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Anion

Anion

Ein negativ geladenes Ion heißt Anion. Da negativ geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Anode (dem Pluspol) wandern, wurde für sie der Name Anion gewählt. Anionen entstehen aus Atomen bzw. Molekülen durch Elektronenaufnahme oder – bei Säuren – durch Protonenabgabe
- Es gibt einfach, zweifach und dreifach geladene Anionen. Beispiele:
- F + 1 e^- → F^- einfach negativ geladenes Fluoridion
- S + 2 e^- → S^2- zweifach negativ geladenes Sulfidion
- N + 3 e^- → N^3- dreifach negativ geladenes Nitridion
- Es gibt auch Anionen, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind, man spricht dabei auch von Molekülionen, z.B.
- HSO₄^- Hydrogensulfat-Ion
- SO₄^2- Sulfat-Ion
- HCO₃^- Hydrogencarbonat-Ion
- CO₃^2- Carbonat-Ion
- PO₄^3- Phosphat-Ion
- CH₃COO^- Acetat-Ion
- einfache chemische Reaktionen, bei denen Anionen beteiligt sind:
- NaCl → Na⁺ + Cl^-
- MgCl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl^-
- FeCl₃ → Fe³⁺ + 3 Cl^-
- Na₂CO₃ → 2 Na⁺ + CO₃^2-
- Fe₂(SO₄)₃ → 2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2- Siehe auch: Kation Salze Liste von Anionen Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie ja:陰イオン

Negativ

negativ (v.. lat.: negare = verneinen -> PPP: negatum) bedeutet #ablehnend (der Bescheid war negativ) #ungünstig (eine negative Entwicklung) #in der Mathematik im Bereich unter Null befindlich, siehe negative Zahl #in der Elektrotechnik eine bestimmte Seite der Spannung #in der Optik hat eine Linsenfläche einen negativen Radius, wenn ihr Krümmungsmittelpunkt vor (bezogen auf die Lichtrichtung) der Fläche liegt. #in der Fotografie spiegel- und farbverkehrt #in der Medizin einen bei einer Untersuchung vermuteten, aber nicht bestätigten Befund Das Negativ ist #in der Fotografie der belichtete entwickelte Film, von dem die Abzüge hergestellt werden, siehe Negativfilm. #in der Formtechnik eine Press- oder Gussform, deren Relief umgekehrt zum geformten Gegenstand verläuft. Der Negativ ist ein sprachlicher Modus zum Ausdruck der Verneinung, siehe Negativ_(Sprache) Das Gegenteil von Negativ ist Positiv. Siehe auch: ex negativo Kategorie:Fotografie simple:Negative

Ion (Chemie)

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

Kennzeichnung

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

Eigenschaften

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

Vorkommen

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

Elektrolyse

Unter Elektrolyse (griech. "mittels Elektrizität befreien") versteht man die Aufspaltung einer chemischen Verbindung unter der Einwirkung des elektrischen Stroms. Viele Elektrolysen sind technisch sehr bedeutend: Die Metalle Aluminium und Magnesium werden elektrolytisch hergestellt, letzteres wird wiederum zur Produktion von Titan benötigt. Die Alkalimetalle und die meisten Erdalkalimetalle werden durch Elektrolyse gewonnen, ferner die Halogene Fluor, Brom und Chlor, das etwa für weitere Synthesen in großem Maßstab verwendet wird. Auch die Galvanik beruht auf Elektrolysen. Metallabscheidungen gehören zu den wichtigsten Anwendungen, entweder – wie die oben genannten Beispiele zeigen - zur Gewinnung von elementaren Metallen als solchen oder zur Erzeugung von metallischen Überzügen bei der Galvanik oder zur Herstellung von Leiterbahnen in der Prozessorproduktion, außerdem zur Reinigung und Trennung von Metallen bei der Elektroraffination. Wie die obigen Beispiele zeigen, werden aber auch Nichtmetalle wie die Halogene elektrolytisch gewonnen. Besonders zu erwähnen sind Wasserstoff und Sauerstoff, die durch Wasserelektrolyse prinzipiell sehr leicht zugänglich sind. Bisher war es aber zumeist billiger, Wasserstoff aus Erdöl oder Erdgas und Sauerstoff aus der Luft zu gewinnen, während die Elektrolyse nur in Gegenden rentabel war, in denen billiger Strom, z. B. aus Wasserkraft, zur Verfügung stand. Wenn sich Erdgas und Erdöl und daraus gewonnene Treibstoffe weiter verteuern, so ist zu erwarten, dass zukünftig der Wasserelektrolyse mittels elektrischer Energie z. B. aus Kern- und Solarstrom zur Gewinnung von Wasserstoff als Energieträger eine besondere Bedeutung zukommt. Bei der Elektrolyse wird elektrische in chemische Energie umgewandelt. Besonders im Falle von Wasserstoff und Sauerstoff wird auch die Umkehrung genutzt, die Gewinnung von elektrischer Energie in der Brennstoffzelle, die zusammen mit der Wasserelektrolyse zentrale Baustein einer zukünftigen Wasserstoffwirtschaft wären.

