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Ammoniumsulfat

Ammoniumsulfat

Ammoniumsulfat (E 517) ist ein Salz von Ammoniak mit Schwefelsäure. Ein verwandtes Salz ist Ammoniumhydrogensulfat.

Eigenschaften

Ammoniumsulfat, (NH₄)₂SO₄, bildet farb- und geruchlose Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 235° C (unter Zersetzung), die sich in Wasser sehr gut (zu 754 g/l) lösen; die wässrige Lösung reagiert schwach sauer. Wie viele Ammoniumsalze kann es mit Natriumnitrit oder Kaliumnitrit schon bei Raumtemperatur unter Flammenbildung oder sogar explosionsartig reagieren.

Herstellung

Ammoniumsulfat wird durch Einleiten von Ammoniak in 80%ige Schwefelsäure oder durch Umsetzung von Ammoniak, Kohlendioxid und Wasser mit Gips hergestellt.

Verwendung

Ammoniumsulfat ist ein wichtiger Düngemittelzusatzstoff. In biologischen Kläranlagen dient es als ein Bestandteil von Nährstoffmischungen für die Bakterienkulturen. In der chemischen Industrie dient es unter anderem als Eiweißfällungsmittel, als Flotationsmittel und zur Herstellung von Feuerlöschpulver und Flammschutzmitteln. Die Lederindustrie verwendet es für Beizen, die Papierindustrie für schwer entflammbare Papiere. Es ist als Lebensmittelzusatzstoff (E 517) zugelassen. Kategorie:Ammoniakverbindung Kategorie:Chemische Verbindung

Salze

Salze sind chemische Verbindungen (häufig aus Metall und Nichtmetall), die eine aus Ionen bestehende Kristallstruktur haben. Salze sind für den Menschen unentbehrlich. Das wichtigste Salz ist das Kochsalz (=Natriumchlorid). Es wurde im Mittelalter auch das „weiße Gold genannt“. Salz war stets ein wichtiges Handelsgut. Es fand sogar mehrfache Erwähnung in der Bibel. Viele Städte tragen das Wort Salz (oder das Keltische Wort Hall) im Namen. (zum Beispiel Halle, Reichenhall, Hallein, Hall, Schwäbisch Hall, Salzburg, Salzgitter, Bad Salzuffeln, Salzdettford, Bad Salzschlirf). Menschen gewinnen Salz entweder durch Meerwasserentsalzung, Salzstöcke oder aus Solen. Städte, die im Mittelalter über Salzlager verfügten waren in der Regel dadurch sehr reich. Gebrauch von Salzen: Kochsalz, Soda (für Seifensiedereien, Glashütten), Waschstoff, Chlorherstellung (Bleich- und Desinfektionsmittel, für die PVC-Herstellung), Streusalz, Charakteristische Eigenschaften von Salzen:
- Salze sind aus Ionen aufgebaut
- Salzschmelzen und wässrige Lösungen leiten den elektrischen Strom (freie bewegliche Elektronen)
- Salzkristalle leiten den elektrischen Strom nicht!
- Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe. Sie haben einen hohen Schmelzpunkt
- Salzkristalle sind hart und spröde
- Sie bestehen immer aus einem oder mehreren Metallion und einem oder mehreren Säurerestion
- Nach „außen“ hin sind Salze ungeladen
- Salze besitzen in der Regel eine hohe Schmelz- und Siedetemperatur, eine geringe Härte, meist eine geringe thermische Ausdehnung und Kompressibilität. Beispiele: Salpeter, Kochsalz

Möglichkeiten der Salzbildung in Natur und im Labor

1. Reaktionsprodukte einer Säure mit einer Base. Die allgemeine Reaktionsgleichung dazu lautet: Säure + Base → Salz + Wasser.
- Beispiel 1 Salzsäure + Natriumhydroxid → Natriumchlorid + Wasser HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)
- Beispiel 2 Schwefelsäure + Bariumhydroxid → Bariumsulfat + Wasser H₂SO₄ (aq) + Ba(OH)₂ (aq) → BaSO₄ (s) + 2 H₂O (l) 2. Salzbildung aus Metalloxid und Säure
- Beispiel Herstellung von frischem Kalkwasser Kalziumoxid wird mit Wasser vermischt (und anschließend filtriert) CaO + H₂O → Ca(OH)₂ 3. Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge Entsprechend der obigen Reaktion verbinden sich Nichtmetalle mit Lauge zu Salzen Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O + E Anmerkung: Im Grunde entsprechen die Wege 2. und 3. dem ersten, da in Nichtmetalloxide mit Wasser Säuren bildet und Metalloxide mit Wasser Laugen entstehen lassen. 4. Salzbildung aus den Elementen Metalle und Nichtmetalle reagieren teilweise heftig miteinander und bilden dabei Salz.
- Beispiel' Mg + I₂ → MgI₂
Typen von Salzen
Salze setzen sich immer aus Metallionen und Säurerestionen zusammen. Demzufolge kann man sie nach den Metallionen oder den Säureresten klassifizieren. Letzteres ist umgangssprachlich häufiger, wenn z.B. von Phosphaten die Rede ist. Hier eine Übersicht über verschiedene Salze nach ihren Säureresten geordnet:
- Halogensalze
- Bromide
- Chloride
- Fluoride
- Iodide
- Salze von anorganischen Säuren
- Azide
- Borate
- Carbonate
- Chlorate
- Cyanate
- Cyanide
- Dihydrogenphosphate
- Hydrogencarbonate
- Hydrogenphosphate
- Hydrogensulfate
- Hydrogensulfide
- Hydrogensulfite
- Hypochlorite
- Iodate
- Iodite
- Isocyanate
- Nitrate
- Nitrite
- Perchlorate
- Periodate
- Phosphate
- Sulfate
- Peroxodisulfate
- Sulfide
- Disulfide
- Sulfite
- Thiocyanate (Rhodanide)
- Salze von organischen Säuren
- Acetate
- Butyrate
- Citrate
- Formiate
- Glutamate
- Lactate
- Pyruvate
- andere Salze
- Carbide
- Oxide
- Peroxide
- Silikate
- Friedelsches Salz
Siehe auch

- Doppelsalze, Speisesalz Kategorie:Stoffgruppe ja:塩 simple:Salt

Schwefelsäure

Schwefelsäure ist eine starke, anorganische Säure. Sie zählt zu den Mineralsäuren und gehört zu den 20 wichtigsten Chemikalien der chemischen Industrie. Als Lebensmittelzusatzstoff hat sie die Nummer E 513. Verdünnte Schwefelsäure nennt man Dünnsäure.

Gewinnung und Darstellung

Schwefelsäure wird nach dem Vitriolverfahren und dem Bleikammerverfahren (beide historisch), dem Kontaktverfahren oder dem Doppelkontaktverfahren hergestellt. Das älteste Verfahren zur Schwefelsäureherstellung ist das Vitriolverfahren. Es wurde im 13. Jahrhundert von Alchemisten angewendet. Vitriole sind Sulfate, die sich relativ leicht thermisch zersetzen lassen und dabei in Schwefeltrioxid und ein Metalloxid übergehen. Johann Rudolph Glauber (1604-1670) konstruierte die erste Schwefelsäure-Manufaktur der Welt, die um 1650 in Nordhausen (Harz) nach diesem Verfahren Schwefelsäure herstellte.

Eigenschaften

Die Schwefelsäure mit der Summenformel H₂SO₄ ist eine starke Säure (pK_S=-3, pK_S vom Hydrogensulfatanion HSO₄^-=1,9). Als starke anorganische Säure zählt sie zu den Mineralsäuren. Konzentrierte Schwefelsäure ist auch ein starkes Oxidationsmittel. Konzentrierte Schwefelsäure wirkt hygroskopisch und kann deshalb zum Trocknen von Gasen und Flüssigkeiten eingesetzt werden. Die Moleküle der Schwefelsäure haben ein starkes Dipolmoment, dessen positiver Pol beim Schwefel liegt. Beim Verdünnen konzentrierter Schwefelsäure entsteht sehr viel Wärme. Daher müssen entsprechende Vorsichtsmaßnahmen ergriffen werden. Wichtig ist dabei, dass man niemals Wasser zu einer Säure gibt, da es sonst zu einer explosionsartigen Verdampfung des Wassers kommen kann. Der entstehende Druck kann die Säure meterweit durch den Raum und im schlimmsten Fall jemandem in die Augen spritzen. Eselsbrücke dazu: Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure.

