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Ammoniak

Ammoniak

Ammoniak (nach dem Ammonssalz [NH4Cl = Ammoniumchlorid] aus der Ammonsoase, heute Oase Siwa) ist ein stark stechend riechendes, farbloses und giftiges Gas, das zu Tränen reizt und erstickend wirkt. Die Dichte von Ammoniakgas ist geringer als die Dichte der Luft.

Weitere Eigenschaften


- kritische Temperatur: 132,5 °C
- kritischer Druck: etwa 11,3 MPa (Megapascal) Ammoniak ist sehr gut wasserlöslich, bei 0 °C lösen sich in 100 ml Wasser 90,7 g. Diese Ammoniaklösung heißt Salmiakgeist (Ammoniumhydroxid). Sie reagiert alkalisch . Ammoniak-Luft-Gemische sind im Bereich von 15,5 bis 30 Vol.-% Ammoniak an einer heißen Oberfläche von 630 °C explosionsfähig (Gefahr allerdings eher in geschlossenen Räumen). Eine Zündquelle kann in großtechnischen Anlagen auch Wasserstoff darstellen, so dass auch unter 630 °C die Möglichkeit einer Explosion besteht. Es verbrennt schnell und vollständig, so dass anschließend kein NH3 mehr wahrnehmbar ist. Ammoniak wirkt auf Haut und Schleimhäute (insbesondere auch auf die Augen) ätzend. Geschluckt ruft es blutiges Erbrechen mit heftigen Schmerzen und Lungenschäden hervor, unter Umständen mit tödlichem Ausgang. Ein Ammoniakgehalt der Luft von 1,5 bis 2,5 g/m³ wirkt nach 30 bis 60 Minuten tödlich.

Nachweis


- Klassische Verfahren: Vorsichtige Geruchsprobe reicht meist aus. Geringe Gasmengen können beispielsweise mit angefeuchtetem Indikatorpapier nachgewiesen werden, welches auf die bei der Reaktion von Ammoniak und Wasser entstehenden OH- Ionen mit Färbung reagiert.
- Spektroskopische Verfahren: Ammoniak bildet mit Hypochlorit-Ionen Chloramin. Dieses bildet mit Phenolen farbige Indophenole. Dieser Nachweis wird Indophenolreaktion oder Berthelot-Reaktion genannt.

Herstellung

Die Herstellung geschieht heute im industriellen Maßsstab zum weitaus größten Teil (ca. 90% der Welterzeugung) aus Wasserstoff und Stickstoff nach dem Haber-Bosch-Verfahren. Alternative Herstellungsverfahren sind die Gewinnung aus Kalkstickstoff (Kalkstickstoffverfahren von Rothe-Frank-Caro) oder durch Hydrolyse von Nitriden (Serpek-Verfahren) CaCN_2 + 3 H_2 \rightarrow CaCO_3 + 2 NH_3 2 AlN + 3 H_2 O \rightarrow Al_2 O_3 + 2 NH_3 Beide Verfahren haben keine nennenswerte technische Bedeutung, da die Synthese nach dem Haber-Bosch-Verfahren billiger ist. Ein weiterer Weg der NH3 -Erzeugung ist die Reduktion von Stickstoffmonoxid (NO) mit Wasserstoff (H2) 2 NO + 10 H_2 \rightarrow 2 NH_3 + 2 H_2 O

Verwendung

Ammoniak ist eines der wichtigsten und häufigsten Produkte der chemischen Industrie. Heute beträgt die Weltproduktion von Ammoniak etwa 125 Millionen Tonnen. Circa 3% der weltweit täglich produzierten Energie wird für die Herstellung von Ammoniak aufgebraucht. Der Großteil dieser Produktion wird als Ausgangstoff für Stickstoffdünger verwendet. Daneben wird:
- flüssiges Ammoniak wegen seiner hohen Verdampfungswärme in Kältemaschinen eingesetzt (Kältemittelbezeichnung R717).
- In der Textilveredlung, zum Plastifizieren von Holz und als nichtwässeriges Lösungsmittel wird Ammoniak gebraucht
- Gasförmiges Ammoniak wird als Destraktions-Mittel verwendet.
- In der Metall-Industrie wird Ammoniak als Ammoniak-Spaltgas zur Nitrierhärtung und als Schutzgas zur Wärmebehandlung, auch zum Blankglühen, verwendet.
- Ammoniakwasser findet Verwendung zu Reinigungs- und Beizzwecken. Auch wird es zum Unschädlichmachen von Chlor u. Formaldehyd nach Desinfektionsmaßnahmen eingesetzt.
- Ammoniak kann auch zur Entschwefelung von Rauchgas verwendet werden. Hierbei bildet sich Ammoniumsulfat, das als Düngemittel verwertet wird.
- Sowohl bei der Rauchgasreinigung von Kraftwerken wie auch bei der Abgasreinigung von Dieselmotoren wird Ammoniak zur Entstickung eingesetzt (SCR-Verfahren).
- Ammoniak wird auch zur Herstellung von Arzneimittel und Sprengstoff eingesetzt.
- Ammoniakwasser wird in Chlorgasanlagen zur Dichtigkeitsprüfung eingesetzt. An Lecks kommt es zur Nebelbildung, aufgrund entstehenden Ammoniumchlorids [NH4Cl]
- erlangt in flüssiger und überkritischer Form immer mehr Bedeutung als nicht oxidatives Lösemittel, unter anderem wegen seiner physikalisch-chemischen Ähnlichkeit zu Wasser (Wasserstoffbrückenbindungen, Eigendissoziation NH4+ + NH2- -> 2NH3, usw.)
- Ammoniak ist eine der bedeutendsten Grundchemikalien der chemischen Industrie. Aus ihm werden zahlreiche weitere Vorprodukte hergestellt. Hierbei sind besonders zu nennen: Ammoniak ____|_____________________________________ | | | Oxidation | | sämtlicher | (NH2)2CO (Harnstoff) weiterer | / | organischer Salpetersäure Kunstharze | und / / | \ Düngemittel anorganischer Nitrate / | \ Stickstoff / | \ / / | \ Düngemittel | \ Hydroxylamin / | Nitrile | \ / | Adipinsäure Nitroaromaten Amine Hydrazin beispielsweise Anilin

Literatur


- Robert Schlögl: Katalytische Ammoniaksynthese - eine "unendliche Geschichte"? Angewandte Chemie 115(18), S. 2050 - 2055 (2003),

Weblinks


- [http://www.bayern.de/lfu/umwberat/data/chem/stoff/ammoniak_2004.pdf Umweltberatung: Ammoniak und Ammonium] Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Gift ja:アンモニア ms:Ammonia simple:Ammonia

Ammoniumchlorid

Ammoniumchlorid (NH4Cl) ist ein weißes, gut wasserlösliches Salz, welches kubische Kristalle bildet und eine Molmasse von 53,49 g/mol sowie eine Dichte von 1,53 g/cm³ besitzt. Mit zunehmender Temperatur dissoziert Ammoniumchlorid zu Ammoniak und Chlorwasserstoff und ist demzufolge flüchtig, bis schließlich bei 340 °C eine rasche Sublimation erfolgt. Ammoniumchlorid schmilzt bei 520 °C unter Einwirkung von Druck. Bei diesen Reaktionen ist die Anwesenheit von katalytischen Mengen Wasser erforderlich.

Vorkommen

Ammoniumchlorid fällt als Nebenprodukt bei der Gewinnung von Soda nach dem Solvay-Verfahren an. Auch natürliche Ammoniumchloridvorkommen (als Mineral) sind bekannt und verbreitet.

Synthese

Die Darstellung von Ammoniumchlorid erfolgt durch Neutralisation von wässriger Ammoniaklösung mit Salzsäure und anschließender Umkristallisation aus Wasser. \mathrm

Verwendung

Verwendung findet Ammoniumchlorid heute unter anderem zur Herstellung von Kältemischungen, in der Färberei und Gerberei. Ebenfalls findet es Anwendung beim Verzinnen, Verzinken oder Löten, da es die Fähigkeit besitzt, mit Metalloxiden flüchtige Chloride zu bilden und somit die Metalloberfläche zu reinigen. Des Weiteren dient es in der Medizin als Expektorans und wird als Elektrolyt in Trockenbatterien eingesetzt; außerdem in Salz-Lakritz.Es ist auch häufig in Rauchpulver(weiß) vorhanden. Kategorie:Ammoniakverbindung Kategorie:Chemische Verbindung ja:塩化アンモニウム

Ammon

Ammon ist ein seit der späten Bronzezeit existierender Staat östlich des Jordan zwischen Gilead im Norden, die Grenze bildete meist der Fluss Nahr ez-Zarqa, und Moab im Süden mit wechselnden Grenzverläufen zwischen Linien nördlich der Stadt Madaba und dem Wadi el-Mudschib. Der Name geht auf den Stammesgründer Ammon zurück. Hauptort des noch reichlich mit Niederschlägen versorgten Landes war Rabbat-Ammon (Name der Stadt später nach der Eroberung durch Alexander den Großen (331 v. Chr.) und dessen lagidischen und seleukidischen Nachfolgern in der hellenistischen und in römischen Epoche war "Philadelphia", heute das jordanische Amman). Die semithischen Ammoniter werden häufig in der Bibel erwähnt. Sie zählen zu den kanaanitischen Stämmen. Ihre Königsnamen bezeugen eine Verwandtschaft ihres Pantheons mit dem Ugaritischen. Könige der Ammoniter:
- Ben Ammi
- Nahasch (ca. 1030-1000 v. Chr, Zeitgenosse König Sauls);
- Hanun (ca. 1000-995 v. Chr.);
- Sobi
- Ruhubi (870-860 v. Chr.)
- Ba'sha (ca. 853 v. Chr.)
- Budili (assyrischer Name; Ammonitischer Name unbekannt) (ca. 740)
- Shanip (ca. 735)
- Padael ("El hat erlöst.") (ca. 700-677 v. Chr.);
- Kabus-Gabri (680 v. Chr.)
- Barak-el (ca. 675 v. Chr.)
- Ammindadab I. ("Amm ist großzügig."), Vater des Hissilel; (ca. 650 v. Chr.)
- Hissilel ("El hat erettet.") (ca. 640-630 v. Chr.);
- Ammindadab II., Sohn des Hissilel; (ca. 600 v. Chr.) Diese drei sind bezeugt durch eine 1973 in Amman am Tell Siran gefundene 10,5 cm hohe Bronzeflasche mit 8 Zeilen Text.
- Baalis (ca. 590-585 v. Chr.)
- Tobiah I. (ca. 580er)
- Tobiah II. (ca. 520er)
- Tobiah III.
- Tobiah IV. (ca. 270)
- Tobiah V. (ca. 200)
- Timotheus (? -160)
- Hyrcanus (um 150)
- Zoilus Cotylas (Tyrann von Philadelphia) (120-110)
- Theodoros (Tyrann von Philadelphia) Kategorie:Staat (historisch)

Gift

Als das Gift (althochdeutsch Gabe) oder das Toxin (griechisch τοξίνη, toxíne - die giftige [Substanz]) bezeichnet man einen Stoff, der Lebewesen über ihre Stoffwechselvorgänge Schaden zufügen kann. Stoffwechsel Insbesondere von anderen Lebewesen ausgeschiedene Schadstoffe oder Abfallprodukte werden als Toxine bezeichnet. Die wissenschaftliche Disziplin, die sich mit der Erforschung von Giften, ihrer Wirkung und deren Behandlung beschäftigt, ist die Toxikologie. Die Toxikologie befasst sich mit giftigen Tieren, Pflanzen und Mikroorganismen. Der durch ein Gift angerichtete Schaden kann in vorübergehender Beeinträchtigung, dauerhafter Beeinträchtigung oder Tod bestehen. Nicht als Gifte werden Viren und Bakterien angesehen, die als Krankheitserreger bezeichnet werden. Ebenso gelten Substanzen oder Gegenstände, die ein Lebewesen ausschließlich mechanisch oder über Strahlung schädigen, nicht als Gift. In Landwirtschaft und Industrie werden Gifte als Pestizide zur Schädlingsbekämpfung eingesetzt, insbesondere pflanzenschädigende Substanzen als Herbizide, auch Pflanzengifte genannt, sowie Fungizide gegen Pilze.