Zur Geschichte

1800 erfand Alessandro Volta die erste brauchbare Batterie, die voltasche Säule. Mit dieser Stromquelle waren erstmals auch gezielte Anwendungen der Elektrolyse möglich, und bald darauf wurde sie genutzt – vor allem von Humphry Davy in den Jahren 1807 und 1808, um die bis dahin unbekannten Elemente Natrium, Kalium, Barium, Strontium, Kalzium und Magnesium herzustellen. Michael Faraday untersuchte die Elektrolyse genauer und entdeckte ihre Grundgesetze, nämlich die Abhängigkeit der umgesetzten Massen von Ladung und Molmasse. Außerdem schuf Faraday auch die Begriffe Elektrolyse, Elektrode, Elektrolyt, Anode, Kathode, Anion und Kation, veröffentlicht in seiner Arbeit 1832/1834. 1886 entwickelten Paul Louis Toussaint Héroult und Charles Martin Hall eine Elektrolysemethode zur Gewinnung von Aluminium, die heute nach den Entdeckern Hall-Héroult-Process genannt wird und die Grundlage heutiger Verfahren ist. Schon zwei Jahre später wurden Firmen gegründet, die diese anwandten, und 1900 wurden bereits 80000 Tonnen Aluminium elektrolytisch gewonnen.

Prinzipien

Die Elektrolyse ist ein Vorgang, der durch die von außen angelegte elektrische Spannung erzwungen wird: Die Spannungsquelle bewirkt einen Elektronenmangel ("Elektronensog") in der mit dem Pluspol verbundenen Elektrode und einen Elektronenüberschuss ("Elektronendruck") in der anderen, mit dem Minuspol verbundenen Elektrode. Die elektrochemische Oxidation erfolgt an der Anode und besteht in einem Elektronenentzug durch die Elektrode: Die Anode ist bei der Elektrolyse die positiv geladene Elektrode (Pluspol), die Kathode ist der Minuspol. Damit die Spannung während der Elektrolyse aufrecht erhalten bleibt, muss von außen Energie zugeführt werden, und es fließen elektrische Ströme: Die Spannungsquelle bringt Elektronen von der Anode, also vom Pluspol, zum Minuspol, was nur möglich ist, indem sie eine entsprechende Arbeit leistet. Sie "pumpt" Elektronen von der Anode zur Kathode. Damit der Stromkreis geschlossen bleibt, muss im Elektrolyten dieselbe Stromstärke herrschen, wobei der Ladungstransport hier durch die Ionen erfolgt: die negativ geladenen Anionen wandern bevorzugt zur positiv geladenen Anode, die positiv geladenen Kationen wandern zur negativ geladenen Kathode. Der Übergang zwischen Elektronenleitung und Ionenleitung erfolgt durch die Vorgänge an den Elektroden.

Versuchsaufbau

Anwendungen

Elektrolyse von Wasser

Die Elektrolyse von Wasser besteht aus 2 Teilreaktionen, die an den 2 Elektroden ablaufen. Die Elektroden tauchen in Wasser ein, welches durch die Zugabe von etwas Schwefelsäure besser leitend gemacht wird. Positiv geladene Hydronium-Ionen(H₃O⁺) wandern im elektrischen Feld zu der negativ geladenen Elektrode (Kathode), wo sie jeweils ein Elektron aufnehmen. Dabei entstehen Wasserstoff-Atome, die sich mit einem weiteren, durch Reduktion entstandenen H-Atom zu einem Wasserstoff-Molekül vereinigen. Übrig bleiben Wasser-Moleküle. 2 H₃O⁺ + 2 e^- → H₂ + 2 H₂O Der abgeschiedene, gasförmige Wasserstoff steigt an der Kathode auf. Zur positiv geladenen Elektrode (Anode) wandern die negativ geladenen Hydroxid-Ionen. Jedes Hydroxid-Ion gibt zwei Elektronen an den Plus-Pol ab, so dass Sauerstoff-Atome entstehen, die sich zu Sauerstoff-Molekülen vereinigen. Die übrig bleibenden H⁺-Ionen werden umgehend von Hydroxid-Ionen zu Wasser-Molekülen neutralisiert. 2 OH^- → 1/2 O₂ + H₂O + 2 e^- Auch hier steigt der abgeschiedene Sauerstoff als farbloses Gas an der Anode auf. Die Gesamtreaktionsgleichung der Elektrolyse von Wasser lautet: 4 H₃O⁺ + 4 OH^- → 2 H₂ + O₂ + 6 H₂O Der Wirkungsgrad der Elektrolyse von Wasser liegt bei ca. 70 %. Bei der alkalischen Elektrolyse bei etwa 90 %. Bei Verwendung von Iridiumdioxid-Katalysatoren als Anode, Platin als Kathode und perfluorierten sulfonsäurehaltigen Membranen (Nafion) als Elektrolyt wurden kürzlich Wirkungsgrade von 93% erreicht. Die energetische Betrachtung ist beispielsweise bei der Nutzung von Wasserstoff als Energieträger vonnöten. Wenig dokumentiert ist die elektrodynamische Elektrolyse, in der die Ionen in einem pulsierenden elektrischen und magnetischen Feld beschleunigt werden. Zur Optimierung des Wirkungsgrades können auch Temperaturerhöhung und Photonenbestrahlung (Solarhydrolyse) Einsatz finden. Auch Vakuum kann in der Extraktion von gasartigen Elektrolyseprodukten wirkungsgraderhöhend angewandt werden. Spezialfälle der Elektrolyse sind die Voltammetrie und die Polarographie. Hier verwendet man die Messung des Elektrolysestromes, in Abhängigkeit von der Spannung, um Aufschluss über die chemische Zusammensetzung des Elektrolyten zu erhalten.

