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Atomgewicht

Atomgewicht

Als Atommasse (A) (engl. atomic mass), früher Atomgewicht (engl. atomic weight), bezeichnet man die Masse von Atomen chemischer Elemente. Es wird zwischen relativer Atommasse (A_r) (ohne Maßeinheit) und absoluter Atommasse, angegeben in kg, g oder u unterschieden.

Bedeutung

Aus den relativen Atommassen, den daraus berechenbaren Molekülmassen und anhand der daraus abgeleiteten Molmassen lassen sich die Massen- und Volumenverhältnisse der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe berechnen.

Historisches

Die erste Tabelle mit relativen Atommassen wurde 1805 von John Dalton veröffentlicht. Er erhielt sie anhand der Massenverhältnisse bei chemischen Reaktionen, wobei er das leichteste Atom, das Wasserstoffatom, als Bezugsmasse wählte, das dabei willkürlich auf den Wert 1 festgelegt wurde (siehe Dalton). Später erfolgte die Berechnung der relativer Atom- und Molekülmassen für gasförmige Elemente und Verbindungen auf der Grundlage des Avogadroschen Gesetzes, das heißt durch Abwiegen eines bekannten Gasvolumens, dann auch mit Hilfe der Faradayschen Gesetze. Später wurde Sauerstoff als Bezugsmasse genommen und ihm willkürlich die Masse 16 zugeteilt (Jean Servais Stas, 1865). Seit der Entscheidung der Atommassenkommission der IUPAC von 1961 dient das Kohlenstoffisotop ¹²C als Bezugsbasis mit der Masse von 12. Die relative Atommasse gibt an, wievielmal größer die Masse des jeweiligen Atoms als 1/12 der Masse dieses Kohlenstoffisotopes ist, da das ¹²C-Atom 12 Nukleonen (Kernbausteine), genauer 6 Protonen und 6 Neutronen, enthält. Da beide Nukleonen eine sehr ähnliche Masse aufweisen, entspricht die Atommasse eines Isotops nahezu der Anzahl der enthaltenen Nukleonen (auch Massenzahl genannt). Die geringe Abweichung wird durch den Massenunterschied zwischen Proton und Neutron und den atomaren Massendefekt verursacht. Die folgende Tabelle zeigt einige relative Atommassen in Abhängigkeit zu den drei verschiedenen Bezugsmassen:

Absolute Atommasse

Die absolute Masse eines Atoms liegt im Bereich von 10^-26 kg (0,000 000 000 000 000 000 000 000 01 kg). Definitionsgemäß hat der zwölfte Teil eines Mols des Kohlenstoffisotops ¹²C eine Masse von 1 g. Die absolute Atommasse wird somit auf Gramm bezogen (wird manchmal auch als Grammatom bezeichnet). Aufgrund der sehr kleinen Zahlenwerte wird häufig die atomare Masseneinheit u verwendet, die ebenfalls 1/12 der Atommasse des Kohlenstoffisotops ¹²C entspricht. Der Zahlenwert der Masse eines Teilchens in u und der Zahlenwert der Masse von 1 mol dieses Teilchens in g sind folglich identisch.

Durchschnittliche Atommasse

Genaue Atommassen werden heute mit dem Massenspektrometer bestimmt. Dabei lässt sich die Masse der einzelnen Isotope sehr präzise ermitteln. Zur Bestimmung der relativen Atommassen der Elemente muss dann noch das Isotopenverhältnis ermittelt werden. Bei auf der Erde vorkommenden Elementen wird für Zwecke der Chemie die durchschnittliche Atommasse des natürlichen Isotopengemisches in der Erdkruste angegeben; in Spezialfällen muss die Herkunft des Isotopengemisches beachtet werden. Für Zwecke der Physik ist die Atommasse des einzelnen Isotops interessanter. Weitere Beispiele für die relativen Atommassen einiger chemischer Elemente:
- Silizium (Si): 28,0855
- Gold (Au): 196,96654 Kategorie:Chemie Kategorie:Maßeinheit ko:원자 질량 th:มวลอะตอม

Masse (Physik)

Die Masse ist eine Grundgröße der Physik. Sie beschreibt, klassisch betrachtet, einerseits das Bestreben eines Körpers seinen Bewegungszustand nicht zu verändern (Trägheit), andererseits quantifiziert sie eine Anziehungskraft, also das Vermögen, den Bewegungszustand anderer Massen zu beeinflussen (Gravitation).

Definition

Über den Zusammenhang zwischen Masse und Trägheit könnte die Masse auf einen Proportionalitätsfaktor zwischen Kraft und Beschleunigung zurückgeführt werden, und als abgeleitete Größe definiert werden. Im üblichen Größenkanon der Physik wird die Masse jedoch nicht als abgeleitete Größe eingeführt, sondern als Grundgröße definiert¹. Diese folgt durch Festlegung einer Referenzmasse, die die zugehörige SI-Basiseinheit Kilogramm (kg) definiert: Das Kilogramm ist gleich der Masse des internationalen Kilogrammprototyps². Eine Messung ist ohne Rückbezug auf andere Größen möglich, alleine durch Vergleich mit der Referenzmasse. Neben der Trägheit ist mit der Masse auch das Gewicht verbunden, d.h. ist die Masse die Quelle der Gravitationskraft: :

F = -G\frac

, wobei

m

und

M

die beteiligten schweren Massen im Abstand

r

sind.