Bedeutung und Verwendung

Schwefelsäure ist eine der am häufigsten produzierten Chemikalien. 1997 wurden weltweit mehr als 130 Millionen Tonnen hergestellt. Die Anwendungsmöglichkeiten sind sehr vielfältig. Man verwendet Schwefelsäure
- zum Aufschließen von Erzen (beispielsweise beim TiO₂- oder dem Uranaufschluss)
- für die Herstellung von Sulfaten
- für die Herstellung von anderen Säuren (beispielsweise Fluorwasserstoffsäure oder Phosphorsäure)
- zur Herstellung von Düngemitteln (als Phosphataufschluss, Kaliumsulfat)
- für die Herstellung von Tensiden
- als Katalysator
- zur Metallbehandlung
- als Trockenmittel
- als Reaktionshilfsmittel (Nitriersäure)
- in Autobatterien.
- zum Ätzen von Halbleitern
- wegen seiner Leitfähigkeit als Zusatzmittel für Wasser bei der Elektrolyse In der Lebensmittelindustrie wird Schwefelsäure als technischer Hilfsstoff eingesetzt, um modifizierte Stärke und Casein herzustellen und Trinkwasser aufzubereiten. Sie fließt nicht in das Endprodukt ein und ist daher nicht oder nur in Spuren vorhanden, die gesundheitlich unbedenklich sind. In der Europäischen Union muss die Schwefelsäure nicht auf der Produktverpackung ausgewiesen werden. Die produzierte Menge an Schwefelsäure war ein Indikator für die Struktur der chemischen Industrie eines Landes. In der II. Entwicklungsphase der chemischen Industrie werden große Mengen Schwefelsäure verbraucht. Entwicklungsphasen:
- I. vorherrschender Natronlauge-Verbrauch
- II. vorherrschender Schwefelsäure-Verbrauch
- III. vorherrschender Chlor-verbrauch

Struktur

Die hier angegebenen Partialladungen Bild:schwefelsaeure.jpg lassen sich anhand der Grenzstruktur erklären, in welcher für alle Atome die Oktettregel erfüllt ist. 50px In der allgemeinen Schreibweise 50px kann die Bindung von vier Sauerstoffatomen an den Schwefel nicht erklärt werden, ohne das die d-Orbitale (dz²; dx²-y²) in der Valenzschale des Schwefels für die Pi-Bindung miteinbezogen werden (vgl. PSE). Bis zur Deprotonierung bleibt das Molekül trotz der formalen Ladungen von aussen ungeladen. Nachdem sich beide Protonen abgespalten haben, verbleibt das Säureanion als zweifach negativ geladenes Ion. Bild:Sulfat.PNG

Nachweis

Schwefelsäure kann in Form des Sulfatanions nachgewiesen werden. Als Sulfatnachweis dient z. B. die Fällung als unlösliches Bariumsulfat nach Zugabe von Bariumchlorid-Lösung.

Salze und Ester der Schwefelsäure

Die Salze und Ester der Schwefelsäure heißen Sulfate und Hydrogensulfate. Die salzartigen Sulfate enthalten das Sulfat-Ion (SO₄^2-).

Wichtige Sulfate

- Kupfersulfat
- Calciumsulfat (Gips, Anhydrit) (CaSO₄)
- Bariumsulfat (Baryt, Schwerspat) (BaSO₄)
- Alaun
- Aluminit
- Eisensulfat Siehe auch: Sulfid

Weblinks

[http://www.ch-2.de/3_gleichgew/SO3-Synthese/Schwefels_herst.html Glaubers Vitriolverfahren]

Nicht vereinfachte Strukturformel

[http://upload.wikimedia.org/wikipedia/de/archive/4/4d/20050423173829%21Schwefelsaeure.jpg Chemisch korrekte Darstellung] Kategorie:Chemische Verbindung ja:硫酸 ko:황산 ms:Asid Sulfurik

Kristall

Ein Kristall ist ein anisotroper, homogener Körper, der aus einer dreidimensional und periodisch angeordneten Struktureinheit besteht. Man bezeichnet diese als Einheitszelle und dessen Anordnung als Kristallgitter. Festkörper ohne eine innere Ordnung wie Glase werden amorph genannt. Daneben gibt es noch Quasikristalle, die zwar wohlgeordnet sind, jedoch keine dreidimensionale Translationssymmetrie besitzen und aus mehreren unterschiedlichen Struktureinheiten aufgebaut sein können. Je nach Ausprägung unterscheidet man Kristalle in durch Grenzflächen geprägte Kristallite und unbeeinträchtigt ausgebildete Einkristalle. Anisotrope Flüssigkeiten, welche dadurch einige Charakteristika eines Kristalls aufweisen, bezeichnet man als Flüssigkristalle. Die Wissenschaft, welche die Eigenschaften und Formen von Kristallen erforscht, ist die Kristallographie.

Etymologie

Der Begriff Kristall stammt ursprünglich von dem griechischen Wort „krýstallos“ = Eis ab. Bei dem bereits im antiken Griechenland betriebenen Bergbau wurden wahrscheinlich Quarz-Kristalle entdeckt, die für nicht geschmolzenes Eis gehalten wurden. Daher stammt die Bezeichnung „Krystall“, die sich im Laufe der Zeit zu „Kristall“ gewandelt hat.

Klassifikation und Struktur

Alle möglichen Kristallgitter lassen sich im Rahmen der Gruppentheorie anhand ihrer Kristallklassen in 230 kristallographische Raumgruppen klassifizieren, welche ihrerseits auf den Punktgruppen und den Bravais-Gittern basieren (siehe auch Kristallsystem). Die Kristallstruktur ist jedoch nicht stoffspezifisch, das heißt eine Substanz bzw. ein Mineral kann je nach äußeren Bedingungen (Druck, Temperatur etc.) unterschiedliche thermodynamisch stabile Raumgruppen besitzen, welche man als Modifikationen bezeichnet. Die Regelmäßigkeit im Inneren spiegelt sich mitunter auch in der makroskopischen Geometrie wieder. So sind zum Beispiel Eiskristalle sechseckig, während Kochsalzkristalle würfelförmig sind. Das äußere Aussehen eines Kristalls wird als Kristallhabitus oder Kristalltracht bezeichnet. Die Kristallflächen bzw. Gitterebenen werden durch Millersche Indizes beschrieben. Die Untersuchung von Kristallstrukturen ist Aufgabenfeld der Kristallstrukturanalyse.

Gitterfehler

Ein realer Kristall enthält Gitterfehler, das heißt die dreidimensional-periodische Anordnung der Atome ist gestört. Man unterscheidet Punktfehler, Linienfehler, Flächenfehler und Volumenfehler. Punktfehler sind die einzigen Gitterfehler, die auch im thermodynamischen Gleichgewicht vorkommen. Im Regelfall liegt ein kristalliner Festkörper als Polykristall und nicht als Monokristall vor, das heißt der Körper besteht aus vielen kleinen Kristallen (Kristalliten), die durch Korngrenzen voneinander getrennt sind. Liegen verschiedene Kristallarten nebeneinander vor, so spricht man von Phasengrenzen.

Kristallisation

Ein Kristall entsteht, wenn die Temperatur einer Schmelze langsam genug unter den Schmelzpunkt sinkt und daraufhin die thermische Bewegung der einzelnen Atome einen so geringen Wert annimmt, dass die gegenseitigen Bindungen durch thermische Schwingungen nicht mehr aufgebrochen werden und die Atome sich so zu einem einheitlichen Gitter vereinigen können, welches durch eine Fernordnung geprägt ist. Das einheitliche Gitter hat eine geringere freie Enthalpie als das amorphe Glas, welches lediglich über eine Nahordnung verfügt. Man bezeichnet diesen Vorgang als Kristallisation. Ausgangspunkt für die Kristallbildung ist ein Kristallisationskeim, der bei sinkender Temperatur wächst. Existieren viele solcher Kristallkeime oder setzt die Kristallisation an mehreren Stellen gleichzeitig ein, so entsteht ein Polykristall. Sinkt die Temperatur der Schmelze so schnell, dass sich die Atome nicht periodisch anordnen können, so entsteht ein Glas. In vielen Fällen kommt es im Zuge der Kristallisation zu einem verwachsen zweier Kristalle gleicher Struktur und Zusammensetzung, welche man in Folge als Kristallzwilling bezeichnet. Unter einer Umkristallisation versteht man die Änderung einer Kristallstruktur, bedingt durch die Änderung äußerer Faktoren wie den Druck- und Temperaturbedingungen. Hierbei wechselt der kristalline Feststoff bzw. das Mineral seine Modifikation. Die künstliche Herstellung von Kristallen bezeichnet man als Kristallzucht.

Eigenschaften

Kristalle haben eine höhere Dichte als ihre amorphen Gegenstücke. Nichtmetallische anorganische Kristalle sind härter, aber auch spröder. Alle Metalle erstarren im Regelfall kristallin. Das Verhalten von Licht in Kristallen wird durch die Kristalloptik beschrieben. Wichtige hiermit verbundene Eigenschaften und Phänomene sind die optische Aktivität, die Polarisation, die Doppelbrechung und der Pleochroismus. Periodische dielektrische Strukturen, so genannte photonische Kristalle, zeigen neuartige optische Eigenschaften.