Quantitative Analyse

Die Zersetzung von Elektrolyten durch elektrischen Strom wird in der Elektrogravimetrie und in der Coulometrie angewendet, um Informationen über den Metallgehalt einer Probe zu erlangen.

Hersteller von Elektrolyseanlagen (A-Z)

- Ammonia Casale
- Hidroenergia VCST
- Proton Energy System Incorporated
- Norsk Hydro Electrolysers AS (Norwegen)
- Stuart Energy Europe NV (Belgien)
- Teledyne Energy Systems Inc.
- The Electrolyser Corporation Ltd. (Kanada)
- Outokumpu Technology (Finnland, Germany)

Siehe auch

- technisch wichtig: Chloralkalielektrolyse zur Gewinnung von Chlor, Natronlauge und Wasserstoff. Amalgam-Verfahren, Diaphragmaverfahren, Membranverfahren, Zink-Elektrolyse (Zink-Gewinnung), Raffinations- und Gewinnungs-Elektrolyse zwecks Kupfer-Gewinnung
- Schmelzflusselektrolyse Elektrolyse unedler Metalle
- Radiolyse
- Elektrolyseur
- Chemie für die Schule
- Portal:Chemie

Weblinks

- [http://www.elektronikkompendium.de/sites/grd/0209102.htm Allgemeine Beschreibung mit Zeichnung]
- [http://www.ise.fhg.de/german/fields/field5/mb1/index.html Fraunhofer Institut für Solare Energiesysteme]
- http://www.hyweb.de/Wissen/w-i-energiew3.html
- http://www.dwv-info.de/ Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Trennverfahren ja:電気分解 ko:전기분해

Anode

Eine Anode (von griech. anodos = hinauf) Elektrode, die - beispielsweise aus einem Vakuum oder aus einem Elektrolyten - Elektronen aufnimmt (der Pluspol). Sie ist die Gegenelektrode zur Kathode, die Elektronen abgibt. Anionen wandern zur Anode und Kationen zur Kathode.

Chemie

In der Chemie, insbesondere der Elektrochemie, ist eine Anode die Elektrode, an der eine Oxidationsreaktion stattfindet. Es werden also Elektronen aus der chemischen Reaktion aufgenommen und über den elektrischen Anschluss abgegeben. Eine elektrochemische Reaktion findet immer an der Phasengrenze zwischen einer Elektrode und einer Elektrolytlösung, einem ionenleitenden Feststoff oder Schmelze statt. Die Elektronen begeben sich in die Anode hinein, daher der Name von griechisch anodos für hinauf. Bei Elektrolysen ist die Anode die positive Elektrode, bei Batterien und Brennstoffzellen die negative Elektrode! Achtung! Bei wiederaufladbaren Batterien (Sekundärelement, Akkumulator) kann die selbe Elektrode abwechselnd als Anode oder Kathode arbeiten, je nachdem ob die Batterie geladen oder entladen wird.

Elektrotechnik

In der Elektrotechnik ist die Anode ein Anschluss einer Elektronenstrahlröhre, Leuchtstoffröhre oder Diode. Der Pol, der an den Pluspol der Speisespannung anzuschließen ist, um Stromfluss zu erhalten, wird als Anode bezeichnet. Für eine Diode in Durchlassrichtung bedeutet das: die Anode ist die Elektrode an der p-Schicht der Diode und die Kathode ist die Elektrode an der n-Schicht der Diode. Kategorie:Chemie Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Elektrotechnik ja:アノード

Molekül

Ein Molekül (älter auch: Molekel) ist ein Teilchen, das aus mindestens zwei zusammenhängenden Atomen besteht, welche durch kovalente Bindungen verbunden sind. Moleküle stellen die kleinsten Teilchen dar, die die Eigenschaften des zugrundeliegenden Stoffes haben. Es gibt Moleküle, die aus einem einzigen Element aufgebaut sind (O₂, N₂, P₄ u.v.m), die meisten Moleküle sind aber Verbindungen aus Nichtmetallen mit einem (oder mehr) weiteren Nichtmetallen oder Halbmetallen. Einen etwas größeren Verbund von gleichartigen Atomen nennt man Cluster.