G

ist die Gravitationskonstante, eine Naturkonstante, die die Stärke der Gravitation beschreibt. Die Äquivalenz von träger und schwerer Masse ist in der klassischen Mechanik eine empirische, nicht weiter begründbare Feststellung. Sie führt dazu, dass Körper im Gravitationsfeld (im Vakuum) unabhängig von ihrer Masse stets gleich schnell fallen. Der Legende nach soll Galileo Galilei dieses Gesetz gefunden haben, indem er Gegenstände vom schiefen Turm in Pisa fallen ließ. #Bei der Wahl, dass es sich bei der Masse um eine Grundgröße, und bei der Kraft um eine abgeleitete Größe handelt, handelt es sich um eine willkürliche Festlegung. #Die Masse des internationalen Kilogrammprototyps orientiert sich ursprünglich an der von einem Kubikdezimeter Wasser maximaler Dichte (bei 3,98 °C). Genauere Messungen zeigten jedoch, dass die Masse des Kilogrammprototyps nicht exakt der von einem Kubikdezimeter Wasser bei 3,98 °C entspricht.

Newtonsche Mechanik

Die Masse ist galilei-invariant, d.h. im Wesentlichen, dass sie unabhängig von der Geschwindigkeit ist. Die Massenträgheit wird durch die Impulserhaltung beschrieben. Der Impuls

\vec p

ist in der klassischen Mechanik definiert als das Produkt aus Masse

m

und Geschwindigkeit

\vec v

: :

\vec p=m\vec v

. Um den Impuls einer Masse zu verändern muss eine Kraft auf sie ausgeübt werden. Zwischen Masse

m

, Beschleunigung

\vec a

und der Kraft

\vec F

besteht der Zusammenhang: :

\vec F=m\vec a

Spezielle Relativitätstheorie

In der speziellen Relativitätstheorie treten an Stelle der newtonschen trägen Masse unterschiedliche Größen auf, je nachdem, welche ihrer Eigenschaften aus der newtonschen Mechanik als Vorbild dienen sollen: # dass sie eine dem Körper an sich zukommende, insbesondere geschwindigkeitsunabhängige, Eigenschaft eines Körpers ist, die seine Trägheit charakterisiert, # der Zusammenhang p=mv zwischen Impuls und Geschwindigkeit, oder # der Zusammenhang F=ma zwischen Kraft und Beschleunigung im Trägheitsgesetz.

Nichtlineare Abhängigkeit des Impulses von der Geschwindigkeit

In der speziellen Relativitätstheorie ist der Impuls allerdings nicht mehr proportional zur Geschwindigkeit, und somit das Verhältnis zwischen Impuls und Geschwindigkeit selbst abhängig von der Geschwindigkeit. Der Zusammenhang lautet :

p = \frac\cdot v = m_0\gamma\cdot v

, mit

\gamma = \frac

Hierbei ist

m_0

eine geschwindigkeitsunabhängige Eigenschaft des Körpers, übernimmt also die erste der oben genannten Eigenschaften. Sie wird historisch Ruhemasse, in moderner Sprechweise auch invariante Masse oder einfach Masse genannt. Mit der Masse eines Objekts ist heute stets diese Größe gemeint.

Äquivalenz von Masse und Energie

Die Größe

m_0\gamma

, die das Verhältnis zwischen Masse und Geschwindigkeit beschreibt, wird als relativistische Masse bezeichnet. Für diese Größe gilt die berühmte Gleichung :

E = m(v) \cdot c^2 = \frac = m_0c^2\gamma

Seit Albert Einstein weiß man, dass Masse und Energie gemäß dieser Formel ineinander umgewandelt werden können, bzw. dass Masse und Energie einander äquivalent sind. Außer bei der Kernspaltung, der Kernfusion und bei verschiedenen Experimenten der Elementarteilchenphysik ist jedoch die mit Energieänderungen des Systems einhergehende Massendifferenz weit unterhalb der Messgenauigkeit. Mit dem Trägheitsgesetz ist es noch komplizierter: Hier hängt die Masse nicht nur von der Geschwindigkeit, sondern auch noch vom Winkel zwischen Geschwindigkeit und Kraft ab. Dies hat anfangs zu den Begriffen der longitudinalen und transversalen Masse geführt (für Beschleunigungen in Bewegungsrichtung und senkrecht dazu), die aber heute nicht mehr verwendet werden. Eine Folge ist jedoch, dass in der Relativitätstheorie die Beschleunigung nicht immer in die Richtung der Kraft erfolgt. Da die spezielle Relativitätstheorie nicht die Gravitation behandelt, ist eine schwere Masse in ihr nicht definiert.