Formen und Beispiele

photonische Kristalle Viele Schmucksteine sind besonders schöne und große Kristalle der verschiedenen Mineralien. Der Bergkristall ist eine farblose Variante des Quarz-Kristalls, die violette Variante ist der Amethyst. Der Diamant ist eine kristalline Form des Kohlenstoff und das härteste natürlich vorkommende Mineral. Auch Silizium kristallisiert im Diamantgitter. Es ist wohl zur Zeit der Stoff, der am häufigsten in großen Mengen einkristallin verwendet wird (Halbleitertechnik). Im Gegensatz dazu weist Galliumarsenid (GaAs) die so genannte Zinkblende-Struktur auf.

Literatur

- Ashcroft, Neil W. (2001): Festkörperphysik. München, Wien: Oldenbourg. ISBN 3486248340
- Walter Borchardt-Ott (2002): Kristallographie. Springer. ISBN 3540439641
- Charles Kittel (2002): Einführung in die Festkörperphysik. Oldenbourg. ISBN 3486272195
- Will Kleber, Hans-Joachim Bautsch, Joachim Bohm (1998): Einführung in die Kristallographie. Oldenbourg. ISBN 3486273191
- Konrad Kopitzki, Peter Herzog (1989): Einführung in die Festkörperphysik. 2. Auflage. Teubner, Stuttgart. ISBN 3519330830
- Ulrich Müller (2004): Anorganische Strukturchemie. Teubner. ISBN 3519335123
- Lesley Smart, Elaine Moore (1997): Einführung in die Festkörperchemie. Springer. ISBN 3540670661

Weblinks

- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Kristall Mineralienatlas - Kristall]
- [http://www.mineralien-basel.ch Alpine Mineralien - Kristall]
- [http://www.meinemineraliensammlung.de/victor/goldschmidt/ Atlas der Krystallformen von Victor M. Goldschmidt] Kategorie:Kristallographie Kategorie:Mineralogie Kategorie:Festkörperphysik ja:結晶

Wasser

Wasser ist eine chemische Verbindung aus den Elementen Sauerstoff und Wasserstoff. Die Bezeichnung Wasser wird besonders für den flüssigen Aggregatzustand verwendet, im festen, also gefrorenen Zustand wird es Eis genannt, im gasförmigen Zustand Wasserdampf oder einfach nur Dampf. Dampf

Etymologie und alternative Bezeichnungen

Das Wort Wasser leitet sich vom althochdeutschen wazzar „das Feuchte, Fließende“ ab. Andere chemische Bezeichnungen für Wasser sind:
- Wasserstoffoxid (auf deutsch die korrekte, weil einfachste Bezeichnung)
- Diwasserstoffmonoxid, Wasserstoffhydroxid, Dihydrogeniumoxid, Hydrogeniumoxid, Hydrogeniumhydroxid oder Dihydrogenmonoxid

Vorkommen

Erde

Große Teile der Erde sind vom Wasser bedeckt, wobei dies besonders auf der Südhalbkugel der Fall ist und sich als Extrem an der Wasserhalbkugel zeigt. Die Versorgung der Weltbevölkerung mit hygienisch und toxikologisch unbedenklichem Trinkwasser, sowie einer ausreichenden Menge Nutzwasser, stellt eine der größten Herausforderungen der Menschheit in den nächsten Jahrzehnten dar. Die Wasservorkommen der Erde belaufen sich auf circa 1 386 Millionen km³, wovon allein 1 338 Millionen km³ (96,5 %) auf das Salzwasser der Weltmeere entfallen. Nur 48 Millionen km³ (3,5 %) des irdischen Wassers liegen als Süßwasser vor. Das mit 24,4 Millionen km³ (1,77 %) meiste Süßwasser ist dabei als Eis an den Polen, Gletschern und Dauerfrostböden gebunden und somit nicht der Nutzung zugänglich. Einen weiteren wichtigen Anteil macht das Grundwasser mit 23,4 Millionen km³ aus. Das Wasser der Fließgewässer und Binnenseen (190 000 km³), der Atmosphäre (13 000 km³), des Bodens (16 500 km³) und der Lebewesen (1 100 km³) ist im Vergleich rein mengenmäßig recht unbedeutend. Dabei ist jedoch nur ein geringer Teil des Süßwassers auch als Trinkwasser verfügbar. Insgesamt liegen 98,233 % des Wassers in flüssiger, 1,766 % in fester und 0,001 % in gasförmiger Form vor. In seinen unterschiedlichen Formen weist das Wasser dabei spezifische Verweilzeiten auf und zirkuliert fortwährend im globalen Wasserkreislauf. Diese Anteile sind jedoch nur näherungsweise bestimmbar und wandelten sich auch stark im Laufe der Klimageschichte, wobei im Zuge der globalen Erwärmung von einem Anstieg des Wasserdampfanteils ausgegangen wird.

Sonnensystem

Auch außerhalb der Erde kommt zwar Wasser vor, aber nur in sehr geringen Mengen und dann als Eis oder Wasserdampf. Als Eis wurde Wasser in Kometen („schmutzige Schneebälle“), auf dem Mars und auf einigen Monden der äußeren Planeten nachgewiesen. Viele Hinweise deuten darauf hin, dass der Mars in der Frühzeit seiner Entwicklung offene Wasserflächen enthielt. Zu den Monden zählen die Jupitermonde Europa, Ganymed und Kallisto, der Neptunmond Triton, sowie Charon, der einzige bekannte Mond Plutos. Hinweise auf das Vorhandensein von Eis in Meteoritenkratern in Polnähe gibt es sogar bei Merkur, dem sonnennächsten Planeten. Es ist möglich, dass auf dem Erdenmond in den Polregionen am Grund tiefer Krater Eisvorkommen als Relikte von Kometeneinschlägen überlebt haben. Solche Vorkommen wären wichtige Wasser- und Sauerstoffquellen für künftige Mondbasen, sind jedoch bis auf weiteres spekulativ.

Herkunft

Hauptartikel: Herkunft des irdischen Wassers Die Herkunft des Wassers auf der Erde, insbesondere die Frage, warum auf der Erde deutlich mehr Wasser vorkommt als auf den anderen erdähnlichen Planeten, ist bis heute nicht befriedigend geklärt. Ein Teil des Wassers dürfte durch das Ausgasen der Magma entstanden sein, also letztlich aus dem Erdinneren stammen. Ob dadurch aber die Menge an Wasser erklärt werden kann, ist fragwürdig. Weitere große Anteile könnten aber auch durch Einschläge von Kometen, transneptunischen Objekten oder wasserreichen Asteroiden (Protoplaneten) aus den äußeren Bereichen des Asteroidengürtels auf die Erde gekommen sein. Messungen des Isotopenverhältnisses von Deuterium zu Protium (D/H-Verhältnis) deuten dabei eher auf Asteroiden hin, da in Wassereinschlüssen in kohligen Chondriten ähnliche Verhältnisse gefunden wurden wie in ozeanischem Wasser, wohingegen bisherige Messungen dieses Isotopenverhältnisses an Kometen und transneptunischen Objekten nur schlecht mit irdischem Wasser übereinstimmten.

Wassermolekül

Chondriten Chondriten Hauptartikel: Wassermolekül Das Molekül des Wassers besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Geometrisch ist das Wassermolekül gewinkelt, so dass die zwei Wasserstoffatome und die zwei Elektronenpaare in die Ecken eines gedachten Tetraeders gerichtet sind. Der Winkel, den die beiden O-H-Bindungen einschließen beträgt 104,45°. Er weicht aufgrund des erhöhten Platzbedarfs der freien Elektronenpaare vom idealen Tetraederwinkel (~109,47°) ab. Die Bindungslänge der O-H-Bindungen beträgt jeweils 95,84 Picometer. Sauerstoff hat in der Pauling-Skala mit 3,5 eine höhere Elektronegativität als Wasserstoff mit 2,1. Das Wassermolekül weist dadurch ausgeprägte Partialladungen auf. In Kombination mit der dreieckigen Geometrie kommt es auf der Seite des Sauerstoffs zu einer negativen und auf der Seite der beiden Wasserstoffatome zu einer positiven Polarität. Diese bewirkt das Dipolmoment, das in der Gasphase 1,84 Debye beträgt. Wassermoleküle wechselwirken miteinander über Wasserstoffbrückenbindungen und besitzen dadurch ausgeprägte zwischenmolekulare Anziehungskräfte. Es handelt sich dabei um keine beständige, feste Verkettung. Der Verbund der über Wasserstoffbrückenbindungen unbeständig verketteten Wassermoleküle besteht nur Bruchteile von Sekunden, wonach sich die einzelnen Moleküle wieder aus dem Verbund lösen und sich in einem ebenso kurzen Zeitraum erneut verketten. Dieser Vorgang wiederholt sich ständig und führt letztendlich zur Ausbildung eines variablen Clusters. Hierdurch werden wichtige Eigenschaften wie die Dichteanomalie hervorgerufen. Je nach Isotopenzusammensetzung des Wassermoleküls unterscheidet man „schweres Wasser“, „halbschweres Wasser“ und „überschweres Wasser“.