Bindungsart in Molekülen

In Molekülen halten die verbundenen Atome über gemeinsame Elektronenpaare zusammen. Man nennt solche Bindungen auch Atombindung, Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung. Wenn auch die einzelnen Atome keine vollen Elementarladungen haben, also nicht als Ionen vorliegen, kann es durch unsymmetrisch verteilte Bindungselektronenpaare zu Teilladungen kommen. Man unterteilt deshalb die Atombindungen in:
- kovalente Bindung / unpolare Atombindung - Differenz der Elektronegativität der Bindungspartner ist 0. Diese Art der Bindung kommt genau genommen nur bei Elementmolekülen, d.h. bei Molekülen, die nur aus einer Atomart zusammen gesetzt sind, vor. Man fasst im weiteren Sinne allerdings auch Bindungen zwischen Atomen (z.B. zwischen C und H) als kovalente Bindungen auf, deren Differenz der Elektronegativität größer 0 und kleiner 0,4 ist.
- polare Bindung - Differenz der Elektronegativität der Bindungspartner ist größer 0,4 und kleiner 1,8.

Zwischenmolekulare Kräfte (sortiert nach abnehmender Stärke)

Zwischen den Molekülen können verschiedene Kräfte wirken, die sich zum Beispiel auf die Siede- und Schmelztemperatur und die Löslichkeitseigenschaften auswirken können.
- Wasserstoffbrückenbindung
- Dipol-Dipol-Kräfte
- van-der-Waals-Kräfte

Darstellung

Der Aufbau eines Moleküls kann auf verschiedene Arten beschrieben werden. Die Summenformel eignet sich für einfache Moleküle, insbesondere anorganische Moleküle, z.B. H₂O für Wasser oder NH₃ für Ammoniak. Sie enthält die Atomsymbole der im Molekül enthaltenen Elementsorten, deren Anzahl über einen Index (die tiefgestellte Zahl) angegeben ist. Die Wirkung von Intermolekularen Kräften ist auch bei kleineren Molekülen von der räumlichen Struktur der Moleküle abhängig. Zur Beschreibung dieser Struktur dient die VSEPR-Theorie. Bei komplexeren Molekülen, wie sie vor allem in der organischen Chemie vorkommen, liefert eine Summenformel oft keine ausreichende Beschreibung, da es verschiedene Moleküle mit der gleichen Summenformel (Isomere) geben kann. Deshalb wird dazu die Strukturformel verwendet, die den Aufbau graphisch darstellt. In einigen Fällen, spiegelbildlich gebauten Molekülen, den Enantiomeren, gibt auch die Strukturformel nicht ausreichend Aufschluss über die nach außen wirksame Struktur. Hier werden Fischer- und Haworth-Projektion verwendet. Bei hochkomplexen Molekülen wie Proteinen oder polymeren Kohlenhydraten spielt die räumliche Darstellung eine noch größere Rolle. Man versucht, räumliche Darstellungen über Farbgebung zu erreichen (Bsp.: Hämoglobin). Man spricht dann - je nach Ebene - von der Primärstruktur (bei Proteinen durch die Abfolge der Aminosäuren definiert), der Sekundärstruktur (Auffaltung zu einer Helix oder einem Faltblatt), der Tertiärstruktur (Auffaltung der Sekundärstruktur zu Kugeln oder Fasern ) und der Quartärstruktur. (siehe hierzu: Protein)

Siehe auch:

- Chemische Bindung
- Atombindung
- Ionenbindung
- Molekularphysik
- Molekülbaukasten
- Ölfleckversuch Kategorie:Chemie Kategorie:Genetik Kategorie:Atomphysik als:Molekül ja:分子 ko:분자 simple:Molecule th:โมเลกุล Kategorie:Chemie

Sure

Der Begriff Sure (arabisch سورة) bezeichnet einen Abschnitt des Korans, der heiligen Schrift des Islam. Die 114 Suren, die im Verlauf von über zwei Jahrzehnten nach der islamischen Glaubensvorstellung dem Religionsstifter Muhammad von Allah offenbart wurden, sind nicht inhaltlich oder chronologisch, sondern grob ihrer Länge nach absteigend geordnet. Eine Ausnahme bildet al-fatiha (الفاتحة), die Eröffnungssure, die, obwohl relativ kurz, am Anfang des Korans steht. Jede Sure trägt im Arabischen einen eigenen Namen, der auch beim Zitieren als Quellenangabe benutzt wird; die Zitierweise nach Surennummern ist nur im Westen üblich. Üblicherweise werden die Suren nach dem Ort und der Zeit der Offenbarung in mekkanisch und medinensisch unterteilt, dies ist in den üblichen Druckausgaben im Titel mit angegeben. Im Koran selbst kommt das Wort sura zehn mal vor, z.B. in Sure 24, Vers 1: »[Dies ist] eine Sure, die wir hinabgesandt und für verbindlich erklärt, und in der wir klare Zeichen (oder: Verse) hinabgesandt haben.« (Paret). Am Anfang jeder Sure, mit Ausnahme der neunten, die als Mahnung herabgesandt wurde, steht die Basmala. Die Suren gliedern sich wiederum in einzelne, in Reim prosa (sadsch`سجع) verfasste Verse, so genannte Ayat. Die Zahl der Verse wird im Surentitel mit angegeben. Die Herkunft dieses arabischen Wortes ist bis heute im Wesentlichen ungeklärt, ebenso eine eventuelle vorislamische Wortbedeutung. Im heutigen Arabisch wird das Wort nur im hier beschriebenen Sinne benutzt. Siehe auch: Liste islamischer Begriffe auf Arabisch, Portal:Religion, Liste der Koransuren Kategorie:Literarischer Begriff Kategorie:Islam

Fluoride

Fluoride sind die Salze der Fluorwasserstoffsäure (HF), die auch als Flusssäure bekannt ist. Sie enthalten in ihrem Ionengitter als negative Gitterbausteine (Anionen) Fluorid-Ionen (F^-).