Giftigkeit

Grundsätzlich können alle dem Organismus zugeführten Stoffe oberhalb einer gewissen Dosis Schaden anrichten. Dies gilt sogar für unverzichtbare Substanzen wie Vitamine, Nährstoffe und Wasser. Paracelsus prägte den Satz „Alle Ding' sind Gift und nichts ohn' Gift; allein die Dosis macht, dass ein Ding kein Gift ist." Die Toxizität, also das Ausmaß der Giftwirkung in Abhängigkeit von der Dosis, wird von vielen Faktoren bestimmt. Dazu gehören
- die Galenik ("Zubereitung") des Toxins, eventuell die Mischung mit anderen Toxinen
- die Form der Verabreichung
- die Löslichkeit in Körperflüssigkeiten (insbesondere bei oraler Aufnahme)
- der zeitliche Verlauf der Aufnahme (akut, subakut, chronisch)
- Eigenschaften des Probanden, wie
  - der Gesundheitszustand, insbesondere der Zustand des Immunsystems
  - Geschlecht
  - Alter
  - Körpergewicht
  - eine mögliche Toleranz durch frühere Gaben des Toxins
- die Umgebungstemperatur
- die Absicht hinter der Zufuhr der Substanz Beispiele:
- Gift-"Cocktails", wie sie manchmal mit Mord- oder Suizidabsicht zusammengestellt werden, sind meist "giftiger" als die Summe der Einzelsubstanzen.
- Metallisches Quecksilber ist beim Verschlucken weniger giftig als bei der Inhalation der Dämpfe.
- Eine Dosis Ethanol, die im Laufe eines Abends (also subakut) in Form von Bier eingenommen und vertragen wird, kann bei akuter Zufuhr als Schnaps zu ausgeprägteren und eventuell gefährlichen Vergiftungserscheinungen führen. So kann die einzeitige Einnahme von 1 Liter Schnaps einen Erwachsenen töten. (Beispiel: tödliche Wetten Schnapsflaschen auf einmal leeren zu können in Kneipen kurz nach der Wende: Wettbetrag 100 DM)
- Die Einnahme von 10 Litern Wasser auf einmal (destilliert oder nicht) ist für einen Erwachsenen tödlich.
- Reine Sauerstoffatmosphäre kann für Neugeborene tödlich sein.
- Ein zum Beispiel durch Krankheit vorgeschädigter Organismus reagiert empfindlicher als der eines Gesunden.
- Eine Dosis Digitoxin, die bei einem Erwachsenen therapeutisch wirkt, kann für ein Kind oder einen älteren Menschen tödlich sein.
- Wiederholte Giftzufuhr führt bei vielen Substanzen zur Toleranzentwicklung. So gab es früher "Arsenesser", die zum Teil das Mehrfache einer gewöhnlich akut tödlichen Dosis von Arsenik (As2O3) ohne (akute) Beeinträchtigung zu sich nahmen. Ein näherliegendes Beispiel ist Heroin (ein Opioid), gegen das der Mensch ausgeprägt Toleranz entwickelt.
- Vergiftungen mit Schlafmitteln führen zum Teil über Störungen der Temperaturregulation mit Auskühlen des Organismus zum Tod. Wenn der Auskühlung entgegengewirkt wird (Bettdecke, Heizung), wird eine Überdosis unter Umständen vertragen, die im Freien tödlich gewesen wäre.
- Bei ansonsten gleichen Bedingungen wird eine Giftdosis, die in Suizidabsicht eingenommen wurde, eher zum Tod führen, als eine, die versehentlich oder in Mordabsicht zugeführt wird. Um dennoch die Giftigkeit (Toxizität) von Toxinen miteinander vergleichen zu können, müssen Tierversuche herangezogen werden. Die häufig angegebene LD50 zum Beispiel gibt an, welche Stoffmenge, bezogen auf das Körpergewicht, bei der Hälfte einer Versuchstierpopulation zum Tod führt. Dabei steht LD für letale Dosis. Das tödlichste bekannte Gift ist das Botulinumtoxin, welches unter anderem in verdorbenen Fleisch- und Wurstkonserven vorkommen kann.

Arten der Vergiftung

Je nach der Absicht der Giftzufuhr spricht man von akzidentellen (versehentlichen), suizidalen (Selbsttötung), homizidalen (Mord) und iatrogenen (im Rahmen einer Therapie mit Medikamenten aufgetretenen) Vergiftungen.

Giftwirkung

Gifte greifen an unterschiedlichen Rezeptoren im Organismus an. Häufig betroffene Organe bei akuten Vergiftungen sind die Leber (Hepatotoxine, zum Beispiel durch Paracetamol), die Niere (Nephrotoxine) und Gehirn und Nerven (Neurotoxine, zum Beispiel Senfgas und andere Kampfstoffe (VX, Sarin, Agent Red). Viele Gifte greifen in die innere Atmung ein, so zum Beispiel Nitrate und Kohlenstoffmonoxid, die das Hämoglobin blockieren, oder Kaliumcyanid (Cyankali), das die Sauerstoffabgabe im Gewebe behindert. Siehe auch: Antidot, Vergiftung

Einteilung von Giften

#Medikamente ##Psychopharmaka ##Hypnotika ## Analgetika/Schmerzmittel #Chemikalien ##Lösungsmittel/Flüssigkeitsgifte ##Säuren, Laugen ##Mineralölprodukte ##Blutgifte #Publikumsprodukte ##Insektizide ##Reinigungsmittel ##Kosmetika #Gase ##Kohlenmonoxid ##Kohlendioxid ##Reizgase #Drogen ##Alkohol ##Nikotin ##Koffein ##Opiate, Heroin ##Kokain ##Amphetamine #Nahrungsmittel ##Bakterien ##Giftpflanzen ##Giftpilze #Atemgifte

Einzelne Gifte


- Pflanzliche Gifte
  - Alkaloid Lycorin und Ambellin aus Belladonnalilie und Rittersterne Amaryllis
  - Nikotin aus der Tabakpflanze
  - Taxole von der Eibe
  - Digitoxin aus dem Fingerhut (Pflanze)
  - Strychnin aus dem Brechnußbaum
  - Coniin aus dem Schierling
  - Aconitin aus dem Eisenhut
  - Tropan-Alkaloide aus der Tollkirsche, dem Stechapfel, der Engelstrompete oder dem Bilsenkraut
  - Rizin aus Rizinus
  - Curare
  - Colchicin aus Herbstzeitlosen
- Pilz- und Bakteriengifte
  - Acromelalga
  - Amatoxine aus dem Knollenblätterpilz
  - Botulinustoxin (Clostridium botulinum)
  - Exotoxin A (Pseudomonas aeruginosa)
  - Shiga-Toxin (Shigella dysenteriae)
  - Vero-Toxin (Escherichia coli)
  - Mykotoxine aus Schimmelpilzen
- Tierische Gifte
  - Schlangengift
  - Bienengift etc.
  - Skorpionsgifte
  - Spinnengifte
  - Fischgift
  - Gift wirbelloser Meerestiere, etwa der Seewespe oder des Blaugeringelten Kraken
  - Froschgift
  - Amphibiengifte
  - Gift der männlichen Schnabeltiere.
- Chemische Gifte
  - Alkohol
  - Ammoniak
  - Beryllium
  - Cyanwasserstoff
  - DDT
  - E 605
  - Kaliumcyanid (Cyankali)
  - Kohlenstoffmonoxid
  - Schwefelwasserstoff
  - die meisten Schwermetalle, z.B. Arsen oder Plutonium
  - Phosphin
  - Alle Phenole
  - Methanol

Juristische Definition

Das Beibringen von Gift wird nach § 224 Abs. 1 Nr. 1 Alt. 1 StGB als gefährliche Körperverletzung bestraft. Nach herrschender Ansicht ist ein Gift jeder organische oder anorganische Stoff, der nach seiner Art, der beigebrachten Menge, der Form der Beibringung und der Körperbeschaffenheit des Opfers durch chemische oder chemisch-physikalische Wirkung die Gesundheit zu beschädigen geeignet ist. Beigebracht ist ein Gift dann, wenn eine Körper-Stoff-Beziehung hergestellt wurde.

Berühmte Vergiftungsfälle


- Sokrates starb durch einen Becher Schierlingskraut.
- Kleopatra ließ sich zwecks Selbsttötung von einer Kobra beißen, um der Gefangennahme durch Octavian zu entgehen.
- Der bulgarische Journalist und Dissident Georgi Markov wurde 1978 in London vermutlich von Geheimdienstagenten auf offener Straße mit einem Regenschirm angegriffen und in den Oberschenkel gestochen. Durch die Spitze des Schirms wurde eine Platin/Iridium-Kugel (Durchmesser 2mm), die mit Rizin präpariert worden war, durch einen Federmechanismus in den Oberschenkel "geschossen". Markov starb einige Tage später im Krankenhaus an den Folgen des Giftes.
- Wie mehrere Medien (u.a. Bayern 5 Radio) berichteten, konnte mittlerweile nachgewiesen werden, dass Wiktor Juschtschenko, der seit September 2004 an einer lebensgefährlichen Krankheit leidet, mit einem Dioxin vergiftet wurde.

Siehe auch


- Drogen
- Rauschgift
- Pilzvergiftung

Literatur


- Weilemann / Kelbel / Reinecke / Ritter-Weilemann: Giftberatung Pflanzen. 2000 ISBN 3-7741-0812-9
- Oliver Sauer, Sacha Weilemann: Drogen – Eigenschaften, Wirkungen, Intoxikationen. ISBN 3-87706-601-1
- L.S. Weilemann, H.J. Reinecke: Notfallmanual Vergiftungen. 1996 ISBN 3-13-102591-3
- Thomas Börner: Die Toxine der Cyanobakterien: Neue bioaktive Verbindungen. Biologie in unserer Zeit 31(2), S. 108 - 115 (2001), ISSN 0045-205X

Weblinks


- [http://www.giftpflanzen.com/gifte.html Über Gifte]
- [http://ralf.rebmann.bei.t-online.de/giftinfo.htm Giftnotrufzentralen in Deutschland] und weitere Informationen zu giftigen Pflanzen
- [http://www.giftinfo.de/ Giftinfo.de, Beratungsstelle bei Vergiftungen]
- [http://www.wikiservice.at/wikimed/wiki.cgi?chemische__und__biologische__Kampfstoffe Chemische und biologische Kampfstoffe]
- [http://www.onmeda.de/pharmakologie/giftstoffe/index.html "Giftstoffe" auf Onmeda.de]
- [http://mic-ro.com/plants/index_de.html Kontaktgiftige Pflanzen der Welt]
- [http://www.giftpflanzen.com Giftpflanzen-Kompendium]
- [http://www.boga.ruhr-uni-bochum.de/Giftpflanzen.html Giftpflanzen] ! Kategorie:Chemikaliengruppe Kategorie:Klinische Toxikologie ja:毒 simple:Poison

Kritische Temperatur (Thermodynamik)