Eigenschaften des Wassers

Hauptartikel: Eigenschaften des Wassers, Stoffdaten des Wassers

Synthese, Elektrolyse und Nachweis

Wasser wurde zum ersten Mal synthetisiert, als Henry Cavendish ein Gemisch aus Wasserstoff und Luft zum Explodieren brachte. Da Wasserstoff in der Zukunft Energieträger werden soll, ist geplant, durch die Elektrolyse des Wassers diesen Wasserstoff zu gewinnen. Allerdings ist ein hoher Energieaufwand für die Elektrolyse nötig. Mittlerweile ist es Forschern gelungen, Wasser durch Anwesenheit eines Katalysators nur mittels Sonnenlicht in Sauerstoff und Wasserstoff aufzuspalten: :

\mathrm

Wasser färbt weißes Kupfersulfat hellblau und blaues Cobalt(II)-chloridpapier wird durch Wasser rot gefärbt, Karl-Fischer-Titration.

Geschichte der Wassernutzung

Hauptartikel: Geschichte der Wassernutzung Die Geschichte der menschlichen Nutzung des Wassers und somit jene der Hydrologie, der Wasserwirtschaft und besonders des Wasserbaus, ist durch eine vergleichsweise geringe Zahl von Grundmotiven geprägt. Von den ersten sesshaftwerdenen Menschen zu den Hochkulturen der Antike über das Mittelalter bis zur Neuzeit, stand im Zentrum immer ein Konflikt zwischen einem zu viel und einem zu wenig an Wasser. Ihm war man dabei fast immer ausgeliefert, ob durch Dürren die Ernte einging oder Hochwasser Leben und Besitz bedrohte. Ohne die Kenntnis woher das Wasser kam und wohin es ging, wurde es zu einem Gegenstand der Mytholgie und später auch Naturphilosophie. Noch heute kommt dem Wasser in den meisten Religionen der Welt eine Sonderstellung zu, besonders dort, wo die Frage des Überlebens von der Lösung der zahleichen Wasserprobleme abhing. Ziel war es allen Nutzungsansprüchen gerecht zu werden und dabei auch jedem Menschen den ihm zustehenden Teil des Wassers zu garantieren. Hierzu wurde das Wasserrecht als eine der ersten Rechtsformen zum Mitbegründer der ersten zentralistischen Zivilisationen von Mesopotamien und Ägypten, bis in die Flusstäler Chinas und Indiens. Die lange Geschichte der Wassernutzung zeigt sich dabei, wie die Menschheitsgeschichte insgesamt, nicht als ein kontinuierlicher Entwicklungspfad. Sie wurde vor allem durch einzelne Zentren hohen wasserwirtschaftlichen Standards sowie immer wiederkehrende Brüche geprägt, neben oft Jahrhunderte lang währenden Stagnationsphasen. So beeindruckend die frühen wasserbaulichen Anlagen dabei auch waren, wie groß sich Innovationskraft und Kreativität unserer Vorfahren auch zeigte, letztlich war und ist man auch heute noch abhängig von der Natur, die man jedoch erst in vergleichsweise jüngster Zeit anfing wirklich zu verstehen.

Bedeutung des Wassers in den Wissenschaften

Zur Bedeutung für das Leben und die Welt allgemein siehe: Bedeutung des Wassers Wasser spielt wegen seiner besonderen chemischen und physikalischen Eigenschaften, vor allem des Dipolmoments, der Wasserstoffbrückenbindung und der Dichteanomalie, eine zentrale Rolle in vielen Wissenschaften und Anwendungsgebieten. Es ist der wahrscheinliche Entstehungsort des irdischen Lebens und unter Umständen auch eine Bedingung für dieses. In Organismen und in unbelebten Bestandteilen der Geosphäre spielt es als vorherrschendes Medium bei fast allen Stoffwechselvorgängen beziehungsweise geologischen und ökologischen Elementarprozessen eine entscheidende Rolle. Die Erdoberfläche ist zu circa 72 % von Wasser bedeckt, wobei Ozeane hieran den größten Anteil tragen. Süßwasserreserven bilden lediglich 2,53 % des irdischen Wassers und nur 0,3 % sind als Trinkwasser zu erschließen (Dyck 1995). Durch die Rolle des Wassers in Bezug auf Wetter und Klima, als Landschaftsgestalter im Zuge der Erosion und durch seine wirtschaftliche Bedeutung unter anderem in den Bereichen der Land-, Forst- und Energiewirtschaft ist dieses zudem in vielfältiger Weise mit Geschichte, Wirtschaft und Kultur der menschlichen Zivilisation verbunden. Die Wissenschaft, welche sich mit der räumlichen wie zeitlichen Verteilung des Wassers und dessen Eigenschaften beschäftigt, bezeichnet man als Hydrologie. Insbesondere untersucht die Ozeanologie das Wasser der Weltmeere, die Limnologie das Wasser der Binnengewässer, die Hydrogeologie das Grundwasser und die Aquifer, die Meteorologie den Wasserdampf der Atmosphäre und die Glaziologie das gefrorene Wasser unseres Planeten. In flüssiger Form wurde Wasser bislang nur auf der Erde nachgewiesen.

Wasserchemie

Die Chemie beschäftigt sich unter anderem mit der Analyse von im Wasser gelösten Stoffen, den Eigenschaften des Wassers, dessen Nutzung, dessen Verhaltensweise in verschiedenen Zusammenhängen. Wasser ist ein Lösungsmittel für viele Stoffe, für Ionenverbindungen, aber auch für hydrophile Gase und hydrophile organische Verbindungen. Sogar gemeinhin als in Wasser unlöslich geltende Verbindungen können in Spuren im Wasser enthalten sein. Daher liegt Wasser auf der Erde nirgends in reinem Zustand vor. Es hat je nach Herkunft die unterschiedlichsten Stoffe in mehr oder weniger großen Konzentrationen in sich gelöst. In der Analytik unterscheidet man unter anderem folgende Wassertypen:
- Reinstwasser
- Demineralisiertes Wasser
- Destilliertes Wasser
- Enteisentes Wasser
- Ätherisches Wasser
- Rohwasser
- Regenwasser
- Grundwasser
- Oberflächenwasser (Fließ- und Stehgewässer),
- Süßwasser/Salzwasser/Brackwasser
- Mineralwasser
- Trinkwasser
- schweres Wasser
- Abwasser, (Haushalts-Abwässer, landwirtschaftliche Abwässer,Industrie-Abwässer) Aber auch bei den wässrigen Auslaugungen (Eluaten) von Sedimenten, Schlämmen, Feststoffen, Abfällen und Böden wird die Wasseranalytik eingesetzt. Um die Eigenschaften des Wassers und eventuell darin gelöster Stoffe, bzw. damit in Kontakt stehender fester Phasen aufzuklären hat sich die Molekulardynamik-Simulation bewährt. Siehe auch: Wasserhärte, Gewässergüteklasse, Hydrophobie, Hydrophilie

Wasser in den Geowissenschaften

Hydrophilie In den Geowissenschaften haben sich Wissenschaften herausgebildet, die sich besonders mit dem Wasser beschäftigen: die Hydrogeologie, die Hydrologie, die Glaziologie, die Limnologie, die Meteorologie und die Ozeanographie. Besonders interessant für die Geowissenschaften ist, wie Wasser das Landschaftsbild verändert (von kleinen Veränderungen über einen großen Zeitraum bis hin zu Katastrophen, bei denen Wasser innerhalb weniger Stunden ganze Landstriche zerstört), dies geschieht zum Beispiel auf folgende Weisen:
- Flüsse oder Meere reißen Erdmassen mit sich und geben sie an anderer Stelle wieder ab (Erosion).
- Durch sich bewegende Gletscher werden ganze Landschaften umgestaltet.
- Wasser wird von Steinen gespeichert, gefriert in diesen und sprengt die Steine auseinander, weil es sich beim Gefrieren ausdehnt (Frostverwitterung).
- Durch Dürren werden die natürlichen Ökosysteme stark beeinflusst. Wasser ist nicht nur ein bedeutender Faktor für die mechanische und chemische Erosion von Gesteinen sondern auch für die klastische und chemische Sedimentation von Gesteinen. Dadurch entstehen unter anderem Grundwasserleiter. Auch interessiert Geowissenschaftler die Vorhersage des Wetters und besonders von Regenereignissen (Meteorologie). Siehe auch: Gewässer, Gletscher, Permafrostboden, Binnenmeer, Binnensee, Teich, Meer, Ozean, Fluss, Bach, Flussaue.