Wichtige Fluoride

Einige wichtige Fluoride sind:
- Calciumfluorid (Flussspat): CaF₂
- Natriumfluorid: NaF
- Aminfluorid: AmF

Nachweis

Für den Nachweis durch die Ätzprobe werden zehn bis 20 Tropfen konzentrierte Schwefelsäure in ein sauberes trockenes Reagenzglas gegeben. Um sich davon zu überzeugen, dass das Glas zu diesem Zeitpunkt noch nicht angeätzt ist, schüttelt man kurz. Dabei beobachtet man, dass die Schwefelsäure sich an den glatten Reagenzglaswänden wie ein viskoses Öl verhält. Anschließend gibt man eine fluoridhaltige Substanz zu. Man erhitzt nun für etwa fünf Minuten vorsichtig über der entleuchteten Bunsenbrennerflamme. Man stellt beim erneuten Umschwenken fest, dass sich ein deutlicher Abperl-Effekt an den nun aufgerauten Reagenzglaswänden zeigt. Das Reagenzglas ist hinterher nicht mehr brauchbar. CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2 HF SiO₂ + 4 HF → SiF₄ + 2 H₂O

Kariesvorbeugung durch Fluoride

Eine Maßnahme für gesunde Zähne bilden neben der Zahnpflege und einer (zahn)gesunden Ernährung Fluoridanwendungen, denn die natürliche Fluoridkonzentration der Zähne reicht nicht aus, eine Karies mit Sicherheit zu verhindern. Der kristalline Schmelzanteil (Hydroxylapatit) wird durch Säureeinwirkung aus dem Zahnschmelz ausgewaschen, andererseits durch den Speichel in gewissen Mengen wieder zugeführt; durch Fluoridanwendung kann man dieses Gleichgewicht in Richtung einer höheren Fluoridkonzentration des Zahnschmelzes (Fluorid-Apatit) verschieben. Fluorid-Apatit ist weniger säurelöslich als Hydroxylapatit. Zahnschmelz besteht chemisch gesehen aus positiv geladenen Calcium-Teilchen und negativ geladenen Phosphat-Teilchen, die zusammen das Hydroxylapatit bilden. Im natürlichen Zahnschmelz enthält das Hydroxylapatit “Verunreinigungen” (Magnesium, Carbonate) aus dem Stoffwechsel der schmelzbildenden Zellen (Ameloblasten). Diese Verunreinigungen schwächen das Kristallgitter und werden bei Säureangriffen bevorzugt gelöst. Ameloblasten Fluoride erhöhen die Widerstandskraft der Zähne gegen die Angriffe durch die sauren Stoffwechselprodukte der Bakterien im Zahnbelag oder Säuren aus der Nahrung (Fruchtsäfte, Softdrinks). Fluorid verstärkt das Kristallgitter durch seine hohe Ladungsdichte (kleines Ion mit starker Ladung) und verhindert so seine Auflösung (Schutz vor Demineralisation). Freies Calcium im Speichel oder in der Flüssigkeitsphase des Zahnbelags wird in Anwesenheit von Fluoriden wieder in Defekte des Kristallgitters eingebaut (Remineralisation). Bei geringer Häufigkeit oder Stärke der Säureangriffe wird bevorzugt magnesium- und carbonathaltiges Apatit gelöst und bei der Remineralisation in Anwesenheit von Fluorid als fluoridiertes Apatit wieder in den Schmelz eingebaut. Dadurch wird im Verlauf des Lebens die äußere Schmelzschicht verstärkt (Schmelzreifung), vorausgesetzt die Karies ist nicht zu aggressiv (das heißt die Entmineralisierungsphasen sind nicht zu lang und zu häufig). Fluoride wirken bereits in kleinen Mengen. Dann muss allerdings eine regelmäßige Anwendung stattfinden. Regelmäßiges Zähneputzen mit fluoridhaltiger Zahnpasta ist dazu im Allgemeinen ausreichend. Bei Patienten mit hohem Kariesrisiko kann zusätzlich eine Fluoridapplikation durch den Zahnarzt notwendig werden. Ursprünglich wurde angenommen, bei Kindern könne durch Trinkwasserfluoridierung beziehungsweise durch Gabe von Fluoridtabletten bereits vor Durchbruch der Zähne in der Schmelzbildungsphase Fluoridapatit in den Zahnschmelz eingelagert und der gesamte Schmelz "durchgehärtet" werden, was jedoch wissenschaftlicher Überprüfung nicht standhielt. Mittlerweile wird davon ausgegangen, dass die regelmäßige lokale Aufbringung niedrig dosierter Fluoride (Zähneputzen mit fluoridhaltiger Zahnpasta) den besseren Schutzeffekt bietet. Außerdem können die Fluoride erst durch die gleichzeitige Entfernung der bakteriellen Beläge an ihren Wirkungsort gelangen.