Der kritische Punkt als Zustandsgröße eines Stoffes ist in der Thermodynamik der Punkt in dessen Phasendiagramm, an dem sich die Dichte der Flüssigkeit und des Gases angleichen und damit der Unterschied zwischen beiden aufhört zu existieren. Dieser Punkt ist durch drei Zustandsgrößen ausgezeichnet,
- der kritischen Temperatur Tc,
- dem kritischen Druck pc und
- der kritischen Dichte ρc beziehungsweise auch dem kritischen Molvolumen Vm, c. Da man oberhalb des kritischen Punktes Flüssigkeit und Gas nicht mehr unterscheiden kann, spricht man stattdessen von einem überkritischen Fluid bzw. einem überkritischen Zustand. Die kritischen Zustandsgrößen können neben einer vergleichsweise aufwendigen empirischen Messung auch aus der van-der-Waals-Gleichung abgeschätzt werden, wobei man sie hier auch zur Definition der reduzierten Größen nutzt. Bei Annäherung an den kritischen Punkt vermindert sich die Verdampfungswärme und verschwindet beim Erreichen ganz. Knapp unterhalb des kritischen Punktes kann man das Phänomen der kritischen Opaleszenz beobachten: Aufgrund der extrem niedrigen Verdampfungswärme wechseln Teile der Substanz ständig zwischen flüssigem und gasförmigen Zustand hin und her, was sich in einer starken Schlierenbildung äußert. Mikroskopisch lässt sich das Verhalten jenseits des kritischen Punkts ausgehend von der gasförmigen Phase anschaulich beschreiben: Wird ein Gas einem immer höheren Druck ausgesetzt, so verringern sich die Abstände zwischen den Gasmolekülen. Bei Drücken jenseits des kritischen Drucks ist der Abstand dann gleich dem Abstand der Moleküle in der flüssigen Phase und kein Unterschied zu dieser mehr feststellbar. Siehe auch: Phasenübergang, Kritischer Exponent
dient dem Zeilenumbruch, bitte nicht entfernen
Kategorie:Thermodynamik ja:臨界点

Pascal (Einheit)

Das Pascal ist die SI-Einheit des Drucks. Sie wurde nach Blaise Pascal benannt. ;1 Pa := 1 kg/(m·s²) = 1 N/m². Die Kraft in Newton pro Fläche von einem Quadratmeter. Der Luftdruck wird meistens in Hektopascal (hPa) angegeben, weil so zum einen die gesetzlich vorgeschriebene Einheit Pascal verwendet werden kann und man zum anderen eine Einheit hat, die dem gewohnten Millibar (mbar) entspricht. In der Forschung wird insbesondere bei der Vakuumtechnik vielfach das Millibar als Einheit verwendet. Anstatt auf Pascal umzusteigen ist vielmehr der vollständige Verzicht auf Torr ein Thema. In der Lüftungstechnik wird häufig die Einheit Dekapascal (daPa) verwendet, wobei ein Dekapascal 0,1 mbar entspricht.
- 100 Pa = 10 daPa = 1 hPa = 1 mbar
- 100 000 Pa = 0,1 MPa = 1 bar = 1000 mbar
- 1 000 000 Pa = 1 MPa = 10 bar = 1 N/mm² Der mittlere Luftdruck der Atmosphäre auf Meereshöhe und Standarddruck bzw. Normdruck ist 101325 Pascal = 1013,25 hPa oder 101,325 kPa. Kategorie:SI-Einheit ja:パスカル ko:파스칼

Liter

Der (bisweilen auch: das) Liter ist eine gesetzliche Einheit für das Volumen und wird durch das Einheitenzeichen "l" oder "L" symbolisiert. Das "L" als Einheitenzeichen für den Liter wurde eingeführt, um Verwechslungen mit der Ziffer 1 zu vermeiden und ist eher im englischen und französischen Sprachraum gebräuchlich.- Der Regelung der Geschlechter (Artikel der Einheitennamen) hat sich auch das DIN angenommen und in DIN 1301, Teil 1, festgelegt, dass der Name der Einheit Liter sächlich ist; aktuelle Ausgabe DIN 1301-1 vom Oktober 2002, dort Abschnitt 8.1 Die SI-Einheit des Volumens ist das Kubikmeter (m³), aber Liter darf ebenso mit dem SI verwendet werden. Ein Liter entspricht einem Kubikdezimeter (dm³) bzw. einem Tausendstel Kubikmeter (1 l = 0,001 m³). Ein Würfel mit einer Kantenlänge von 10 cm = 1 dm hat demnach ein Volumen von einem Liter. Ein Kilogramm Wasser nimmt bei 3,98 °C und 1013,25 hPa das Volumen von einem Liter ein. Für das cgs-System wurde 1901 auf der 3. CGPM der Liter anhand dieser Eigenschaft definiert, allerdings irrtümlich bei 4 °C, was zu einer Erhöhung um ca. 0,028 % führte. 1964 wurde auf der 12. CGPM als Ergänzung zum SI die ursprüngliche Definition von 1793 wieder in Kraft gesetzt. Dezimale Teile und Vielfache des Liter sind mit ihren teilweise veralteten Bezeichnungen unter anderem:
- Mikroliter (µl = mm³ = »λ«),
- Milliliter (ml = cm³ = »ccm« = »CC«),
- Zentiliter (cl),
- Deziliter (dl),
- Dekaliter (dal) und
- Hektoliter (hl). Kiloliter (kl = m³) oder Megaliter (Ml = dam³) sind ungebräuchlich, stattdessen wird in diesen Größenordnungen mit Kubikmetern gerechnet.
- 1 Hektoliter = 100 Liter
- 1 Deziliter = 100 ml
- 1 Zentiliter = 10 ml

Weblinks


- [http://jumk.de/calc/raum.shtml Umrechnung der Volumen-Einheiten]
- [http://www.engnetglobal.com/tips/convert.asp?catid=2 Volumen-Umrechnung] Kategorie:Maßeinheit ja:リットル ko:리터 simple:Litre th:ลิตร

Ammoniumhydroxid

Ammoniumhydroxid, auch Salmiakgeist oder Ammoniakwasser, ist eine Substanz, die sich beim Lösen von Ammoniak (NH3) in Wasser (H2O) bildet.

Entstehung

Die Substanz entsteht, wenn Ammoniak (NH3) in Wasser (H2O) gelöst wird: NH3 + H2O ↔ NH4OH. Die meisten neu entstandenen Moleküle dissozieren wieder, sodass der grösste Teil des gelösten Ammoniaks als NH3 oder als NH4+ und nur zu einem geringen Teil als ursprüngliches NH4OH vorliegt. Während der Dissoziation bleibt ein ionisiertes Wasserstoffatom des Wassers beim Ammoniak, sodass beide Verbindungen jetzt polar sind.

Eigenschaften

Ammoniumhydroxid verbreitet bei Zimmertemperatur einen stechenden Geruch, ist nicht stabil und kann nicht isoliert werden. Bei Tieftemperatur-Versuchen konnte eine Additionsverbindung (NH3 · H2O) isoliert werden, die bei –77 °C schmilzt. Dabei handelt sich aber nicht um das eigentliche Ammoniumhydroxid, sondern eher um Ammoniak-Kristalle mit angelagertem Wasser. Die Lebensmittelzusatzstoff-kennzeichnung ist E527.

Geschichte

Salmiak soll bereits den alten Ägyptern bekannt gewesen sein und wurde das erste Mal von Arrhenius aufgrund seiner Erfolge bei der Beschreibung von Basen postuliert.

Verwendung

Salmiakgeist wird als Hausmittel zur Reinigung von Oberflächen im Haushalt genutzt, gilt aber auch als Geheimtipp, um Wespen abzuwehren. Hierzu wird in geschlossenen Räumen ein wenig Salmiakgeist in eine kleine Schüssel gegeben, Wespen werden den Raum aufgrund des Geruchs von nun an meiden. Außerhalb eines Gebäudes nimmt man Papiertücher, die in Salmiakgeist eingelegt werden, und verteilt diese in der Nähe des Wespennestes.

Gefahren

Ammoniumhydroxid-Lösungen mit mehr als 10% Anteil von Ammoniak wirken leicht ätzend. Einatmen über einen längeren Zeitraum kann zu Impotenz führen (Tabakrauch von Zigaretten!). Verschlucken von Ammoniakwasser ruft heftige Schmerzen, Magenkatarrh, blutiges Erbrechen, Lungen- und Stimmschädigungen hervor, die oft tödlichen Ausgang haben. Weiterhin greift es die Augen an. Kategorie:Ammoniakverbindung Kategorie:Chemische Verbindung

Alkalische Lösung

Eine alkalische Lösung im engsten Sinne ist eine Lösung eines Hydroxides eines Alkalimetalles, zum Beispiel Natronlauge oder Kalilauge. Im weiteren Sinne verwendet man den Begriff auch für jede Lösung von Basen, die Brönsted-Säuren (=Protonen abgebende Säuren) neutralisieren. Alkalische Lösungen in diesem weiteren Sinne können auch nichtwässrig sein und enthalten eventuell auch keine Hydroxide (sondern beispielsweise Alkoholate von Alkalimetallen oder andere Basen). Wässrige Lösungen sind basisch, wenn die Konzentration der Hydroxidionen OH- die der Protonen H+ übersteigt. Bei 22°C ist das der Fall, wenn die Konzentration der Hydroxidionen größer ist als 10-7 mol/l, die der Protonen ist dann kleiner als 10-7 mol/l. Der pH-Wert ist dann größer als 7. Stark alkalische wässrige Lösungen haben einen pH-Wert größer 10, zum Beispiel hat einmolare Natronlauge einen pH-Wert von 14. Wie die sauren Lösungen besitzen auch alkalische Lösungen einige gemeinsame Eigenschaften. Diese Lösungen ergeben mit Indikatoren charakteristische Färbungen und fühlen sich auf der Haut glitschig an. Die Lösungen sind ätzend, daher muß beim Arbeiten mit alkalischen Lösungen stets eine Schutzbrille getragen werden. Ferner zeigen sie elektrische Leitfähigkeit, es müssen also freibewegliche Ionen vorliegen. Alkalische Lösungen erhält man u.a. durch Lösen von Alkali- oder Erdalkalimetallhydroxiden in Wasser. Die Schmelzen dieser Hydroxide zeigen ebenfalls elektrische Leitfähigkeit. Alkali- und Erdalkalimetallhydroxide sind demnach Salze, die im festen Zustand ein Ionengitter bilden, das aus positiv geladenen Metallionen und negativ geladenen Hydroxidionen aufgebaut ist. Davon ausgehend kann angenommen werden, daß nach Lösen der Hydroxide in Wasser in diesen Lösungen ebenfalls Metall- und Hydroxidionen vorhanden sind. Da alle alkalischen Lösungen obengenannte Eigenschaften aufweisen, ist es naheliegend, daß diese auf das Vorliegen einer allen Lösungen gemeinsamen Teilart zurückzuführen sind, auf die Hydroxidionen.

Eigenschaften

Stark alkalische Lösungen sind stark ätzend: Sie können Metalle, beispielsweise Aluminium, und Proteine auflösen, weshalb Hautkontakt mit ihnen vermieden werden sollte. Beim Umgang mit stark alkalischen Lösungen sollten daher Handschuhe und eine Schutzbrille getragen werden. Sie können - vor allem bei langem Einwirken in der Hitze - auch Glasoberflächen angreifen, dies kann zum Beispiel in der Geschirrspülmaschine zu einer Trübung von Gläsern führen. Die Handhabung von Natronlauge etc. in Glasgefäßen wie Erlenmeyerkolben ist natürlich dennoch problemlos möglich, solange keine Schliffstopfen aus Glas verwendet werden, da diese bei längerem Lagern festbacken. (Nach der Verwendung von Schliffküken aus Glas, beispielsweise an Tropftrichtern, sofort gründlich spülen.)

Reaktionen

Eine wichtige Reaktion alkalischer Lösungen ist die mit Säuren, die durch sie neutralisiert werden, siehe auch Säure-Base-Reaktion und Titration. Lösliche Hydroxide wie Natriumhydroxid oder Kaliumhydroxid bilden mit Wasser stark alkalische Lösungen (Laugen).