Wasser in der Hydrodynamik

Die verschiedenen strömungstechnischen Eigenschaften und Wellentypen auf mikroskopischer und makroskopischer Ebene werden intensiv untersucht, wobei folgende Fragestellungen im Mittelpunkt stehen:
- Optimierung von Bootskörpern und exponierter Baukörper (zum Beispiel Wehre) - Minimierung des Strömungswiderstandes
- Optimierung des Wirkungsgrades von wassergetriebenen Turbinenrädern
- Untersuchung von Strömungsphänomenen und Resonanzkatastrophen (Tsunami, Monsterwellen)
- Untersuchung der Konsistenz und Qualität des Mediums Wasser aus der Analyse seiner charakterisierenden Strömungseigenschaften. Mit diesem Aspekt beschäftigt sich das Institut für Strömungswissenschaften in Herrischried im Südschwarzwald.

Kulturelle Bedeutung des Wassers

Aufgrund der großen Bedeutung des Wassers wurde es nicht zufällig bereits bei den frühesten Philosophen zu den vier Urelementen gezählt. Thales von Milet sah im Wasser sogar den Urstoff allen Seins.

Wasser in der Mythologie

Thales von Milet Wasser ist in der von Empedokles eingeführten und dann vor allem von Aristoteles vertretenen Vier-Elemente-Lehre neben Feuer, Luft und Erde ein Element. Ebenso ist Wasser in der taoistischen Fünf-Elemente-Lehre (neben Holz, Feuer, Erde, Metall) vertreten. Die Bezeichnung Elemente ist hier jedoch etwas irreführend, da es sich um verschiedene Wandlungsaspekte eines zyklischen Prozesses handelt. Im antiken Griechenland wurde dem Element Wasser das Ikosaeder als einer der fünf Platonischen Körper zugeordnet.

Wasser in der Religion

In den Religionen hat Wasser häufig einen hohen Stellenwert. Oft wird die reinigende Kraft des Wassers beschworen, zum Beispiel bei den Moslems in Form der rituellen Fußwaschung vor dem Betreten einer Moschee, oder im Hindu-Glauben beim rituellen Bad im Ganges. Die christliche Taufe wurde bis ins späte Mittelalter durch Untertauchen oder Übergießen mit Wasser als Ganzkörpertaufe vollzogen, im Westen heute meist nur noch durch Besprengen mit Wasser. Die Taufe bedeutet Hinwendung zu Christus und Aufnahme in die Kirche. Sie steht auch symbolisch für Sterben (Untertauchen) und Auferstehen (ankommen am Ufer des neuen Lebens). In der katholischen und orthodoxen Kirche spielt das Weihwasser eine besondere Rolle. Vor allem die reinigende Kraft des Wassers gab immer wieder Anlass, über die Bedeutung des Wassers für das Leben und auch für ein Leben nach dem Tod nachzudenken.

Wasser in der Esoterik

In der Esoterik heißt es, Wasser sei in seiner Struktur veränderbar und übertrage so Informationen. Diese Wasser werden als "Polywasser", "levitertes", "formatiertes" oder Belebtes Wasser bezeichnet und gehen zum Teil zurück auf Masaru Emoto, Viktor Schauberger oder Wilfried Hacheney.

Wasser als Trinkwasser und Produkt

Wilfried Hacheney Die zur Trinkwasserversorgung nutzbaren Wasservorkommen werden unterschieden in Niederschlagswasser, Oberflächenwasser in Flüssen, Seen, Talsperren, Grundwasser, Mineralwasser und Quellwasser. Die Nutzung der Gewässer wird im Wasserhaushaltsgesetz (in Deutschland, Österreich und der Schweiz (?)) geregelt. In Mitteleuropa gibt es eine zuverlässige, weitgehend kostendeckende und hochwertige Wasserversorgung, meist noch durch öffentliche Anbieter. Meist kommt Leitungswasser aus der näheren Region, für die der kommunale Versorger auch ökologisch Verantwortung übernimmt. Der weltweite Wassermarkt hat ein Wachstum wie kaum eine andere Branche. Deshalb haben private Anbieter großes Interesse, Wasser als Handelsware zu definieren, um diesen Markt zu übernehmen. Auch wenn das normale Trinkwasser nicht direkt eine Handelsware darstellt, so wird auch von manchen Organisationen ins Treffen geführt, dass durch die Globalisierung auch ein indirekter Wasserexport, vor allem der Länder der dritten Welt, stattfindet. Das bedeutet beispielsweise, dass für den Anbau von Bananen 1.000 l/m² Boden notwendig ist. Durch Produktionssteigerungen, die für den Export bestimmt sind, fehlt das Wasser der einheimischen Bevölkerung. (Quelle: Wuppertaler Institut)

Wasserverbrauch

Der Wasserverbrauch ist das für den menschlichen Verbrauch benötigte Wasser. Dieses umfasst den unmittelbaren menschlichen Genuss (Trinkwasser) ebenso wie den zum alltägliche Leben (Waschen, Kochen etc.) sowie für die Landwirtschaft, das Gewerbe und die Industrie (siehe Nutzwasser) gegebenen Bedarf. Wie der Wortsinn - verbrauch darlegt, wird hierbei das Wasser im Hinblick auf seine Menge und Qualität geändert. Der Wasserverbrauch ist daher nicht nur eine Kenngröße für die nachgefragte Wassermenge, sondern zumeist auch für die Entsorgung (Kanalisation, Kläranlage) Der Wasserbedarf in Deutschland betrug 1991 47,9 Milliarden m³, wovon allein 29 Milliarden m³ als Kühlwasser in Kraftwerken dienten. Rund 11 Milliarden m³ wurden direkt von der Industrie genutzt, 1,6 Milliarden m³ von der Landwirtschaft. Nur 6,5 Milliarden m³ dienten der Trinkwasserversorgung. Der durchschnittliche Wasserverbrauch beträgt rund 130 Liter pro Einwohner und Tag (davon etwa 1 Liter zum Trinken, neben Cola, Bier oder anderen Getränken welche ebenfalls Wasser enthalten). Siehe auch: Abwasser, Nutzwasser, Verbrauch

Wasserversorgung

Verbrauch Die Versorgung der Menschheit mit sauberem Wasser stellt Menschen nicht nur in den Entwicklungsländern vor ein großes logistisches Problem. Nur 0,3 % der weltweiten Wasservorräte sind als Trinkwasser verfügbar, das sind 3,6 Millionen km³ von insgesamt ca. 1,38 Milliarden km³. Um die Wasserknappheit in niederschlagsarmen Ländern zu lindern, wurden schon verrückt erscheinende Ideen erwogen: so wurde vorgeschlagen, mit Schleppern einen riesigen Eisberg über das Meer zu schleppen, der nur zum Teil schmelzen würde, und von dem auftauenden Eisberg Trinkwasser aufzufangen. Siehe auch: Wasserverteilungssystem, Wasseraufbereitung, Wasseraufbereitungsanlage, Wasserwirtschaft, Wasserreinhaltung

Gesetzliche Grundlagen und Behörden

Hauptartikel: Wasserrecht Die wasserrechtlichen Grundlagen der Wasserwirtschaft und des öffentlichen Umganges mit den Wasserresourcen bilden in Deutschland das Wasserhaushaltsgesetz und die Europäische Wasserrahmenrichtlinie. Wichtige Behörden und Institutionen sind:
- Wasser- und Schifffahrtsamt
- LAWA (Arbeitsgemeinschaft)

Ausstellungen und Veranstaltungen rund ums Wasser

- Von 2005 bis 2014 hat die UNO zur Internationalen Aktionsdekade „Wasser – Quelle des Lebens“ aufgerufen
- Weltwasserforum
- Weltwassertag
- [http://www.hww-hamburg.de/hww_prod_engine.shtml?id=137 Museum Wasserforum HWW (Hamburger Wasserwerke)]

Siehe auch

- Trinkwasser, Mineralwasser, Aquavit - Wasser als Getränk
- Brackwasser, Salzwasser und Süßwasser - Wasserarten nach Salzgehalt
- Gewässer - Allgemeine Bezeichnung für natürliche und künstliche Wasseransammlungen
- Wasser als Handelsware, Umwelt- und Ressourcenkonflikte
- Weihwasser - als Symbol in der Religionsgeschichte
- Wasser - Der Film, einen Film aus Großbritannien, 1985, mit deutschem Titel
- Mpemba-Effekt, abnormaler Gefriervorgang