Aufnahme von Fluorid

Prinzipiell gibt es mehrere Möglichkeiten Fluoride aufzunehmen: # Lokale Anwendung: das fluoridhaltige Mittel wird hauptsächlich in der Mundhöhle angewandt und bleibt eine Zeitlang im Speichel nachweisbar (Zahnpasten, Mundspülungen, Gele und Lacke). # Systemische Anwendung: Fluorid wird mit der Nahrung aufgenommen oder als Tablette verabreicht. Das Fluorid wird im Verdauungstrakt vom Blut aufgenommen. Dort kann es in neugebildetes Zahnhartgewebe und Knochengewebe eingebaut werden und über den Blutkreislauf im Speichel ausgeschieden werden. Beispiele: fluoridhaltiges Trinkwasser, Mineralwasser, Tabletten, Speisesalz, fluoridhaltige Nahrungsmittel (Fisch, Schalentiere, Tee). Die Verweildauer im Mund ist sehr gering und die Konzentration an Fluorid meist sehr klein (außer bei Fluoridtabletten). # Gemischt Anwendung: Lutschen von Fluoridtabletten, Verschlucken von fluoridhaltiger Zahnpasta wirkt zum Ersten lokal im Mund und danach systemisch. Nach neuesten Forschungen (siehe Weblink) wirken fluoridhaltige Verbindungen allerdings nur oberflächlich, und durch das Essen aufgenommenes Fluorid oder fluoridhaltige Verbindungen können nicht auf den Zahnschmelz einwirken. Deshalb muss man sich entweder regelmäßig einer Fluorid-Behandlung beim Zahnarzt unterziehen oder zum Zähneputzen eine fluoridhaltige Zahnpasta verwenden, um einen langfristigen Effekt zu erzielen. Bei gleichzeitiger Fluoridaufnahme aus mehreren Quellen (beispielsweise Verschlucken von Zahnpasta plus Fluoridtabletten oder stark fluoridhaltigem Mineralwasser) kann Zahnschmelzfluorose entstehen, bei höherer Dosierung auch Knochenfluorose. Letztere sieht man hauptsächlich in tropischen Ländern, wo ungereinigtes Wasser aus vulkanischen Quellen getrunken wird (Kenia). Theoretisch ist auch eine akute Fluorose denkbar; die letale Dosis ist jedoch sehr hoch und liegt bei 5mg Fluorid pro Kilogramm Körpergewicht (Probably Toxic Dose; PTD); so muss eine Person, die 70kg wiegt, 350mg Fluorid einnehmen (Dies entspricht in etwa 3-4 Zahnpasten-Tuben, je nach Fluoridgehalt). Denkbar ist eine Vergiftung bei Kinder, vor allem durch unbeaufsichtigte Einnahme von hochdosierten Fluoridtabletten. Massnahmen, die man bei einer akuten Fluorose durchführen sollte, sind: Erbrechen und viel Milch trinken. Ärztliche Massnahmen sind: Magenspülung (nur in der ersten 2 Stunden), intravenöse Gabe von Calciumchlorid und eine alkalische Diurese. Siehe auch: Chloride, Bromide, Iodide, Fluorit

Weblinks

- [http://www.dgzmk.de/mitteilg/Patinfo%20Fluoride.pdf DGZMK Kariesvorbeugung bei Milchzähnen]
- [http://www.wissenschaft.de/sixcms/detail.php?id=237787 Artikel über Fluorid]
- [http://www.fosar-bludorf.com/cfids/toxi.htm Schädliche Wirkungsweise von Fluor in der Kariesbehandlung] Kategorie:Stoffgruppe zh-min-nan:Khí-kho ê Hu̍t-hòa-bu̍t

Nitride

Ein Nitrid ist im Allgemeinen eine chemische Verbindungen des Stickstoffs mit einem Metall, aber auch Verbinndungen mit Halbmetallen oder Nichtmetallen (nur wenige bekannt) werden als Nitrid bezeichnet. Man unterscheidet salzartige, metallartige und kovalente Nitride (zum Teil als diamantartige Nitride bezeichnet).

Verwendung

Die meisten technisch genutzten Nitride werden zur Oberflächenvergütung eingesetzt. So nutzt man z. B. Siliziumnitrid (Si₃N₄) als Antireflexionsschicht. Metallartige und die sogenannten diamantartigen Nitride dienen als Hartstoffe, Hochtemperatur- und feuerfeste Keramikwerkstoffe, z. B. Titannitrid (TiN). Ebenfalls werden Nitride in der Mikroelektronik eingesetzt. Dort finden sie Anwendung als Diffusionsbarrieren (z. B. Tantalnitrid) oder Passivierungsschichten (vorallem Siliziumnitrid).