Herstellung alkalischer Lösungen

Herstellung von wässrigen Alkalimetallhydroxidlösungen

# Lösen des entsprechenden Hydroxids in Wasser. Dies ist die beste Herstellungsmethode für die praktische Verwendung der Lösungen im Labor. Die Wärmeentwicklung beim Lösen kann so stark sein, dass das Wasser zu sieden beginnt, wobei die alkalische Lösung verspritzen kann. # Reaktion des Alkalimetalloxids mit Wasser, es bildet sich Hydroxid, das sich löst.
zum Beispiel Li2O + H2O -> 2 LiOH # Reaktion des Alkalimetalls mit Wasser. Bei der sehr heftigen Reaktion entwickelt sich Wasserstoff, der sich durch die Reaktionswärme oft sofort entzündet.
beispielsweise 2 Na + 2 H2O ----> 2 NaOH + H2
Eine wichtige Variante ist die technische Produktion von Natronlauge durch die Reaktion von Wasser mit Natriumamalgam, das man durch die Chlor-Alkali-Elektrolyse mit Quecksilberelektroden erhält. # Elektrolyse von Halogendlösung. Durch die Elektrolyse von Kochsalzlösung wird großtechnisch Natronlauge hergestellt, wobei man durch eine poröse Trennwannd (Diaphragma) weitgehend verhindert, dass sich die Kochsalzlösung und Natronlauge vermischen, so dass eine kontinuierliche Elektrolyse möglich ist:
2 NaCl + 2 H2O ----> 2 NaOH + Cl2 + H2

Weitere alkalische Lösungen

Kalkwasser erhält man am besten aus Calciumoxid CaO, das als gebrannter Kalk günstig erhältlich ist. Siehe auch: Base (Chemie), Lauge, Säure, pH-Wert Kategorie:Chemikaliengruppe

Haut

Die Haut (lat. cutis) ist flächenmäßig das größte (je nach Körperumfang und Körpergröße 1,5 - 2 m2), das schwerste (bis zu 10 kg) und funktionell das vielseitigste Organ des menschlichen Körpers. Sie dient der Abgrenzung von Innen und Außen (Hüllorgan), dem Schutz vor Umwelteinflüssen, der Repräsentation, Kommunikation und Wahrung der Homöostase (inneres Gleichgewicht). Weiterhin übernimmt die Haut wichtige Funktionen im Bereich des Stoffwechsels und der Immunologie und verfügt über vielfältige Anpassungsmechanismen. Aufgrund der engen Beziehung zur Psyche wird sie auch als "Spiegel der Seele" bezeichnet. Die Haut verträgt den pH-Wert von 5,5 am besten.

Aufbau der Haut

Seele Die äußere Haut (Cutis) gliedert sich prinzipiell in 3 Hauptschichten:
- Oberhaut (Epidermis)
- Lederhaut (Dermis oder Corium)
- Unterhaut (Subcutis)

Epidermis (Oberhaut)

Die Epidermis oder "Oberhaut" gehört zu den Epithelgeweben, es handelt sich um ein mehrschichtiges verhornendes Plattenepithel, das üblicher Weise zwischen 0,03 bis 0,05 Millimeter, an den Handinnenflächen und den Fußsohlen aber bis zu mehrere Millimeter dick ist. Von Außen nach Innen können folgende Schichten unterschieden werden: Hornschicht (Stratum corneum), Glanzschicht (Stratum lucidum), Körnerschicht (Stratum granulosum), Stachelzellschicht (Stratum spinosum), Basalschicht (Stratum basale).

Dermis (Corium, Lederhaut)

Die Dermis besteht vorwiegend aus Bindegewebsfasern und dient der Ernährung und Verankerung der Epidermis. Hier versorgt das fein kapillarisierte Blutgefäßsystem die Grenzzone zur Epidermis. Der Ursprung der Talg- und Schweißdrüsen findet sich in der unteren Lederhaut. Diese enthält die für die Temperaturregelung wichtige glatte Muskulatur und Blutgefäße. Die Dermis wird in ein Stratum papillare (Papillenschicht, Zapfenschicht) und ein Stratum reticulare (Netzschicht) untergliedert.

Subcutis (Unterhaut)

Die Subcutis bildet die Unterlage für die darüberliegenden Hautschichten und enthält die größeren Blutgefäße und Nerven für die oberen Hautschichten, sowie das subkutane Fett und lockeres Bindegewebe. In der Unterhaut liegen Sinneszellen für starke Druckreize.

Hautanhangsgebilde

Hautanhangsgebilde Zu den sog. Hautanhangsgebilden der Haut gehören Haare mit ihren Talgdrüsen und dem Haarbalgmuskel (Musculus arrector pili), Nägel und Schweißdrüsen, wobei letztere in ekkrine und apokrine Schweißdrüsen unterteilt werden. Zähne, Hörner und andere Gebilde werden von der Haut gebildet. Nicht zuletzt ist auch die Milchdrüse eine modifizierte Hautdrüse.

Leistenhaut und Felderhaut

Betrachtet man die Haut genauer oder mit einer Lupe, so wird man ein feines Relief sichtbar. Nach diesem wird die Haut in zwei Typen unterschieden. Die Leistenhaut tritt an den Fingern, der Handinnenseite und der Fußsohle auf. Die Epidermis zeigt hier feine Papillarlinien (Hautleisten), die dadurch entstehen, weil sich die Lederhautpapillen in Längsreihen anordnen. Dabei ist jede Hautleiste von zwei Papillarkörperreihen unterlagert. Die Hautleisten bilden ein individuelles Muster aus verschiedenen geometrischen Figuren (Wirbel, Bogen, Schleife, Doppelschleife). Diese Muster werden bei der Daktyloskopie (Fingerabdruckerkennung) kriminaltechnisch als eine Form der biometrischen Daten genutzt. Die übrigen Hautbereiche sind von der Felderhaut bedeckt. Hier zeigt die Oberfläche durch feine Furchen abgegrenzte rhombische Felder (Areolae cutaneae). Die Furchen entstehen an den papillenfreien Epidermisbereichen und verstreichen bei stärkerer Hautspannung. Sie dienen als Reservefalten, da die Oberhaut weniger dehnungsfähig ist als die Lederhaut. Die Größe der Hautfelder variiert je nach Körperregion.

Die Haut als Grenzorgan

Die Haut schützt uns vor dem Eindringen von Erregern bzw. gasförmigen, flüssigen oder festen Fremdsubstanzen im weitesten Sinn, mechanischen Verletzungen, Strahlenschäden, aber auch vor Flüssigkeits- Elektrolyt- und Proteinverlusten, die bei schweren Verbrennungen der Haut lebensbedrohliche Ausmaße annehmen.

Wärmehaushalt

Über die Haut kann der Körper seinen Wärmehaushalt regulieren. Einer Überhitzung wirkt die Haut mit den Schweißdrüsen entgegen. Durch die Schweißproduktion und die dadurch mögliche Verdunstung wird Wärme von den dicht unter der Haut verlaufenden Kapillargefäßen, die dazu weit geöffnet sind, abgeführt (siehe Schwitzen). Mit Hilfe des Unterhautfettgewebes und im geringeren Maße durch die der Behaarung wird Wärme zurückgehalten. Bei Kälte werden die Haut und das Unterhautfettgewebe nur noch gering durchblutet und beide wirken dadurch als Isolatorschicht. Die Haare können Aufgrund des geringen Haarkleides des Menschen nur noch geringe Isolationsfunktion übernehmen. Dennoch kann man das Wirkprinzip eines Fellkleides noch gut beobachten. Bei der bei Kälte auftretenden Gänsehaut richtet der Musculus arrector pili das Haar auf. Eine geschlossene Behaarung ermöglicht hier einen wesentlich besseren Schutz vor Unterkühlung.

UV-Strahlungsschutz

Die Haut des Menschen schützt das darunterliegende Gewebe und das Blut vor Ultraviolett-Strahlung (UV-Strahlung). Die Stärke der einfallenden UV-Strahlung hängt von der geographischen Lage und von der Jahreszeit ab. Die Haut reagiert auf den Reiz mit der Bildung des Melanins, das der Haut einen braunen Farbton gibt und der Verdickung der Hornschicht, die die Haut umgibt, der sogenannten Sonnenschwiele. Auch die Hautfarbe des Menschen stellt eine Anpassung an diese Variation dar.

Die Haut als Stammzellenspeicher

Die Haut enthält wertvolle adulte Stammzellen die sich nach den neuesten Erkenntnissen aus Wissenschaft und Forschung zufolge in alle anderen Organgewebe (alle drei Keimblätter des menschlichen Organismus) weiterentwickeln können. Somit bietet sich die Haut als ideale Quelle für multipotente Stammzellen für innovative Therapien der regenerativen Medizin, an. Zukünftig werden adulte Stammzellen aus der Haut in den verschiedensten Bereichen der Stammzelltransplantation und dem Herstellen von Geweben aus adulten Stammzellen durch Tissue Engineering ihren Einsatz finden. Die Stammzellen aus dem Hautgewebe können bis in das fortgeschrittene Erwachsenenalter gewonnen und für eventuell notwendige medizinische Anwendungen ein Leben lang aufbewahrt werden. Stammzellen aus dem eigenen Hautgewebe haben gegenüber den bislang am häufigsten transplantierten Stammzellen aus dem Knochenmark, dem Nabelschnurblut oder dem peripheren Blut mehrere Vorteile:
- Die Haut enthält eine große Zahl an wertvollen Stammzellen
- Es existiert ein molekularer Marker der die Isolierung der Stammzellen für die klinische Anwendung ermöglicht
- Die Haut als Organ ist leicht zu erreichen
- Die Entnahme von einer kleinen Menge Hautgewebe ist einfach und risikolos
- Die Entnahme kann bis in das fortgeschrittene Erwachsenenalter problemlos vorgenommen werden.

Immunologisches System der Haut

Als antigenpräsentierende Zellen fungieren in der Haut die Langerhanszellen.

Die Haut als Kontakt- und Sinnesorgan

Die Haut stellt den sichtbaren Teil des menschlichen Körpers dar. Als solcher erfüllt die Haut eine Reihe kommunikativer Funktionen. Zur Reizaufnahme ist die Haut mit unterschiedlichen Typen von Rezeptoren ausgestattet:
- Schmerzrezeptoren: Sie liegen in der Lederhaut, ihre Dichte varriiert je nach Körperregion (bis zu 200/cm2 Haut).
- Druckrezeptoren (Vater-Pacini-Körperchen): Sie dienen der Wahrnehmung von Druckempfindungen und liegen in der Unterhaut. Ihre Dichte beträgt bis zu 100/cm2.
- Thermorezeptoren (Krause-Körperchen und freie Nervenendigungen): Sie sind besonders dicht an Kinn, Nase, Ohrmuschel, Ohrläppchen (9 bis 12/cm2) und Lippen (> 15/cm2). Insgesamt besitzt die menschliche Haut ca. 250.000 Kälterezeptoren. Die Anzahl der Wärmerezeptoren beträgt nur etwa 1/10, sie arbeiten zudem deutlich langsamer als Kälterezeptoren.
- Dehnungsrezeptoren (Ruffini-Körperchen): Sie registrieren den Dehnungszustand der Haut und liegen in der Lederhaut (Stratum reticulare). Ihre Dichte beträgt bis zu 2/cm2 Haut.
- Tastrezeptoren (Meissner-Körperchen und Merkel-Zellen): Tastrezeptoren kommen in der unbehaarten Haut vor. Besonders dicht (Abstand: 1-5 mm) sind sie in den Fingerspitzen, den Lippen, der Zunge, den Brustwarzen, den äußeren Geschlechtsorganen und der Afterregion verteilt.
- Haarfollikelrezeptoren: Sie registrieren die Haarstellung (siehe auch Sinushaar). Die psychogalvanische Hautreaktion gibt Rückschlüsse auf emotionale Vorgänge (siehe auch Lügendetektor). Siehe auch: Erröten und Erythrophobie, Zärtlichkeit, Streicheln, Erotik, Mechanorezeptor, Taktile Wahrnehmung, Sensibilität.

Die Haut als Repräsentationsorgan

Da die Haut stark das Erscheinungsbild des Menschen prägt, ist sie Hauptobjekt der Kosmetik. Natürliche Erscheinungen sind Sommersprossen, Leberflecken und Altersflecken. Künstlich verändert wird das Aussehen der Haut durch Tätowierungen, der afrikanischen Skarifizierung, Brandnarben oder der indischen Körperbemalung Mehndi. Außerdem ist die Haut Träger aller Arten von Körperschmuck.