Literatur

Allgemeine Inhalte
- Karl Höll, Andreas Grohmann et. al. (2002): Wasser. Nutzung im Kreislauf. Hygiene, Analyse und Bewertung. 8. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin - New York.
- Dyck & Peschke (1995): Grundlagen der Hydrologie. 3. Auflage, Verlag Bauwesen. ISBN 3345005867
- Philip Ball (2001): H₂O – Biographie des Wassers. Piper Verlag. ISBN 3492041566 Wasserchemie
- Günter Wieland (1999): Wasserchemie. 12. Auflage, Essen. ISBN 3802725425
- Bernd Naumann (1994): Chemische Untersuchungen der Lebensgrundlage Wasser. Herausgeber: Landesinstitut für Lehrerfortbildung, Lehrerweiterbildung und Unterrichtsforschung von Sachsen-Anhalt (LISA)], (=Anregungen zur ökologischen Bildung, Bd. 2), Halle. Nutzung und Schutz
- Christian Opp (Hrsg.): Wasserressourcen - Nutzung und Schutz (=Beiträge zum Internationalen Jahr des Süßwassers 2003) Marburg/Lahn 2004, 320 S., ISBN 388353049 Gesundheit/Esoterik
- Batmanghelidj, F. (2002): Wasser - die gesunde Lösung. Ein Umlernbuch. VAK Verlag. ISBN 3924077835
- Batmanghelidj, F. (2003): Sie sind nicht krank, Sie sind durstig! Heilung von innen mit Wasser und Salz. VAK Verlag. ISBN 3935767250

Weblinks

Allgemeine Inhalte
- [http://www.quarks.de/dyn/15851.phtml Quarks & Co: Lebensquell Wasser]
- [http://www.wasser-wissen.de/ Wasserlexikon der Uni Bremen]
- [http://www.grundschule-friedrichsfehn.de/projekte/wasserwanderweg/index.html Wasserwanderweg]
- [http://www.wasser.de Informationen über Wasser] Informationen zum Wasser für Kinder
- [http://www.klasse-wasser.de/ bei klasse-wasser.de]
- [http://www.grundschule-friedrichsfehn.de/projekte/wassertropfen/index.html Ein Wassertropfen auf Reisen]
- [http://www.grundschule-friedrichsfehn.de/projekte/wasserumwelt/index.html Wasser Umwelt] Multimedialinks
- Real Video (Aus der Fernsehsendung Alpha Centauri):
- [http://www.br-online.de/cgi-bin/ravi?v=alpha/centauri/v/&g2=1&f=021027.rm Ist Wasser magisch?] Kategorie:Alkoholfreies Getränk Kategorie:Wasserwirtschaft Kategorie:Ernährung Kategorie:Flüssigkeit Kategorie:Chemische Verbindung als:Wasser ja:水 ko:물 ms:Air simple:Water th:น้ำ zh-min-nan:Chúi

Natriumnitrit

Natriumnitrit, NaNO₂ (englisch: sodium nitrite, E 250), ist das Natriumsalz der salpetrigen Säure HNO₂.

Eigenschaften

Natriumnitrit bildet farblose bis leicht gelbliche Kristalle, die sich in Wasser unter starker Abkühlung lösen, die Lösung reagiert alkalisch. Die Kristalle haben einen Schmelzpunkt von 280° C und zersetzen sich ab 320° C. Es ist brandfördernd (vor allem bei höheren Temperaturen) und reagiert heftig mit Aluminium (vor allem Pulver!), trockenen Ammoniumverbindungen (wie beispielsweise Ammoniumsulfat), Cyaniden und vielen organischen Verbindungen. Es ist ein Reduktionsmittel und wird an der Luft langsam zu Natriumnitrat NaNO₃ oxidert. Natriumnitrit ist giftig (tödliche Dosis etwa 4 g); im allgemeinen können Nitrite mit bestimmten Aminen bei geeigneten Bedingungen zu krebserregenden Nitrosaminen reagieren. Nitrit kann mit Eisensulfat durch Braunfärbung nachgewiesen werden.

Vorkommen und Herstellung

In der Natur kommen Nitrite als Zwischenstufen im Stickstoffkreislauf vor – sowohl bei der Nitrifikation (Stickstoffbindung) als auch bei der Denitrifikation (Stickstoff-Freisetzung). Technisch gewinnt man Natriumnitrit durch Einwirkung von Stickoxiden auf Natriumhydroxidlösung.

Verwendung

Unter bestimmten Auflagen darf Natriumnitrit als Lebensmittelzusatzstoff E 250 in der Funktion eines Konservierungsmittels eingesetzt werden. Im Gemisch mit Natriumchlorid verleiht dieses Nitritpökelsalz (Natriumchlorid mit 0,4 – 0,5% Natriumnitrit) dem Fleisch durch Bildung von Nitrosomyoglobin eine bleibende rote Farbe. In der chemischen und pharmazeutischen Industrie dient es zur Synthese von Diazoniumverbindungen für Azofarbstoffe sowie Nitroso- und Isonitrosoverbindungen und als Zusatzstoff in Galvanikbädern und Rostschutzmitteln. Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Gift

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

Schwefelsäure

Gewinnung und Darstellung

Eigenschaften

Bedeutung und Verwendung

Struktur

Nachweis

Schwefelsäure kann in Form des Sulfatanions nachgewiesen werden. Als Sulfatnachweis dient z. B. die Fällung als unlösliches Bariumsulfat nach Zugabe von Bariumchlorid-Lösung.

Salze und Ester der Schwefelsäure

Die Salze und Ester der Schwefelsäure heißen Sulfate und Hydrogensulfate. Die salzartigen Sulfate enthalten das Sulfat-Ion (SO₄^2-).

Wichtige Sulfate

- Kupfersulfat
- Calciumsulfat (Gips, Anhydrit) (CaSO₄)
- Bariumsulfat (Baryt, Schwerspat) (BaSO₄)
- Alaun
- Aluminit
- Eisensulfat Siehe auch: Sulfid

Weblinks

[http://www.ch-2.de/3_gleichgew/SO3-Synthese/Schwefels_herst.html Glaubers Vitriolverfahren]

Nicht vereinfachte Strukturformel

[http://upload.wikimedia.org/wikipedia/de/archive/4/4d/20050423173829%21Schwefelsaeure.jpg Chemisch korrekte Darstellung] Kategorie:Chemische Verbindung ja:硫酸 ko:황산 ms:Asid Sulfurik

Ammoniak

Weitere Eigenschaften

Nachweis

Herstellung

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

2 NO + 10 H_2 \rightarrow 2 NH_3 + 2 H_2 O

Verwendung

Literatur

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

Weblinks

Kohlendioxid

Kohlenstoffdioxid ist eine chemische Verbindung aus Kohlenstoff und Sauerstoff und gehört damit neben Kohlenstoffmonoxid zur Gruppe der Kohlenstoffoxide. Es wird manchmal auch als Kohlendioxid bezeichnet, was aber nicht korrekt ist, da die Verbindung ein Oxid des Elementes Kohlenstoff und nicht der (lediglich kohlenstoffhaltigen) Kohle ist. Seine chemische Formel ist CO₂. Kohlenstoffdioxid ist ein farb- und geruchloses Gas. Es ist in geringer Konzentration ein natürlicher Bestandteil der Luft und entsteht bei der Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Substanzen, wenn Sauerstoff im Überschuss vorhanden ist. Auch im Organismus von Lebewesen entsteht Kohlenstoffdioxid als Kuppelprodukt der Zellatmung. Das CO₂ wird dabei über den Atem abgegeben. Umgekehrt sind Pflanzen, manche Bakterien und Archaeen in der Lage, CO₂ durch die Kohlenstoffdioxid-Fixierung in Biomasse umzuwandeln. So produzieren Pflanzen beispielsweise bei der Fotosynthese aus anorganischem CO₂ Glukose.

Physikalische Eigenschaften

Das Kohlenstoffdioxid-Molekül ist linear aufgebaut. Obwohl die Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindungen polar sind heben sich deren elektrische Dipolmomente durch die Molekülsymmetrie nach außen hin gegenseitig auf, so dass das Molekül selbst kein elektrisches Dipolmoment aufweist. Dennoch ist Kohlenstoffdioxid aufgrund der inneren Dipolmomente gut in Wasser löslich und absorbiert einige schmale Teile des elektromagnetischen Spektrums im Bereich der Infrarotstrahlung.