Beispiele

Verbinndungen mit Metallen

- Lithiumnitrid (Li₃N)
- Chromnitrid (CrN)
- Tantalnitrid (TaN)
- Titannitrid (TiN)

Verbinndungen mit Halbmetallen

- Bornitrid (BN): Hochtemperaturschmiermittel und Isolationsstoff
- Siliziumnitrid (Si₃N₄) Kategorie:Stoffgruppe

Sulfate

Sulfate sind Salze oder Ester der Schwefelsäure. Die salzartigen Sulfate enthalten als anionische Komponente das Sulfat-Ion (SO₄^2-). Sulfate kommen in geringen Mengen im Grundwasser vor. Für daraus gewonnenes Trinkwasser gilt je nach Gebiet ein Grenzwert von 250 - 300 Milligramm pro Liter. Organische Ester der Schwefelsäure haben die allgemeine Formel R-O-SO₂-O-R', dabei sind R und R' organische Reste. Organische Sulfate sind polare, schwerflüchtige und sehr reaktive Verbindungen. Das einfachste organische Sulfat ist Dimethylsulfat. Weitere Beispiele für Sulfate sind:
- Alaun (Kaliumaluminiumsulfat, KAl(SO₄)₂)
- Aluminit (Al₂[(OH)₄SO₄] · 7 H₂O)
- Anhydrit (Kalziumsulfat, CaSO₄)
- Baryt (Bariumsulfat, BaSO₄)
- Gips (wasserhaltiges Kalziumsulfat, CaSO₄ · 2 H₂O)
- Magnesiumsulfat (MgSO₄) Kategorie:Stoffgruppe

Hydrogencarbonate

Hydrogencarbonate sind Salze, die sich von der Kohlensäure ableiten und als Anion das Hydrogencarbonat-Ion (HCO₃^-) enthalten.
Bild:Hydrogencarbonat.PNG Wichtige Hydrogencarbonate sind
- Natriumhydrogencarbonat (Natron, Bullrich-Salz) - NaHCO₃
- Ammoniumhydrogencarbonat (Hirschhornsalz) - NH₄HCO₃

Eigenschaften von Hydrogencarbonaten

Der Aggregatzustand ist wie bei Carbonaten fest, weil zwischen den Hydrogencarbonat-Ionen und Kationen Ionenbindungen vorliegen und sich dadurch regelmäßige Ionengitter formieren. Hydrogencarbonate sind farblos und erscheinen in Pulverform weiss, soweit nicht das Kation eine Farbe einbringt. Hydrogencarbonate sind geruchlose Stoffe. Die meist löslichen Hydrogencarbonate bilden mit Wasser elektrisch leitfähige Lösungen, weil sie neben den Kationen frei bewegliche, hydratisierte Hydrogencarbonat-Anionen bilden. Hydrogencarbonat ist amphoter. Zersetzung: Oberhalb einer Temperatur von 50° C zerfällt Hydrogencarbonat; unter anderem entstehen Wasser und Kohlendioxid. Die Hydrogencarbonate der Erdalkalimetalle (Calcium, Magnesium, Barium, Strontium) sind zwar in Wasser gut löslich, stehen aber über das Dissoziationsgleichgewicht der Kohlensäure in Beziehung zu den entsprechenden Carbonaten, die durchweg schwer löslich sind. Um das Löslichkeitsprodukt der Carbonate nicht zu überschreiten, muss der pH-Wert hinreichend niedrig sein, was durch die Anwesenheit einer Mindestkonzentration an freier Kohlensäure, somit an gelösten Kohlendioxid, gewährleistet ist. Diese bezeichnet man als zugehörige Kohlensäure. Entweicht sie aus dem Wasser oder wird sie in Seen durch Photosynthese verbraucht, so beginnen sich die Carbonate in kristalliner Form abzuscheiden (Kesselstein, Seekreide) Es ist folglich (unter normalen Bedingungen) nicht möglich, die Hydrogencarbonate der Erdalkalien als Feststoff herzustellen. Beim Einengen der Lösungen werden immer die Carbonate gebildet.

Reaktionen von Hydrogencarbonaten

Natriumhydrogencarbonat + Calcium --> Calciumcarbonat + Natriumcarbonat + Wasserstoff 2 NaHCO₃ + Ca --> CaCO₃ + Na₂CO₃ + H₂

Vorkommen und Verwendung von Natriumhydrogencarbonat

Natriumhydrogencarbonat kommt als Mineral (Nahcolith) in den USA vor. Es findet in der Lebensmitteltechnik z. B. als Back- und Brausepulver Verwendung. In der Medizin wird es gegen Sodbrennen eingesetzt ("Bullrich-Salz"). Natriumhydrogencarbonat ist Bestandteil von Feuerlöschpulver.

Herstellung von Natriumhydrogencarbonat

Bedingung: unter Kühlung Natriumcarbonat + Kohlendioxid + Wasser --> Natriumhydrogencarbonat Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O --> 2 NaHCO₃

Verwendung von Ammoniumhydrogencarbonat

Hirschhornsalz wird beim Backen von Lebkuchen verwendet und zerfällt zu Ammoniak (NH₃), Wasser und Kohlendioxid. Das im Handel erhältliche Salz besteht zumeist aus einer Mischung von Ammoniumhydrogencarbonat, Ammoniumcarbonat und -carbaminat Siehe auch: Carbonate, Kohlensäure, Natriumhydrogencarbonat, Hirschhornsalz, Carbaminate Kategorie:Stoffgruppe Kategorie:Stoffgruppe

Carbonate

Als Carbonate werden die Salze der Kohlenstoffsäure bezeichnet.