Siehe auch


- Hautatmung, Hautfeuchtigkeit, Hautfarbe, Hautkrankheit

Weblinks


- [http://www.wissenschaft.de/wissen/news/253505.html wissenschaft.de: Ein bisschen Sonne pur tut gut] Forscher empfehlen, für kurze Zeit auch ungeschützt in die Sonne zu gehen, um den Vitamin D-Spiegel zu erhöhen
- [http://www.haut.de haut.de - die Gesundheitsquelle] Informationsportal zum Thema Haut und Körperpflege

Literatur


- Kardorff Bernd: Gesunde Haut - Lexikon von A bis Z. Springer Verlag Berlin Heidelberg, 2004, ISBN 3540205659
- Deutschmann Gerhard: Die Haut und ihre Anhangsgebilde. Springer Wien 2005, ISBN 3211836705 ! Kategorie:Morphologie Kategorie:Histologie ja:皮膚 simple:Skin

Schleimhaut

Schleimhaut oder Mukosa (v. lat. mucus „Schleim“) bezeichnet die Epithelien, die das Innere von Hohlorganen auskleiden. Schleimhäute werden durch Drüsensekrete feucht gehalten und sind in vielen Organen des Körpers zu finden. Manche Schleimhäute haben die Eigenschaft, durch aktive Transportmechanismen an der Schleimhautoberfläche Sekrete in eine bestimmte Richtung zu transportieren. Außerdem können die Schleimhäute Immunglobuline absondern und haben so eine wichtige Schutzfunktion gegen eindringende Krankheitskeime. Beispiele:
- Nasenschleimhaut
- Mundschleimhaut
- Magenschleimhaut
- Darmschleimhaut
- Gebärmutterschleimhaut Die Darmschleimhaut ermöglicht durch die Drüsensekrete einen mechanischen Schutz des Darms bei der Bewegung des Nahrungbreis (Peristaltik). Kategorie: Histologie

Ätzung

Als Ätzen bezeichnet man die Erzeugung kleiner Vertiefungen auf der Oberfläche verschiedener Körper durch Anwendung von Lösungsmitteln. Ist der zu ätzende Körper nicht vollkommen homogen, so werden einzelne Teile stärker angegriffen als andere und es entstehen Muster, welche die ursprüngliche Struktur scheinbar homogener Körper erkennen lassen und bisweilen zur Verzierung erzeugt werden (Damaszieren, Moiré métallique). Schützt man einzelne Teile der Oberfläche durch eine von dem Ätzmittel nicht angreifbare Masse (Ätzgrund oder Abdecklack), so kann man beliebige Zeichnungen hervorbringen. Man überzieht z.B. die ganze Fläche mit dem Ätzgrund, gräbt in diesen mittels geeigneter Nadeln und Griffel eine Zeichnung ein, umgibt die zu ätzende Fläche mit einem erhabenen, den Ätzmitteln widerstehenden Rand (in der Regel aus Wachs) und gießt dann eine Flüssigkeit (Ätzwasser), gewöhnlich von saurer Beschaffenheit, darauf, welche auf die durch Nadel und Griffel bloßgelegte Substanz der Oberfläche auflösend einwirkt, wodurch die Zeichnung vertieft dargestellt wird (siehe Radierung und Stich). Sollen in der Ätzung verschiedene Abstufungen oder Töne erreicht und deshalb einzelne Linien mehr oder weniger vertieft werden, so wird, nachdem das Ätzwasser einige Zeit gewirkt hat, auf die zu schützenden Teile eine Lösung des Ätzgrundes in Terpentinöl mit einem Pinsel aufgetragen und dann das Ätzen fortgesetzt. Dies ist das Tiefätzen.

Verfahren

Ätzgrund erhält man z. B. aus 4 Teilen Wachs, 2 Teilen Kolophonium, 4 Teilen Asphalt und 1 Teil Burgunder Pech. Diese Ingredienzien werden zusammengeschmolzen, der Asphalt aber zuletzt fein gepulvert hinzugefügt. Zum Auftragen des Ätzgrundes schlägt man denselben in feine Leinwand und dann noch in lockern Taft und führt den Ballen mit gelindem Druck auf der erwärmten Fläche herum. Auch kann man eine dicke Lösung des Ätzgrundes mit Kamphin bereiten und diese mit einem Pinsel ausstreichen. Als Ätzwasser benutzt man auf Kupfer verdünnte Salpetersäure, zweckmäßiger eine Mischung von 3 Volumen einer gesättigten Lösung von Kupfer in Salpetersäure mit 1 Volumen einer ebenfalls gesättigten Lösung von Salmiak in Essig, welche man nach dem Aufgießen durch vorsichtiges Eintröpfeln von Salpetersäure zu der gewünschten Stärke bringt. Noch besser ist eine Mischung von 10 Teilen Salzsäure mit 70 Teilen Wasser und einer siedend heißen Lösung von chlorsaurem Kali in 20 Teilen Wasser, die man nach Belieben mit 100-200 Teilen Wasser verdünnt. Nach beendigter Einwirkung spült man die Platte wiederholt mit reinem Wasser ab, trocknet sie mit einem leinenen Tuch und entfernt den Ätzgrund durch Terpentinöl. Zum Ätzen in Stahl (Siderographie) benutzt man eine Mischung aus 4 Volumen starkem Holzessig, 1 Volumen starkem Weingeist und 1 Volumen Salpetersäure von 32° Baumé oder eine Lösung von fein geriebenem Ätzsublimat (Quecksilberchlorid) in 420 Gramm Wasser, der 1 Gramm Weinsteinsäure und 16-20 Tropfen Salpetersäure zugesetzt werden. Auch eine saure Lösung von salpetersaurem Silberoxyd (Glyphogen) und eine Lösung von Iod in Iodkalium werden empfohlen. Eine zwar sicher wirkende, aber kostspielige Beize ist eine Lösung von 2 Teilen Iod und 5 Teilen Iodkalium in 40 Teilen Wasser. Die abgespülte und abgetrocknete Platte wird durch einen Kautschukfirnis oder durch Bereiben mit frischem Hammeltalg vor dem Rosten bewahrt. Zum Ätzen des lithographischen Steins wird meist Salpeter- oder Salzsäure, mit mehr oder weniger Wasser oder mit Gummi-arabikum-Lösung verdünnt, angewandt. Das Hochätzen ist eine Umkehr des eben erörterten Verfahrens, insofern man, anstatt die dunkeln Stellen einzuätzen und dann mit Schwärze zu füllen, die Lichter hinwegätzt und die stehen bleibenden Erhabenheiten mit Schwärze überzieht. So geätzte Kupferplatten können gleich Holzschnitten in den Typensatz eingesetzt und mit diesem zugleich abgedruckt werden. Erfinder dieses Verfahrens war Dembour in Metz. Man trägt dabei auf eine sorgfältig gereinigte, mittels geschlämmten Bimssteins oder Salpetersäure feinkörnig gemachte Kupferplatte die Zeichnung mittels eines Pinsels und flüssigen Ätzgrundes, der aus den gewöhnlichen Ingredienzien mit Terpentinöl besteht, auf und ätzt nach dem Trocknen mit Salpetersäure oder einem sonstigen Ätzmittel, wodurch die blank gebliebenen Stellender Kupferplatte angegriffen werden. Auf lithographischem Stein wird für Maschinendruck hoch geätzt, indem man die Zeichnung mit feinem Harzpulver einpudert und dann stark verdünnte Salpetersäure anwendet. Um Messer- und Säbelklingen sowie allerlei Galanteriewaren mit glänzenden Figuren auf mattem Grund zu verzieren (damaszieren), überzieht man die Stellen, welche ihre Politur behalten sollen, mit einem flüssigen Ätzgrund und setzt das Ganze Dämpfen von Salzsäure aus, welche aus Kochsalz und Schwefelsäure entwickelt werden. Als Ätzmittel auf Glas dient Flusssäure (Fluorwasserstoffsäure). Um auf einer matt geätzten Fläche glänzende Züge hervorzubringen, deckt man die Zeichnung mit Bernsteinfirnis oder einer Lösung von Asphalt in Terpentinöl, rührt dann Flussspatpulver mit verdünnter Schwefelsäure (1 Teil Säure und 4 Teile Wasser) zu einem dünnen Brei und lässt denselben bei 30-40° auf der Glastafel eintrocknen, wodurch die nicht durch Ätzgrund geschützten Partien matt erscheinen. Verzierungen mit Blumen, Blättern etc. erzeugt man am leichtesten auf die Weise, dass man dieselben mit Gummi auf das Glas klebt, dann die ganze Fläche mit einer geschmolzenen Mischung aus Wachs, Talg und Öl überzieht, nach Erstarrung derselben die Pflanzenteile beseitigt und die entblößten Stellen ätzt. Dampfförmige Flusssäure gibt matte Ätzung. In den Glashütten von Baccarat, St.-Louis und Fort zu Metz benutzt man zum Mattätzen von Glas eine Lösung von 1000 Gramm Wasser, 250 g kristallisiertem Fluorwasserstoff-Fluorkalium, 250 g Salzsäure und 140 g schwefelsaurem Kali. Die Ätzwirkung dieses Mittels ist sehr gleichmäßig. Auch kann man das Muster, welches matt eingeätzt werden soll, mit einem Kautschukstempel und einer fettigen Farbe aus das Glas übertragen und mit Fluorwasserstoff-Fluorammonium bestreuen. Das Salz haftet nur an der Farbe und wirkt nach dem Anhauchen durch diese hindurch auf das Glas. Eine aus Fluorwasserstoff-Fluorammonium, gefälltem schwefelsauren Baryt und rauchender Fluorwasserstoffsäure hergestellte Tinte kann mit einer Feder auf das Glas aufgetragen werden und liefert in 15 Sekunden eine scharfe Ätzung. Die von Böttger und Bromeis erfundene Hyalographie liefert geätzte Glasplatten zum Druck. Zum Ätzen aus Zink (siehe Zinkätzung) werden Holzessig, Salpetersäure und Chlorsäure, sämtlich sehr verdünnt, angewandt. Bergkristall, Amethyst, Achat und andere kieselsäurereiche Steine ätzt man mit Flußsäure, Gold mit Königswasser, Silber, Messing und Marmor mit verdünnter Salpetersäure, ebenso die großenteils aus kohlensaurem Kalk bestehende Perlmutter, Bernstein und Elfenbein am besten mit konzentrierter Schwefelsäure, Alabaster mit destilliertem Wasser. Zum Ätzen auf Metall benutzt man nach Nienstädt eine Ätzmasse aus salpetersaurem Eisenoxyd mit etwas Platinchlorid für Eisen und Stahl und aus Antimonchlorid mit Platinchlorid für alle übrigen Metalle mit Ausnahme von Gold und Platin. Die Ätzmasse wird auf einer Glasplatte ganz dünn und gleichmäßig verrieben nnd dann mittels eines Kautschukstempels auf die sehr sorgfältig gereinigte, namentlich fett- und oxydfreie, Metallfläche übertragen. Man erhält sofort entweder eine matte Ätzung oder eine fest haftende schwarze Färbung. Man lässt dann kurze Zeit liegen, wäscht mit Wasser, welches zweckmäßig wenig Soda oder Ätzammoniak enthält, trocknet und reibt die Ätzung mit etwas fettem Öl ein oder überzieht sie ganz dünn mit Spiritus- oder Öllack. Die verschiedenen Metalle bedingen unbedeutende Abweichungen des Verfahrens, auf allen aber erhält man sehr scharfe, fest haftende Zeichnungen. Bei der Galvanokaustik, also dem galvanischen Ätzen, wird die vorbereitete Metallplatte in stark verdünnter Salpetersäure mit dem positiven Pol einer galvanischen Batterie verbunden, wobei sich die nicht geschützten Stellen des Metalls sehr schnell auflösen.