Chemische Eigenschaften

In Wasser gelöstes Kohlenstoffdioxid bildet Kohlensäure H₂CO₃, wobei aber mehr als 99% des Kohlenstoffdioxids nur physikalisch gelöst sind. Die Kohlensäure als solche liegt vor in einem Gleichgewicht mit ihren Dissoziationsprodukten (Spezies) Hydrogencarbonat ("Bicarbonat", HCO₃^–) und Carbonat (CO₃^2–), die in einem vom pH-Wert abhängigen Mengenverhältnis zu einander stehen. Fängt man die bei der Dissoziation gebildeten Oxonium-Ionen (H⁺, eigentlich H₃O⁺) durch Zugabe einer Lauge mit Hydroxidionen (OH^–) ab, so verschiebt sich das Mengenverhältnis zu Gunsten von Carbonat.

Verwendung

Kohlenstoffdioxid findet im festen Aggregatzustand unter der Bezeichnung Trockeneis Anwendung in der Technik. Trockeneis schmilzt nicht, sondern sublimiert bei −78 °C, allerdings kann man es unterhalb der kritischen Temperatur von 31 °C durch Drucksteigerung zu einer farblosen Flüssigkeit verdichten. Bei der Sublimation entsteht ein weißer Nebel aus dem kaltem CO₂-Luft-Gemisch und kondensierender Luftfeuchtigkeit, der als Effekt in der Bühnentechnik Einsatz findet. Viele Getränke enthalten Kohlenstoffdioxid, um beim Trinken einen besseren Erfrischungseffekt zu erzielen. Bei manchen Getränken entsteht es durch Gärung (Bier, Sekt), bei anderen wird es künstlich zugesetzt (Limonade, Sodawasser) oder es wird kohlenstoffdioxidhaltiges, natürliches Mineralwasser verwendet. Als Lebensmittelzusatzstoff trägt es die Bezeichnung E 290. Bei der Herstellung wird Kohlenstoffdioxid unter hohem Druck in das Getränk gepumpt, wobei es mit Wasser zu Kohlensäure reagiert. Da Kohlensäure eine unbeständige Säure ist, zerfällt sie beim Druckabfall durch Öffnen des Gefäßes in ihre Ausgangsprodukte: Wasser und Kohlenstoffdioxid, welches bläschenförmig aufsteigt. Der Zerfall der Kohlensäure auf der Zunge beim Trinken stimuliert die Geschmackssinneszellen, was einen Erfrischungseffekt zur Folge hat. Kohlenstoffdioxid kommt auch in Feuerlöschern zum Einsatz, da es Sauerstoff vom Brandherd verdrängt (siehe auch Brandbekämpfung, Löschmittel). Kohlenstoffdioxid wird als Dünger in Gewächshäusern eingesetzt. Grund ist der CO₂-Mangel durch ungenügenden Luftaustausch, besonders im Winter bei geschlossener Lüftung und dass Pflanzen bei höheren CO₂-Gehalten schneller wachsen. Dabei wird das Kohlenstoffdioxid entweder direkt als reines Gas (relativ teuer) oder als Verbrennungsprodukt aus Propan oder Erdgas verwendet (Kopplung von Düngung und Heizung). Auch durch Zuführung von organischer Substanz wird der CO₂-Gehalt erhöht. Die mögliche Ertragsteigerung ist abhängig davon, wie stark das CO₂ im Minimum steht, und wie hoch die Lichtintensität ist (Wirksamkeit steigt mit zunehmendem Lichtangebot). Überkritisches Kohlenstoffdioxid kann in vielen Bereichen giftige organische Lösungsmittel ersetzen und wird auch in der Halbleiterindustrie zur Reinigung von Wafern verwendet. Auch zur Extraktion von Naturstoffen wie z. B. Koffein aus Pflanzen wird superkritisches Kohlenstoffdioxid verwendet. In zunehmendem Maße kommt Kohlenstoffdioxid als natürliches Kältemittel in Klimaanlagen zum Einsatz. Kohlenstoffdioxid wird auch als Schutzgas in der Schweißtechnik eingesetzt - entweder in reiner Form oder häufiger als Zusatz zu Argon und/oder Helium. Da Kohlenstoffdioxid bei hohen Temperaturen thermodynamisch instabil ist, wird es nicht als Inertgas sondern als Aktivgas bezeichnet. CO₂ wird auch in Abführmitteln (Zäpfchen) verwendet. Durch eine chemische Reaktion während der Auflösung des Zäpfchens wird CO₂ freigesetzt und dehnt den Darm, was wiederum den Stuhlreflex auslöst.

Treibhausgas

Stuhlreflex Stuhlreflex Kohlenstoffdioxid absorbiert einen Teil der Wärmestrahlung (Infrarotstrahlung), während kurzwelligere Strahlung, beispielsweise sichtbares oder ultraviolettes Licht, passieren kann. Diese Eigenschaft macht Kohlenstoffdioxid zu einem so genannten Treibhausgas. Von vielen Wissenschaftlern wird die Hypothese vertreten, dass eine vom Menschen verursachte Zunahme der Treibhausgase in der Atmosphäre zum so genannten anthropogenen Treibhauseffekt führe, der einen Klimawandel (Globale Erwärmung) zur Folge habe. Einen wesentlichen Beitrag dazu leiste das CO₂, das durch die Verbrennung der fossilen Energieträger Erdöl, Erdgas und Kohle freigesetzt wird. Während über die Reduktion des CO₂-Ausstoßes weitgehend Einigung besteht (Kyoto-Protokoll), werden Verfahren zur CO₂-Sequestrierung kontrovers diskutiert. Der Beitrag von CO₂ zum Treibhauseffekt bzw. ob ein solcher nachweisbar ist, und damit die negativen Folgen der CO₂-Freisetzung durch den Menschen, wird allerdings von Klimakritikern bestritten, die daher auch entsprechende Umweltschutzmaßnahmen als unnötig ablehnen. Den weltweit höchsten Kohlenstoffdioxidausstoß pro Einwohner haben die USA, Kanada, Finnland, Tschechien und Belgien (Stand 2002), wobei in Zukunft auch die stark wachsende Industrie asiatischer Staaten eine wesentliche Rolle spielen wird. In der Europäischen Union wird der Ausstoß von CO₂ weiter zunehmen, obwohl durch die Verbesserung des Wirkungsgrades beispielsweise bei der Verstromung von Kohle im Elektrizitätswerk der spezifische Emmissionsgrad von 0,41 Millionen Tonnen CO₂ pro Terawattstunde erzeugten Stromes im Jahr 2000 auf 0,36 Millionen Tonnen CO₂ pro TWh im Jahr 2020 sinken wird. Trotz dieser Maßnahmen wird angenommen, dass die Menge des von den Kraftwerken produzierten Kohlendioxides innerhalb der EU im gleichen Zeitraum von 1250 Millionen Tonnen auf etwa 1600 Millionen Tonnen zunehmen wird. Seit dem 1. Januar 2005 besteht ein europaweites CO₂-Handelssystem Emissionsrechtehandel. Jeder Staat hat sich zu bestimmten Reduktionszielen verpflichtet. Die Staaten wiederum teilen den Unternehmen, die CO₂ freisetzen, nur so viel CO₂-Emissionsberechtigungen zu, wie erforderlich ist, um die CO₂-Reduktionsziele im jeweiligen Staat zu erreichen. Unternehmen, die durch Einsparmaßnahmen weniger Berechtigungen brauchen, als ihnen jährlich zugeteilt wurden, können diese verkaufen. Unternehmen, die mehr benötigen, müssen zukaufen. Am Ende eines Jahres muss jedes Unternehmen angeben, wieviel CO₂ es ausgestoßen hat und die entsprechende Anzahl von CO₂-Berechtigungen wieder abgeben. Der CO₂-Emissionsbericht der Unternehmen wird vor Übergabe an die Behörde von unabhängigen Sachverständigen, z.B. Umweltgutachter überprüft. Die Preise für Berechtigungen zum Ausstoss von 1 Tonne CO₂ sind von ca. (6,-- Euro Anfang 2005) auf ca. 25,-- Euro (Mitte Juli 2005) gestiegen und geben den Unternehmen damit einen deutlichen Anreiz zur Reduktion der CO₂-Emissionen. In Deutschland ist die zuständige Behörde die Deutsche Emissions-Handelsstelle (DEHSt) neben den Landesbehörden, die für die Genehmigung und Kontrolle der Überwachung und Berichte zusständig sind. CO₂-Berechtigungen werden z.B. in Deutschland an der Leipziger Börse (EEX) gehandelt.