Eigenschaften von Carbonaten

Der Aggregatzustand von Carbonaten ist fest, weil die starke Ionenbindung zu einem regelmäßigen Ionengitter führt. Das Carbonat-Anion bringt keine Eigenfarbe in die Verbindungen ein, so dass deren Farbe ggf. durch das betreffende Kation bestimmt wird. Carbonate sind geruchlos. Mit Ausnahme der Alkali-Carbonate sind sie schlecht wasserlöslich. Bild:Carbonat.PNG

Reaktionen von Carbonaten

Calciumcarbonat + Wasser + Kohlenstoffdioxid --> Calciumhydrogencarbonat

\mathrm

Dissoziation in Wasser: Magnesiumcarbonat --> Magnesiumion + Carbonation

\mathrm

Zerfall beim Erhitzen: -Calciumcarbonat --> Calciumoxid + Kohlenstoffdioxid

\mathrm

Carbonat-Silicat-Zyklus

Vorkommen und Verwendung von Calciumcarbonat

Calciumcarbonat kommt in Kalkstein, in Zement, in Beton vor und wird zum Bau von Gebäuden verwendet. Außerdem ist Kalkstein im Düngermittel zu finden.
- Im Marmor (dichter reiner Kalkstein) ist Calciumcarbonat enthalten und wird zum verkleiden von Garnituren verwendet.
- Kreide (früher Tafelkreide) besteht auch aus Calciumcarbonat.
- Medizin: Kalziumkarbonat kann als säurebindendes Mittel (Antacidum) gegen Übersäurerung des Magens verwendet werden; allerdings führt das sich unweigerlich entwickelnde Kohlenstoffdioxid (s. Formel oben) zu Magenblähung und nachfolgendem Aufstoßen; im Extremfall kann ein vorhandenes Magengeschwür durchbrechen. Durch das CO₂ und die gebildete Kohlensäure sowie durch die Neutralisation des Magensaftes wird überdies die Salzsäuresekretion im Magen erneut angeregt. Als Calciumträger ist die Substanz wichtig für die Knochenbildung.
- Pharmazeutische Technologie: Als indifferenter Trägerstoff, z.B. in Pulvern und Salben verwendet, weiterhin als Dragierhilfsmittel.
- Lebensmitteltechnologie: Lebensmittelzusatzstoff E 170, zugelassen z.B. als ungiftiges Farbmittel für Dragees und für Verzierungen von Lebensmitteln.
- Kosmetik: Äußerlich verwendet als mildes, austrocknendes Streupulver und in Präparaten zur Zahnpflege.
- Technik, Landwirtschaft: als Schlämmkreide, für Düngemittel. Aus dem Isländischen Doppelspat werden sog. Nicol'sche Prismen für optische Geräte (Polarisationsapparate) angefertigt.
- Biologie: Die Schalen und Gehäuse von Muscheln und Schnecken sowie die Korallenstöcke bestehen aus Calciumcarbonat.

Herstellung von Calciumcarbonat

- Calciumoxid + Kohlensäure → Calciumcarbonat + Wasser
- :CaO + H₂CO₃ → CaCO₃ + H₂O
- Calcium + Kohlensäure → Calciumcarbonat + Wasserstoff
- :Ca + H₂CO₃ → CaCO₃ + H₂

Wichtige Carbonate

- Natriumcarbonat
- Magnesiumcarbonat
- Kalziumkarbonat

Weblinks

- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Carbonat Mineralienatlas - Carbonat] Kategorie:Stoffgruppe ja:炭酸塩

Acetate

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

\mathrm

:Essigsäure und Natriumhydroxid reagieren zu Natriumacetat und Wasser. :

\mathrm

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

\mathrm

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

\mathrm

Kategorie:Stoffgruppe

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

Kategorie:Atomphysik

Die Atomphysik beschreibt das Verhalten der Elektronen in der Atomhülle. Sie ist zu unterscheiden von der oft mit ihr verwechselten Kernphysik, welche sich mit dem Atomkern beschäftigt. Solange keine eigene Unterkategorie eingerichtet ist, werden hierzu auch die Beiträge zur Molekülphysik eingeordnet. Siehe auch die verwandte Kategorie: Quantenphysik Kategorie:Physik ko:원자물리학

Beard fanzine

Beard Fanzine was founded by Stewart Smith and Neil Jaques in Glasgow, apparently following "much inebriated talk and subliminal musical influences". Taking their cues from, amongst other things, New Journalism, Beard's philosophy is to disregard the transparent sophistry and mediocrity present in modern-day arts journalism.
- Beard #1 was launched in the Summer of 2003.
- Beard #2 saw Beard win the 2005 EMAP Fanzine award for best music fanzine. Now on it's 5th issue, it has quickly become a cult magazine and is popular with musicians, artists and hipsters alike.

External link

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