Literatur


- [http://xn--tzradierung-k8a.de Wolfgang Autenrieth] Techniken der (Ätz-)Radierung und der Edeldruckverfahren -Tipps, Tricks, Rezepte und Anleitungen - ein alchemistisches Online-Werkstattbuch. Druck- und Online-Version 2005 mit Rezepturen zu Abdecklacken, Weichgründen, Ätzmittel und Rezepte für verschiedene Metalle, lichtempfindliche Beschichtungsverfahren, umfangreiches Chemikalienverzeichnis mit Übertragung historischer Bezeichnungen in heute gebräuchliche Namen und SEHR umfangreiche Literaturliste. Druckversion mit 220 Seiten A4, davon 100 Seiten online.

Weblinks


- [http://www.xn--tzradierung-k8a.de www.ätzradierung.de]Sammlung von Rezepten für Abdecklacke und Ätzmittel, Techniken der Radierung, 100 Seiten online, Buchausgabe 220 Seiten Atzen Atzen Atzen

Indikator (Chemie)

Indikatoren (lateinisch indicare = anzeigen) sind allgemein Hilfsmittel, die gewisse Informationen anzeigen sollen. Sie gestatten die Verfolgung von Abläufen, indem sie das Erreichen oder Verlassen bestimmter Zustände anzeigen. In der Chemie versteht man unter einem Indikator einen Stoff oder auch ein Gerät, das zur Überwachung einer chemischen Reaktion beziehungsweise eines Zustandes dient. Häufig wird die Änderung durch eine Farbveränderung angezeigt. Am häufigsten werden Indikatoren bei Titrationen verwendet. Je nachdem, welche Art von chemischen Reaktionen man mit einem Indikator verfolgt, unterscheidet man zwischen den folgenden Typen von Indikatoren:
- Säure-Base-Indikatoren (bei Säure-Base-Titrationen)
- Redox-Indikatoren (bei Redox-Titrationen)
- komplexometrische Indikatoren (bei der Komplexometrie)

Säure-Base-Indikatoren

Komplexometrie Ein dafür oft verwendetes Beispiel sind die Indikatoren, die den pH-Wert (lateinisch potentia Hydrogenii = Wasserstoffstärke) bestimmter Stoffe anhand eines Vergleiches mit einer Farbskala anzeigen. Oft verwendet man hier Lackmus, Bromthymolblau oder Phenolphthalein. Letzteres zeigt nur bei Zugabe einer alkalischen Lösung einen Farbwechsel. Es gibt für eine genauere Messung des pH-Wertes auch Universalindikatoren. Diese werden, meist in Form eines Papierstreifens, mit der zu prüfenden Lösung benetzt, anschließend vergleicht man die Färbung des Papierstreifens mit der Farbskala. Man spricht nun entweder von einer sauren, alkalischen oder neutralen Lösung. Die folgende Tabelle zeigt die Farben von verschiedenen Indikatoren in Abhängigkeit vom pH-Wert an. Sie unterscheiden sich ...
- in den Farben, die sie in sauren, neutralen oder alkalischen Lösungen haben
- in dem pH-Bereich, in welchem der Wechsel zwischen den beiden Farben stattfindet (diesen pH-Bereich nennt man auch Umschlagsbereich). pH-Wert

Alltägliche Säure-Base-Indikatoren

Auch Rotkohlsaft kann als pH-Indikator verwendet werden. Rotkohlsaft kann dabei Farben von Rot = sauer bis Blau = alkalisch annehmen (in noch alkalischerem Milieu wird er Grün und bei pH>10 sogar Gelb). Um etwa Rotkohl aus Blaukraut zu erhalten wird deshalb häufig eine Apfelscheibe (mit Apfelsäure) zugegeben, wodurch sich das Blaukraut rot färbt. Die Benennung Rotkohl und Blaukraut ist übrigens regional verschieden, so werden beispielsweise im Süden Deutschlands auch schon die rohen Rotkohl-Köpfe als Blaukraut-Köpfe bezeichnet Teetrinker kennen Tee als Indikator: Wird dem Schwarztee Zitronensaft zugegeben, dann wechselt die Farbe von dunkelbraun auf hellrötlichbraun. Auch dieser Farbumschlag ist auf Farbstoffe im Tee zurückzuführen, die als Indikator wirken.

Wie ein Säure-Base-Indikator funktioniert

Warum wechselt der Indikator seine Farbe?

Die Moleküle der Säure-Base-Indikatoren sind selber schwache Säuren oder Basen, das heißt sie können Protonen abgeben. Das Molekül der Indikatorsäure wird vereinfacht als HInd bezeichnet. Nach Abgabe eines Protons bleibt Ind-, die so genannte korrespondierende Indikatorbase, zurück. Das Protolyse-Gleichgleichgewicht für die Abgabe beziehungsweise Aufgabe eines Protons bei einer wässrigen Indikator-Lösung ist das folgende: HInd_ + H_2O_Bild:Gleichgewicht.pngInd^-_ + H_3O^+_ Das Indikator-Molekül kann also ein Proton abgeben aber auch wieder aufnehmen. Bei einer hohen Konzentration an H3O+-Ionen (also in einer sauren Lösung), findet verstärkt die Reaktion nach links statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die linke Seite), wodurch die Konzentration von HInd (Indikatorsäure) größer ist als die Konzentration Ind- (Indikatorbase). Bei einer sehr geringen Konzentration an H3O+-Ionen (also in einer alkalischen Lösung) findet verstärkt die Reaktion nach rechts statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die rechte Seite), wodurch die Konzentration von Ind- größer ist als die Konzentration HInd. Dieser Sachverhalt wird besonders deutlich, wenn man das Massenwirkungsgesetz auf die oben genannte allgemeine Gleichung anwendet. Dann gilt mit konstantem K_s: K_s = . Wie üblich wird die quasi konstante Konzentration des Wassers in die Konstante mit einbezogen. Zu beachten ist, dass die Konzentration des H3O+ in einer anderen Größenordnung liegt als die des Indikators. Wenn nun diese Konzentration stark erhöht oder erniedrigt wird - je nachdem, ob die Lösung sauer oder basisch wird - muss sich das Gleichgewicht neu einstellen, denn K_s ist konstant. Deshalb muss sich die Konzentration von Ind- stark verändern, wodurch gleichzeitig, da HInd aus Ind- entsteht, die Konzentration von HInd sich entsprechend stark in die andere Richtung bewegen muss. Deshalb erfolgt der Indikatorumschlag im Allgemeinen sehr schnell. Die eigentliche Wirkung des Indikators beruht darauf, dass die Verbindung HInd eine andere Farbe besitzt als Ind-. In saurer Lösung überwiegt die Konzentration von HInd, so dass die Lösung die entsprechende Farbe annimmt. Erhöht man den pH-Wert, so steigt die Konzentration von Ind-, während die Konzentration von HInd abnimmt, bis erstere schließlich überwiegt und die Lösung die Farbe von Ind- annimmt. Die unterschiedliche Farbigkeit von protonierten und nichtprotonierten Farbstoff-Molekülen bezeichnet man als Halochromie. Der Umschlagspunkt des Indikators ist dadurch charakterisiert, dass c(HInd) = c(Ind^-). An diesem Punkt gilt also auch, da die beiden Terme sich in der oben genannte Gleichung des Massenwirkungsgesetzes dann wegkürzen, K_s = c(H_3O^+) und pK_s = pH . Der pH-Wert der Lösung am Umschlagspunkt entspricht also theoretisch der pK_s-Konstante des Indikators. Der praktische Umschlagspunkt liegt immer etwas anders, weil das menschliche Auge aus einem Farbgemisch die reine Farbe erst erkennt, wenn sie in mindestens zehnfachem Überschuss vorhanden ist. Dem entspricht in der logarithmischen Darstellung des pH-Werts eine Einheit. Für die Wahrnehmung der Indikatorsäure HInd gilt also ein pH-Wert von pK_s+1, für die Farbwahrnehmung der Indikatorbase pK_s-1, insgesamt gilt also für den Umschlagspunkt pH = pK_s \pm 1

Wann wechselt der Indikator seine Farbe?

Ein Säure-Base-Indikator ist selbst eine (schwache) Säure oder Base, die in saurer Lösung eine andere Farbe besitzt als in alkalischer Lösung. Gibt man also einen Indikator in eine saure Lösung, und gießt man zu dieser Lösung langsam eine Lauge, so verschiebt sich das Protolyse-Gleichgewicht des Indikators immer mehr bis schließlich die Lösung die Farbe ändert. Allerdings findet diese Änderung nicht immer bei pH = 7 statt. Schließlich gibt es ja auch verschiedene Indikatoren. Je nachdem wie stark HInd ist, ändert der Indikator seine Farbe bei einem bestimmten pH-Bereich. In diesem Bereich sind die Konzentrationen von HInd und Ind- in der Lösung etwa gleich groß. Dieser Bereich liegt
- bei kleinen pH-Werten, wenn HInd sein Proton leicht abgibt (HInd also eine relativ starke Säure ist),
- bei größeren pH-Werten, wenn HInd sein Proton nicht so leicht abgibt (HInd also eine relativ schwache Säure ist).

Stört der Indikator nicht die Titration?

Wenn eine Säure titriert werden soll, bestimmt man bekanntlich die Zahl der freien und leicht ablösbaren Protonen in der Lösung. Wenn man die Indikatorsäure HInd zugibt, sollte somit die Zahl der Protonen erhöht werden. Die Konzentration der Indikatorlösungen ist verglichen mit der zu titrierenden Säure jedoch sehr gering und liegt meist etwa bei einer Konzentration von 10-4 mol/l. Allerdings sind die Indikatoren stark färbend, physikalisch gesagt: sie haben einen hohen Extinktionskoeffizient, weshalb sie so niedrig wie möglich dosiert werden sollten.

Redox-Indikatoren

Der einfachste Einsatz von Redox-Indikatoren ist die Bestimmung des Endpunktes bei Redox-Titrationen (Oxidimetrie). Gängige Redox-Indikatoren sind:
- Methylenblau
- Neutralrot
- Ferroin
- rotes Blutlaugensalz
- gelbes Blutlaugensalz
- Dichlorphenolindophenol (DCPIP)

Komplexometrische Indikatoren

Mögliche Anwendung ist die maßanalytische Bestimmung der Konzentration von Metallionen, zum Beispiel die komplexometrische Titration. Eine typische Anwendung ist die Wasserhärtebestimmung. Bekannte Komplexometrische Indikatoren:
- Eriochromschwarz T
- Murexid
- Tiron

Weblinks

[http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/indikator/ Prof. Blumes Medienangebot für Schulchemie] Kategorie:Chemikaliengruppe Kategorie:Werkzeug der Chemie ja:酸塩基指示薬

Hypochlorit

Ein Hypochlorit ist ein Salz der Hypochlorigen Säure (auch Unterchlorige Säure) . Es enthält das Ion OCl-. Hypochlorit entsteht, wenn man Chlor in Laugen einleitet: Cl2 + 2 OH- → Cl- + OCl- + H2O In Lösung disproportioniert Hypochlorit nach und nach zu Chlorid und Chlorat: 3 OCl- → ClO3- + 2 Cl- Hypochlorite werden zum Bleichen und Desinfizieren verwendet, siehe auch Javellewasser. Kategorie:Stoffgruppe

Indophenol

Indophenol ist eine farbige Verbindung. Sie wird durch Reduktion farblos (Leuko-Verbindung), die Farbe kann durch Oxidation jedoch wiederkehren. Indophenol entsteht beim Ammoniak-Nachweis mittels Berthelot-Reaktion. Kategorie:Chemische Verbindung

Wasserstoff

Wasserstoff ist das chemische Element mit der Ordnungszahl 1 und wird durch das Elementsymbol H abgekürzt (für lateinisch hydrogenium „Wassererzeuger“; von altgriechisch υδωρ „Wasser“ und γεννάει „erzeugen“). Im Periodensystem steht es in der 1. Periode und der 1. Gruppe, nimmt also den ersten Platz ein. Wasserstoff ist das leichteste und das häufigste aller chemischen Elemente. Es ist Bestandteil des Wassers und aller organischen Verbindungen; insbesondere kommt es in sämtlichen lebenden Organismen vor.