Gefahren

Immer wieder kommt es zu Unfällen mit CO₂. In Weinkellern, Futtersilos und Jauchegruben können sich durch Gärprozesse beträchtliche Mengen an CO₂ bilden. Bei der Vergärung von einem Liter Most (Apfelwein) entstehen etwa bis zu 50 Liter Gärgas. Wenn nicht für ausreichende Entlüftung gesorgt ist, bilden sich gefährliche Konzentrationen, und zwar aufgrund der höheren Dichte von CO₂ im Vergleich zu Luft vor allem in Bodennähe ("Kohlendioxid-See"). (Die Dichte von Gasen lässt sich mit der molaren Masse und der Regel von Avogadro abschätzen: Luft besteht im wesentlichen aus Stickstoff (N₂) und Sauerstoff (O₂), Kohlenstoffdioxid hingegen aus CO₂ Molekülen, welche eine deutlich größere molare Masse haben. In einem gleichen Volumen sind auch bei unterschiedlichen Gasen ungefähr gleich viele Moleküle vorhanden, also muss die Dichte von Kohlenstoffdioxid größer sein als die von Luft.) Die weit verbreitete Ansicht, CO₂ sei an sich ungiftig und wirke nur durch Verdrängen des lebensnotwendigen Sauerstoffs, ist falsch. Daher ist auch die alte "Kerzenprobe" zum Erkennen von gefährlicher Sauerstoffknappheit zu ungenau. Dies liegt auch daran, dass Kerzen auch dann noch brennen, wenn der Sauerstoff zum Atmen bereits nicht mehr reicht. Kommt CO₂ in der atmosphärischen Luft noch zu ca. 0,03 Prozent vor, sind es in der menschlichen abgeatmeten Atemluft schon ca. 4,5 Volumenprozent. Im Blut gelöstes CO₂ aktiviert in physiologischer und leicht gesteigerter Konzentration das Atemzentrum des Gehirns, in deutlich höherer Konzentration führt es jedoch zur Verminderung oder sogar Aufhebung des reflektorischen Atemanreizes (Atemdepression; diese Tatsache kann man sich bei gerade hyperventilierenden Personen zu Nutze machen, indem man sie in ein luftdichtes Behältnis hinein- und auch wieder daraus einatmen lässt, da so schnell atemdepressive Atemluftkonzentrationen an CO₂ erreicht werden und der übersteigerte Atemantrieb der Hyperventilierenden wirkungsvoll gedämpft wird). Ab etwa 5 Prozent in der eingeatmeten Luft treten Kopfschmerzen und Schwindel auf, bei höheren Konzentrationen beschleunigter Herzschlag (Tachykardie), Blutdruckanstieg, Atemnot und Bewusstlosigkeit (die so genannte CO₂-Narkose). CO₂-Konzentrationen über 8 Prozent sind tödlich. Immer wieder fallen ganze Familien einer Gärgasvergiftung zum Opfer, weil mehrere Personen bei der Rettung eines Familienmitglieds selbst Kohlenstoffdioxid einatmen und bewusstlos werden. Der Ersthelfer begibt sich mit einem Rettungsversuch nur selbst in Gefahr - niemand kann mit angehaltenem Atem einen Bewusstlosen aus einem Keller tragen. Statt dessen ist eine Entlüftung (falls vorhanden) einzuschalten und der Notruf abzusetzen. Die Rettung eines Verunglückten aus CO₂-verdächtigen Situationen (Weinkeller usw.) ist nur für professionelle Einsatzkräfte (Feuerwehr) mit schwerem Atemschutz möglich. In seltenen Fällen kommt es auch zu Naturkatastrophen mit Kohlenstoffdioxd; die bekannteste ereignete sich 1986 am Nyos-See in Kamerun.

Siehe auch

- Pasteur-Effekt
- CO₂-Partialdruck
- Emissionsrechtehandel

Literatur

- Eike Roth: "Globale Umweltprobleme - Ursachen und Lösungsansätze", Friedmann Verlag München 2004, ISBN 3-933431-31-X (gut lesbare Darstellung des Treibhausefektes einschließlich seiner Verursachung und Diskussion der Argumente für und gegen einen anthropogenen Einfluss)

Weblinks

- http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/csaeure/kohlensaeure.htm
- http://www.umweltlexikon-online.de/fp/archiv/RUBwerkstoffmaterialsubstanz/Kohlendioxid.php
- http://www.dehst.de
- http://www.eex.de Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Gas Kategorie:Umweltschutz Kategorie:Löschmittel Kategorie:Klimatologie ja:二酸化炭素 ko:이산화 탄소 ms:Karbon dioksida simple:Carbon dioxide th:คาร์บอนไดออกไซด์

Gips

Gips ist ein farbloses bis weißes Sulfat-Mineral des Kalziums mit chemischer Zusammensetzung CaSO₄ • 2 H₂O, ist also chemisch gesehen Kalziumsulfat. Gips ist in Wasser schwer löslich, hat eine sehr geringe Härte von 2, kristallisiert im monoklinen Kristallsystem und hat eine weiße Strichfarbe. Beim Erhitzen geht das Kristallwasser verloren und es entsteht zuerst ein Hemihydrat (auch Halbhydrat bzw. Bassanit genannt) mit der chemischen Formel CaSO₄ • ½ H₂O, bei weiterem Wasserverlust schließlich Anhydrit III (CaSO₄), das aber mineralogisch schlicht Anhydrit genannt wird.

Bild:Kombination orthodiagonales Pinakoid - Hemitropie -Gips.png

Vorkommen und Gewinnung

Gips kommt sowohl massiv, in feinkörniger Form als farbloser, weißer, gelber, roter oder grauer Alabaster vor als auch feinfaserig als Fasergips oder Atlasspat und auch kristallin als durchsichtiger Selenit. In Chihuahua (Mexiko) wurden Gips-Riesenkristalle von bis zu 15 m Länge entdeckt. Gefunden wird das Mineral in verschiedenen Kristallformen: So sind die Kristalle oft sehr groß, plastisch biegsam, vollkommen spaltbar, dicktafelig, oft krummflächig, manchmal auch verzwillingt; andererseits kommt Gips auch rosettenartig verwachsen als so genannte Gipsrose oder Wüstenrose vor. Daneben finden sich manchmal durchsichtige Kristalltafeln, die als Marienglas bekannt sind. Als Polyhalit wird eine Gips-Varietät bezeichnet, welche mit Kaliumsulfat und Magnesiumsulfat verbunden, in den Steinsalzlagern von Staßfurt, Berchtesgaden und Ischl vorkommt. Alabasteraugen entstehen aus Calciumsulfat, das sich an einzelnen Stellen innerhalb eines Muttergesteins sammelte, bevor sich dieses gefestigt hatte, und dann später zu Alabasterkugeln verhärtete. Gips entstand geologisch durch Auskristallisieren aus Kalziumsulfat-übersättigtem Meerwasser, und zwar wegen seiner geringen Wasserlöslichkeit als erstes Mineral noch vor dem Anhydrit. Man findet ihn aber auch als Verwitterungsprodukt sulfidischer Erze und in vulkanischen Schloten, wo er durch Reaktion von austretender Schwefelsäure mit Kalkstein entstehen kann. Gips ist weitverbreitet, wichtige Vorkommen sind in Mexiko, Algerien, Spanien, Italien und den USA zu finden. In Deutschland ist das Mineral unter anderem bei Osterode im Harz, Eisleben in Sachsen-Anhalt und Borken bei Kassel zu finden. Gips wird vorwiegend durch Bergbau gewonnen, fällt aber heute auch zunehmend bei der Rauchgasentschwefelung als Rauchgasgips an.

Varietäten

- β-Halbhydrat (CaSO₄ • ½ H₂O) entsteht beim Brennen unter normaler Atmosphäre. Beim Vermischen mit Wasser erfolgt innerhalb von Minuten eine Hydratation zum Dihydrat.
- Anhydrit III (CaSO₄) entsteht bei etwas höheren Temperaturen als das Halbhydrat. Beim Vorhandensein von Wasser, auch Luftfeuchtigkeit, bildet sich sehr schnell Halbhydrat.
- α-Halbhydrat (CaSO₄ • ½ H₂O) entsteht unter Wasserdampfdruck und hat eine höhere Dichte.
- Anhydrit II_s (CaSO₄) entsteht bei höheren Temperaturen, das _s steht für "schwerlöslich". Beim Vermischen mit Wasser erfolgt die Hydratation innerhalb von Stunden und Tagen.

Verwendung als Rohstoff

Technisch nutzt man das Vermögen des Gipses, das durch Erhitzen (Brennen) teilweise oder ganz verlorene Kristallwasser beim Anrühren mit Wasser wieder aufzunehmen und dabei abzubinden. Bei Erhitzen auf etwa 110ºC entsteht so genannter gebrannter Gips (das oben erwähnte Hemihydrat), bei 130 bis 160 ºC Stuckgips, ein Gemisch aus viel Hemihydrat und wenig Anhydrit. Sehr hoch erhitzter Gips wird auch "totgebrannter Gips" (Annalin) genannt, weil er mit Wasser nicht mehr abbindet. In der heutigen Bautechnik wird Gips meist in Form von REA-Gips für Gipswandbauplatten für Zwischenwände als auch für Gipskartonplatten für den Trockenbau, als Grundstoff für verschiedene Putze und Tr