zu Titantetrachlorid in der Hitze umgesetzt. Anschließend erfolgt eine Reduktion zum Titan durch flüssiges Magnesium (Kroll Prozess nach William Justin Kroll). Zur Herstellung von bearbeitbaren Legierungen muss der erhaltene Titanschwamm im Vakuum-Lichtbogenofen umgeschmolzen werden.

Eigenschaften

Lichtbogenofen Titan bildet an Luft eine äußerst beständige oxidische Schutzschicht aus, die es in vielen Medien korrosionsbeständig macht. Bemerkenswert ist die hohe Festigkeit bei einer relativ geringen Dichte. Oberhalb einer Temperatur von 400 °C gehen die Festigkeitseigenschaften aber schnell zurück. Hochreines Titan ist duktil. Bei höheren Temperaturen versprödet es durch Aufnahme von Sauerstoff, Stickstoff und Wasserstoff sehr schnell. Zu beachten ist auch die hohe Reaktivität von Titan mit vielen Medien bei erhöhten Temperaturen oder erhöhtem Druck, wenn die Passivschicht dem korrosiven Angriff nicht gewachsen ist. Hier kann die Korrosionsgeschwindigkeit bis zur Explosion anwachsen. In reinem Sauerstoff bei 25 °C und 25 bar verbrennt Titan von einer frischen Schnittkante ausgehend vollständig zum Titandioxid. Bei Temperaturen oberhalb von 880 °C reagiert es mit Sauerstoff, bei Temperaturen ab 550 °C reagiert es mit Chlor. Titan ist das einzige Element, das in Stickstoff brennen kann. In verdünnter Schwefelsäure, Salzsäure, chloridhaltigen Lösungen und den meisten organischen Säuren ist Titan beständig. Wegen der Explosionsgefahr sind bei Anwendungen in Chlorgas die Betriebsbedingungen strikt einzuhalten. Die mechanischen Eigenschaften und das korrosive Verhalten lassen sich durch meist geringfügige Legierungszusätze von Aluminium, Vanadium, Mangan, Molybdän, Palladium, Kupfer, Zirkonium und Zinn erheblich steigern. Durch Beschuss mit Deuterium wird Titan radioaktiv. Es emittiert dann Positronen und gamma-Strahlung. Unterhalb von 880 °C liegt Titan in einer hexagonal dichtesten Kugelpackung vor. Oberhalb von 880 °C bildet sich eine kubisch-innenzentrierte Gitterstruktur aus. Besondere Erwähnung muss Titandioxid als Farbpigment finden. Es zeichnet sich durch eine extrem hohe "Weißkraft" aus und ist wegen seiner Ungiftigkeit als Lebensmittelzusatz E171 zugelassen.

Verbindungen

Während metallisches Titan wegen der Herstellkosten anspruchsvollen technischen Anwendungen vorbehalten bleibt, ist das preiswerte und ungiftige Farbpigment Titandioxid (Titanweiß) ein Begleiter des täglichen Lebens geworden. Praktisch alle heutigen weißen Kunststoffe und Farben, auch Lebensmittelfarben, enthalten es. Aber auch im Bereich der Elektro- und Werkstofftechnik werden Titanverbindungen eingesetzt.
- Bariumtitanat, BaTiO3
- Titan(III)-chlorid, TiCl3
- Titanborid, TiB
- Titancarbid, TiC
- Titannitrid, TiN
- Titan(IV)-chlorid, TiCl4
- Titan(IV)-oxid (Titanweiß), TiO2
- Titan(IV)-oxidsulfat (Titanylsulfat), TiOSO4
- Ferrotitan
- Nitinol, ein Memory-Metall

Verwendung


- Anwendungen in Seewasser und chloridhaltigen Medien:
  - Propellerteile wie Wellen, sowie Verspannungen für maritime Anwendungen
  - Einbauteile in Meerwasserentsalzungsanlagen
  - Bauteile für die Eindampfung von Kaliumchlorid-Lösungen
  - Anoden von HGÜ-Seekabelübertragungen
- Herstellung relativ weicher künstlicher Edelsteine
- als Titantetrachlorid zur Herstellung von Glasspiegeln und künstlichem Nebel
- Bildung von intermetallischen Phasen (Ni3Ti) in hochwarmfesten Nickellegierungen
- supraleitende Niob-Titan-Legierungen
- in der Pyrotechnik
- Verschleißteile in Lötanlagen, direkter Kontakt mit Elektrolot bis 500 °C
- Federn in Fahrgestellen von Kraftfahrzeugen
- als Implantatwerkstoff in der Medizinaltechnik wegen sehr guter Korrosionsbeständigkeit und Biokompatibilität
- über 90 % der Titanerzförderung wird hauptsächlich nach dem Chlorid- und im geringeren Maße nach dem Sulphatverfahren zu Titandioxyd verarbeitet
- Schmuck aus Titan
- in Flugzeugen und Raumschiffen für besonders beanspruchte Teile, die trotzdem leicht sein müssen
- bei hochwertigen Fahrrädern in Verbindung mit Aluminium und Vanadium als Rahmenmaterial (z. B. Merlin Metalworks) Verbindungen des Titans mit Bor, Kohlenstoff oder Stickstoff finden Verwendung als Hartstoffe. Auch zur Herstellung von Cermets, Verbundwerkstoffen aus Keramik und Metall, werden Titanverbindungen eingesetzt.

Normen

Titan und Titanlegierungen sind unter anderem genormt in:
- DIN 17850, Ausgabe:1990-11 Titan; Chemische Zusammensetzung
- ASTM B348 - 03: Standard Specification for Titanium and Titanium Alloy, Bars and Billets

Sicherheitshinweise

Titanpulver ist feuergefährlich. Die meisten Titansalze gelten als harmlos. Unbeständige Verbindungen wie Titantrichlorid sind stark korrosiv, da sie mit Spuren von Wasser Salzsäure bilden. Titantetrachlorid wird in Nebelkerzen und Nebelgranaten eingesetzt; es reagiert mit der Luftfeuchte und bildet einen weißen Rauch aus Titandioxid, außerdem Salzsäurenebel. Im Körpergewebe neigt Titan zur Anreicherung. Eine biologische Rolle des Titans im menschlichen Körper ist zur Zeit nicht bekannt.

Weblinks


- [http://www.pniok.de/ti.htm Abbildung in der Elementansammlung von Heinrich Pniok]
- [http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/titan/titan.htm Titan - Herstellung und Anwendung (mit Abbildungen)] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Gruppe-4-Element Kategorie:Periode-4-Element Kategorie:Übergangsmetall ja:チタン