Eigenschaften

Wasserstoff ist mit nur einem Proton und einem Elektron das leichteste der chemischen Elemente. Unter Normalbedingungen ist Wasserstoff gasförmig und als solches sowohl farb- als auch geruchlos. Man unterscheidet zwischen atomarem Wasserstoff (H) und der dimerisierten Form, dem molekularen Wasserstoff (H2). Unter den Bedingungen, die normalerweise auf der Erde herrschen, kommt Wasserstoff nur in der dimerisierten, molekularen Form vor.

Physikalische Eigenschaften

Molekularer Wasserstoff (H2) ist ein geruchloses und farbloses Gas und etwa 14-mal leichter als Luft. Sein Siedepunkt liegt bei 20,27 Kelvin, der Schmelzpunkt bei 14,02 Kelvin. Das Diffusionsvermögen ist aufgrund der geringen Molekülmasse das höchste aller Gase und führt zu einer Reihe von technischen Problemen beim Umgang mit Wasserstoff. Beispielsweise vermag er durch die Wände von Stahlbehältern zu diffundieren und auf diese Weise langsam auszutreten. Seine Wärmeleitfähigkeit liegt ebenfalls über der anderer Gase. Die ersten Spektrallinien im sichtbaren Bereich, zusammengefasst in der so genannten Balmer-Serie, liegen bei 656 nm, 486 nm, 434 nm und 410 nm. Daneben gibt es weitere Serien von Spektrallinien im Infrarot- und eine im Ultraviolettbereich des elektromagnetischen Spektrums. Eine besondere Bedeutung in der Radioastronomie hat die 21-Zentimeter-Linie in der Hyperfeinstruktur. In einem magnetischen Feld verhält sich H2 sehr schwach diamagnetisch. Das bedeutet, die Dichte der Feldlinien eines extern angelegten Magnetfeldes nimmt in der Probe ab. Die magnetische Suszeptibilität ist bei Normdruck \chi_m = 9,9x10-9 und typischerweise einige Größenordnungen unter der von diamagnetischen Festkörpern. Gegenüber elektrischem Strom ist H2 ein Isolator. In einem elektrischen Feld hat er eine Durchschlagsfestigkeit von mehreren Millionen Volt pro Meter.

Aggregatzustände

Bei Temperaturen unterhalb von 20,27 Kelvin verflüssigt sich das Gas und bildet eine klare, farblose Flüssigkeit. Anders als bei Helium tritt bei einfachem Wasserstoff keine Suprafluidität auf. Prinzipiell kann aber das Isotop Deuterium (2H) suprafluid werden. Senkt man die Temperatur weiter, gefriert Wasserstoff bei 14,02 Kelvin und bildet einen kristallinen Festkörper mit hexagonal dichtester Kugelpackung (hcp), wobei ein Atom von zwölf weiteren umgeben ist. Der Tripelpunkt des Wasserstoffs, bei dem seine drei Aggregatzustände gleichzeitig vorkommen, ist einer der Fixpunkte der Internationalen Temperaturskala. Er liegt bei einer Temperatur von exakt 13,8033 Kelvin. Unter extremen Bedingungen, wie sie innerhalb von Sternen herrschen, wird Wasserstoff metallisch. Dabei wird er elektrisch leitend. Über diesen Aggregatzustand sind nur wenige experimentelle Daten vorhanden, denn die Erzeugung ist im Labor äußerst schwierig und der Zustand sehr kurzlebig. Dennoch gelang 1996 einer Forschungsgruppe am Lawrence Livermore National Laboratory unerwartet der Nachweis der Existenz des metallischen Wasserstoffs. Der Zustand bestand etwa eine Mikrosekunde lang. Man vermutet, dass unter hohem Druck entstandener metallischer Wasserstoff teilweise in dieser Form bestehen bleibt, wenn er wieder in eine Umgebung mit Normalbedingungen zurückgeführt wird. Stellt sich das als wahr heraus, könnte metallischer Wasserstoff in Zukunft ein hochinteressanter Werkstoff mit bemerkenswerten Eigenschaften sein. Sind die Temperaturen und Drücke wie im Weltraum sehr niedrig, liegt in der Regel atomarer Wasserstoff vor. Die atomare Form ist sehr reaktiv und geht unter Normalbedingungen sofort Verbindungen ein (meist zu H2).

Chemische Eigenschaften

Weltraum Wasserstoff im status nascendi, der unmittelbar nach einer Wasserstoff darstellenden Reaktion entsteht, existiert nur für höchstens 0,5 Sekunden. Innerhalb dieser Zeitspanne reagieren in der Regel zwei H-Atome miteinander. Bei diesem Zusammenschluss zu Wasserstoffmolekülen (H2) wird sehr viel Energie pro Mol freigesetzt. Im Umkehrschluss muss diese Energie (man spricht in diesem Fall von Atomisierungsenthalpie) aufgebracht werden, um molekularen Wasserstoff in die Atome zu zerlegen: :\mathrm :Zwei H-Atome reagieren zu einem H2-Molekül und setzen dabei Energie frei. Auch nach diesem Zusammenschluss liegt der Wasserstoff für kurze Zeit in einem elektronisch angeregten Zustand vor und kann so - abweichend vom "normalen" chemischen Verhalten - für verschiedene Reaktionen genutzt werden. So gelingt es zum Beispiel nicht, mit Hilfe von im Kippschen Apparat erzeugten Wasserstoff, in einer angesäuerten, violetten Kaliumpermanganatlösung (KMnO4) oder gelben Kaliumdichromatlösung (K2Cr2O7) Farbwechsel hervorzurufen. Mit direkt in diesen Lösungen, durch Zugabe von Zinkpulver generiertem Wasserstoff in statu nascendi gelingt die reduktive Farbänderung. :\mathrm :Nascierender Wasserstoff vermag unter sauren Bedingungen violette Permanganatlösung zu entfärben. :\mathrm :Unter sauren Bedingungen wird gelbe Dichromatlösung grün durch die reduktive Wirkung des nascierenden Wasserstoffs. Bei Zimmertemperatur ist Wasserstoff vergleichsweise wenig reaktiv und beständig. Gemischt mit Sauerstoff oder Chlor reagiert er jedoch explosionsartig. Bei hohen Temperaturen wird das Gas reaktionsfreudig und geht mit Metallen und Nichtmetallen gleichermaßen Verbindungen ein. Mit Chlor reagiert Wasserstoff exotherm unter Bildung von gasförmigem Chlorwasserstoff, welches in Wasser gelöst Salzsäure ergibt. Beide Gase reagieren dabei mit gleichen Stoffmengenanteilen: :\mathrm :je ein Chlor- und Wasserstoffmolekül reagieren zu zwei Chlorwasserstoffmolekülen Diese Reaktion ist unter dem Namen Chlorknallgasreaktion bekannt, welche sich im Gegensatz zur Knallgasreaktion (Wasserstoff und Sauerstoff) schon durch die Bestrahlung mit Licht zünden lässt.

Wasserstoffbrückenbindung

Eine wichtige Eigenschaft des Wasserstoffs ist die sogenannte Wasserstoffbrückenbindung, eine anziehende elektrostatische Kraft zwischen zwei Molekülen. Ist H an ein stark elektronegatives Atom gebunden, so befindet sich sein Elektron eher in der Nähe des Bindungspartners. Es tritt also eine Ladungsverschiebung auf und das H-Atom wirkt nun positiv geladen. Der Bindungspartner wirkt entsprechend negativ. Kommen sich zwei solche Moleküle nahe genug, tritt eine anziehende elektrische Kraft zwischen dem positiven H-Atom des einen Moleküls und des negativen Teils des anderen auf. Das ist eine Wasserstoffbrücke. Da die Wasserstoffbrückenbindung schwächer ist als die Bindungskraft innerhalb eines Moleküls, verbinden sich die Moleküle nicht dauerhaft. Vielmehr bleibt die Wasserstoffbrücke nur Bruchteile einer Sekunde bestehen. Dann lösen sich die Moleküle voneinander, um erneut eine Wasserstoffbrückenbindung mit einem anderen Molekül einzugehen. Dieser Vorgang wiederholt sich ständig. Die Wasserstoffbrückenbindung ist für viele Eigenschaften verschiedener Verbindungen verantwortlich, wie etwa DNS oder Wasser. Bei letzterem führen diese Bindungen u.a. zu der Dichteanomalie.

Van-der-Waals-Bindung

Auch bei nichtpolaren Molekülen kann es zu Ladungsverschiebungen kommen, weil manche Atome eine stärkere Affinität zu Elektronen besitzen als andere. Ein solcher Dipol besteht aber nur sehr kurzzeitig. Dennoch wirkt dann zwischen zwei temporär polaren Molekülen eine Anziehung, die sogenannte Van-der-Waals-Bindung. Sie hat eine sehr geringe Reichweite und ist noch schwächer als die Wasserstoffbrückenbindung, tritt dafür aber auch bei nichtpolaren Molekülen auf. Da Wasserstoff mit einer Elektronegativität von 2,1 einen mittleren Wert hat, kann es besonders im Verbund mit Metallen (niedrige Elektronegativität), aber auch im Verbund mit Nichtmetallen (hohe Elektronegativität) zu einer temporären Dipolbildung kommen. Die Van-der-Waals-Bindung tritt also bei Wasserstoffverbindungen relativ häufig auf.

Atom- und kernphysikalische Eigenschaften

Metall Detaillierte quantenmechanische Aspekte finden sich im Artikel Wasserstoffatom. Ein einzelnes Wasserstoffatom besteht aus einem negativ geladenem Elektron, welches über die Coulomb-Wechselwirkung an einen positiv geladenen Kern gebunden ist. Dieser besteht stets aus einem einzelnen Proton und je nach Isotop eventuell noch aus einigen Neutronen. Das Wasserstoffatom 1H wird aufgrund seines einfachen Aufbaus als „Modellatom“ in der physikalischen Beschreibung der Atome herangezogen. So entstand am Wasserstoffatom das Bohrsche Atommodell, mit dessen Hilfe eine vergleichsweise einfache Beschreibung vieler Eigenschaften des Wasserstoffatoms möglich ist. Man stellt sich dazu vor, dass das Elektron den Kern auf einer von verschiedenen konzentrischen Kreisbahnen umläuft, ähnlich wie die Planeten die Sonne umlaufen. Laut Bohr besitzt das Elektron aber weiterhin die Möglichkeit, auf andere Bahnen zu springen, wenn es dabei Strahlung abgibt oder aufnimmt. Mit diesem Modell kann man die Spektrallinien des H-Atoms erklären, deren sichtbare Linien bei Wellenlängen 656 nm, 486 nm, 434 nm und 410 nm liegen (Balmer-Serie). Im ultravioletten Bereich liegt die Lyman-Serie mit Wellenlängen von 122 nm, 103 nm, 97 nm und 95 nm. Wichtige Serien im Infraroten sind die Paschen-Serie (1,9 µm; 1,3 µm; 1,1 µm und 1 µm) und die Brackett-Serie (4,1 µm; 2,6 µm; 2,2 µm und 1,9 µm). In allen Serien sind nur die ersten vier Linien angegeben. Bei anderen Atomen oder Betrachtung von Details versagt das Bohrsche Modell aber. Physikalisch korrekter ist die quantenmechanische Beschreibung. Das H-Atom ist das einzige, für das sich das Eigenwertproblem sowohl der nichtrelativistischen Schrödingergleichung als auch der relativistischen Diracgleichung analytisch, das heißt ohne den Einsatz numerischer Verfahren, lösen lässt. Das ist sonst nur für Ionen möglich, denen lediglich ein Elektron verblieben ist (beispielsweise \mathrm^, \mathrm^, usw.). Andere quantenmechanische Phänomene bewirken weitere Effekte. Die Feinstruktur der Spektrallinien kommt u. a. daher, dass Bahndrehimpuls und Spin des Elektrons miteinander koppeln. Berücksichtigt man darüberhinaus auch den Kernspin, kommt man zur Hyperfeinstruktur. Eine sehr kleine, aber physikalisch besonders interessante Korrektur durch Vakuumfluktuationen, ist die Lambverschiebung. Durch all diese Korrekturen wird bereits das Spektrum des Wasserstoffs zu einem komplexen Phänomen, dessen Verständnis im Rahmen der Quantenmechanik viel theoretisches Wissen erfordert.

Isotope

Es existieren drei natürlich vorkommende Isotope des Wasserstoffs. Es ist das einzige Element, dessen natürlich vorkommende Isotope eigene Namen haben. Daneben gelang es, vier weitere Isotope künstlich zu erzeugen.

Kernspinzustände im H2-Molekül

Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoffgas H2 ein Gemisch zweier Molekülarten, die sich durch die "Richtung" ihrer Kernspins unterscheiden. Diese beiden Formen sind als ortho- und para-Wasserstoff bekannt (kurz o- und p-Wasserstoff). Bei o-Wasserstoff haben die Kernspins die gleiche (parallele) Richtung, während sie beim p-Wasserstoff entgegengesetzte (antiparallele) Richtung aufweisen. o-Wasserstoff ist die energiereichere Form. Die beiden Molekülarten hängen über folgende, temperaturabhängige Gleichgewichtsbeziehung miteinander zusammen: :\mathrm :Die beiden Formen können unter Energieaufnahme bzw. -abgabe ineinander übergehen. Am absoluten Nullpunkt findet man ausschließlich p-Wasserstoff. Unter Standardbedingungen liegen 25 % des Wasserstoffs als p-Form und 75 % als o-Form vor. Theoretische Berechnungen ergeben, dass der Anteil der o-Form nicht über diesen Anteil hinaus gesteigert werden kann. o- und p-Wasserstoff weisen leicht unterschiedliche physikalische Eigenschaften auf. So liegen beispielsweise der Schmelz- und Siedepunkt der p-Form etwa 0,1 K unter denen der o-Form. Kühlt man Wasserstoff auf -259,2 °C ab, dann geht dieser in einen schlammartigen Zustand, genannt Slush, über. Bei der industriellen Herstellung von flüssigem Wasserstoff spielt obiges Gleichgewicht eine wichtige Rolle. Der Wechsel der Kerne in die antiparallele Orientierung (→ p-Wasserstoff) erfolgt beim Abkühlen nur sehr langsam, da die Wechselwirkungen zwischen den Kernen - genauer gesagt beeinflussen sich die Kerne über ihre magnetischen Momente - nur sehr schwach sind. Deswegen versucht man, die Einstellung des Gleichgewichts durch den Einsatz von Katalysatoren zu beschleunigen.

Geschichte

Entdeckungsgeschichte

Katalysator Entdeckt wurde Wasserstoff vom englischen Chemiker und Physiker Henry Cavendish im Jahre 1766, als er mit Quecksilber und Säuren experimentierte. Als er die beiden Substanzen zusammenbrachte, entstanden im Gemisch kleine Gasbläschen. Bei einer näheren Untersuchung konnte er es nicht als eines der bekannten Gase identifizieren. Obwohl er fälschlicherweise annahm, dass der Wasserstoff ein Bestandteil des Quecksilbers sei (anstatt Bestandteil der Säure), konnte er die Eigenschaften des Gases gut beschreiben. Säure Eine genauere Analyse geschah durch Antoine Lavoisier. Der französische Chemiker entdeckte das Gas im Jahr 1787 unabhängig von Cavendish, als er in einem Experiment zeigen wollte, dass bei chemischen Reaktionen keine Masse verloren geht oder erzeugt wird. Er erhitzte Wasser in einer abgeschlossenen Apparatur und ließ den Dampf an anderer Stelle kondensieren. Dabei stellte er fest, dass die Masse des kondensierten Wassers etwas geringer war als die der ursprünglichen Menge. Dafür entstand ein Gas (H2), dessen Masse genau der der "verlorengegangenen" Wassermenge entsprach. Sein eigentliches Experiment war also erfolgreich. Lavoisier untersuchte das entstandene Gas weiter und führte die heute als Knallgasprobe bekannte Untersuchung durch, wobei das Gas verbrannte. Er nannte es daher zunächst "brennbare Luft". Als er in weiteren Experimenten zeigte, dass sich aus dem Gas auch umgekehrt Wasser erzeugen lässt, taufte er es als hydro-gène (hydro = Wasser, griechisch; genes = erzeugend). Das Wort bedeutet demnach: "Wasser-Bildner". Die deutsche Bezeichnung lässt auf die gleiche Begriffsherkunft schließen.

Erforschung

Da Wasserstoff das einfachste Element ist, war und ist es Gegenstand intensiver physikalischer Forschung, was entscheidend zur Entwicklung der Atom- und Quantenphysik beigetragen hat. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren die chemischen Eigenschaften des Wasserstoffs weitgehend bekannt. Allerdings gab es noch keine Begründung für viele dieser Eigenschaften. Niels Bohr konnte mit seinem Atommodell 1913 erstmals das Linienspektrum von Wasserstoff erklären. Bohr bekam dafür den Nobelpreis. Trotz diesem überragenden Erfolg gab das Modell aber noch keine Erklärung für die später beobachtete Aufspaltung der Spektrallinien. Einer der zugehörigen Effekte ist die Aufspaltung aufgrund verschiedener Isotope im Wasserstoff-Gas. Als Harold Clayton Urey (zusammen mit Brickwedde und Murphy) flüssigen Wasserstoff über längere Zeit verdampfen ließ, entdeckte er "schweren Wasserstoff" in dem Rückstand. Als er die Spektrallinien untersuchte, konnte er daraus Deuterium identifizieren. Für seine Entdeckung erhielt er 1934 den Nobelpreis. Tritium wurde im gleichen Jahr von dem Australier Mark Oliphant gefunden. Weitere Effekte wurden von Dirac berücksichtigt. Er entwickelte eine Wellengleichung, die den Spin und die Aussagen der Relativitätstheorie miteinbezieht. 1957 entdeckte Lamb die nach ihm benannte Lambverschiebung: die ständige Erzeugung und Vernichtung virtueller Teilchen (Quantenfluktuation) bewirkt eine geringfügige Verschiebung der Energieniveaus. Gegenwärtig erzeugt man aus Wasserstoff sogenannte exotische Atome, indem Wissenschaftler beispielsweise das Elektron durch ein Myon austauschen (Myonium), oder das Proton durch ein Lambda-Teilchen. Es ist auch gelungen, Antiwasserstoff zu bilden, ein System aus einem Positron und einem Antiproton, also ein komplettes Atom aus Antimaterie. Eine andere Variante ist das Positronium, bei dem anstatt des Protons ein Positron vorhanden ist. Es lässt sich vorstellen, das daraus positronisches Wasser herstellbar ist, bei dem zwei Positronium-Teilchen an ein Sauerstoffatom gebunden sind. Die Forschung in dieser Richtung trägt dazu bei, die Struktur der Materie sowie den Anfang des Universums besser zu verstehen.

Vorkommen

positronisches Wasser Wasserstoff ist das häufigste chemische Element im Weltall. Wasserstoff macht 75 % der gesamten Masse, beziehungsweise 90 % aller Atome im Universum aus.

Außerirdische Vorkommen

Schon kurz nach der Entstehung des Universums waren Protonen und Neutronen in überwältigender Zahl vorhanden. Bei den vorherrschenden hohen Temperaturen vereinigten sich diese zu leichten Atomkernen, wie D und 4He. Die meisten Protonen blieben allerdings unverändert und stellten die zukünftigen 1H-Kerne dar. Nach circa 400.000 Jahren, nachdem sich die Temperatur des Weltalls weit genug abgekühlt hatte, konnten sich Wasserstoff-Atome einfach durch Zusammenschluss der Kerne mit den Elektronen bilden. Zu diesem Zeitpunkt ist das All mit Wasserstoff gefüllt. Mit der weitergehenden Abkühlung des Universums teilte sich die Masse assymetrisch auf und formte Wolken aus Wasserstoffgas. Unter dem Einfluss der Gravitation verdichteten sich diese zunehmend, und unter enormem Druck setzte die Verschmelzung der H-Atome ein. Es entstanden erste Sterne und Sonnen. Dort fusionierten die Wasserstoff-Atomkerne vorrangig zu Helium. Besonders in sehr großen Sternen entstanden aber ebenfalls die schwereren Elemente wie Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff, die die Grundbausteine aller bekannten Lebensformen sind. Sterne bestehen hauptsächlich aus Wasserstoff-Plasma. Die Kernfusion von Wasserstoff 1H über die Zwischenstufen Deuterium 2H und Tritium 3H zu Helium 4He in Sternen bildet deren Energiequelle. In unserem Sonnensystem macht der in der Sonne enthaltene Wasserstoff den überwiegenden Großteil der gesamten Masse aus. Aber auch die schwersten Planeten bestehen zu großen Teilen aus Wasserstoff, was den Massenanteil des Elements im Sonnensystem weiter erhöht. Unter den extremen Bedingungen, die in den großen Gasplaneten Jupiter und Saturn herrschen, kann er in metallischer Form existieren. Wahrscheinlich ist der Anteil an metallischem Wasserstoff in den Himmelskörpern noch größer als bisher angenommen. Dieser Zustand ist wegen der elektrischen Leitfähigkeit besonders für die Ausbildung der planetaren Magnetfelder verantwortlich. Außerhalb unseres Sonnensystems kommt Wasserstoff auch in gigantischen Gaswolken vor. In den sogenannten H-I-Gebieten liegt das Element nichtionisiert und molekular vor. Diese Gebiete emittieren Strahlung von etwa 1420MHz, die 21cm-Linie, die von Übergängen des Gesamtdrehimpulses herrührt. Sie spielt eine wichtige Rolle in der Astronomie und dient dazu, Wasserstoffvorkommen im All zu lokalisieren und zu untersuchen. Ionisierte Gaswolken mit atomarem Wasserstoff nennt man dagegen H-II-Gebiete. In diesen Gebieten findet die Entstehung neuer Sterne statt. Mit ihrer Hilfe lassen sich Rückschlüsse ziehen auf die Zusammensetzung in der Nähe befindlicher Galaxien. Wegen ständiger Ionisation und Rekombination der Atome senden sie mitunter sichtbare Strahlung aus, die oft so stark ist, dass man diese Gaswolken mit bloßem Auge sehen kann.

Irdische Vorkommen

Auf der Erde ist der Massenanteil wesentlich geringer. Außerdem liegt - im Gegensatz zu den Vorkommen im All - der irdische Wasserstoff überwiegend gebunden und nur selten rein vor. Von keinem anderen Element sind so viele Verbindungen bekannt; die häufigste ist Wasser.

Erdkruste

Das Element kommt aber auch in allen Lebewesen, in Erdöl, Erdgas und in vielen Mineralen vor. Andere natürliche Vorkommen sind Kohle und natürliche Gase, beispielsweise Methan (CH4).

Salz- und Süßwasser

Der wahrscheinlich größte Anteil irdischen Wasserstoffs kommt in der Verbindung Wasser vor. In dieser Form bedeckt er zu über zwei Dritteln die Erdoberfläche. Die gesamten Wasservorkommen der Erde belaufen sich auf circa 1.386 Milliarden km3. Davon entfallen 1.338 Milliarden km3 (96,5 %) auf Salzwasser in den Ozeanen. Die verbliebenen 3,5 % liegen als Süßwasser vor. Davon befindet sich widerum der größte Teil im festen Aggregatzustand: in Form von Eis in der Arktis und Antarktis sowie in den Permafrostböden v.a. in Sibirien. Der geringe restliche Anteil ist flüssiges Süßwasser und findet sich meist in Seen und