Allgemeine Relativitätstheorie

Das Äquivalenzprinzip ist Grundlage der allgemeinen Relativitätstheorie (ART). In ihr wird die Bewegung der Körper im Gravitationsfeld nicht durch eine Kraft, sondern durch die Krümmung der Raumzeit beschrieben. Jeder gravitierende Körper bewegt sich in der Raumzeit geradeaus (genauer: auf einer Geodäte). Aus der Grundgleichung der ART

G_ \sim T_

folgt, dass die Krümmung des Raumes, beschrieben durch den Einstein-Tensor

G_

, proportional zum Energie-Impuls-Tensor

T_

ist. Dieser hängt von der in dem betrachteten Raum befindlichen Materie ab und in seine Definition geht u.a. die Energie und der (Strahlungs-)Druck der betrachteten Materie ein. Die Definition einer Masse ist in der ART in stark gekrümmten Räumen nicht mehr ohne weiteres möglich und es existieren verschiedene mögliche Definitionen. Eine häufig verwendete Definition ist die ADM-Masse, die für asymptotisch flache Raumzeiten anwendbar ist. Eine Krümmung des Vakuums wird hier mit in Betracht gezogen, Schwarze Löcher haben z.B. eine ADM-Masse. Eine Reduktion der ART auf den Newton'schen Fall erhält man bei einer Näherung für geringe Krümmung.

Ursprung der Massen der Elementarteilchen

Im Standardmodell der Elementarteilchenphysik wird der Ursprung der Massen der Elementarteilchen (und damit der Masse jedes Objektes) durch den Higgs-Mechanismus erklärt. Dieser beinhaltet die Wechselwirkung aller massiven Elementarteilchen mit dem so genannten Higgs-Boson, ein bisher noch unbeobachtetes skalares Elementarteilchen.

Vielfaches einer Masse

In der klassischen Mechanik gilt: Werden n Körper von gleicher Masse zusammengefügt, entsteht ein Körper n-facher Masse. Die Summe aller Massen ist eine Erhaltungsgröße. In der Relativitätstheorie gilt dies aufgrund der Äquivalenz von Masse und Energie nicht mehr. Ziehen sich zwei Körper an, so ist ihre gemeinsame Masse kleiner als die Summe ihrer Einzelmassen. Für normale Objekte ist dieser Effekt weit jenseits der Messungenauigkeit, jedoch ist für die Masse eines Atomkerns deutlich kleiner als die Summe der Masse der Nukleonen, aus denen er zusammengesetzt ist. Man spricht vom Massendefekt des Kerns. Umgekehrt trägt auch die kinetische Energie der Teile eines insgesamt ruhenden Körpers (z.B. Wärmeenergie) – nicht aber die kinetische Energie des Gesamtkörpers aufgrund seiner Schwerpunktsbewegung – zu seiner Masse bei. In diesem Fall ist die Gesamtmasse größer als die Summe der Einzelmassen. Auch dieser Effekt ist für makroskopische Objekte weit unterhalb der Messgenauigkeit, allerdings ist die Masse der Nukleonen wesentlich kleiner als die Summe der Massen der Quarks, aus denen sie zusammengesetzt sind.

Messung

Die Messung der Masse erfolgt prinzipiell durch Vergleich mit einer Referenzmasse. Zwei Massen sind gleich, wenn sie in einem gleichstarken Gravitationsfeld die gleiche Gewichtskraft erfahren, dies kann gemessen werden durch eine Balkenwaage. Die Stärke des Gravitationsfeldes ist prinzipiell unerheblich, es muss nur an den Orten der beiden Massen gleich sein, und ungleich null. Statt Vergleich der Gravitationskraft kann die Masse auch durch Vergleich der Massenträgheit gemessen werden. Indirekt kann die Masse auch durch Messung der Kraft

\vec F

gemessen werden, die eine Masse in einem Gravitationsfeld erfährt, oder die zu einer definierten Beschleunigung einer Masse notwendig ist. Bei der Messung über die Gewichtskraft ist, anders als beim direkten Vergleich zweier Gewichtskräfte, die Kenntnis des Gravitationsfeldes am Ort der Messung notwendig.

Größenordnungen

Die folgende Aufstellung soll helfen, ein Gefühl für die Größenordnungen von Massen zu erhalten. (Die Werte sind nicht exakt):

Umgangssprache

In der Umgangssprache wird sehr oft die Masse mit dem Gewicht verwechselt. "Wieviel wiegst Du?" -- "Ich? 75 Kilogramm." "'Wie schwer bist du?' -- 'Ich? 75 Kilogramm.'" ist dagegen korrekt, es wird nach der schweren Masse gefragt. Wenn man statt "Gewicht" von "Gewichtskraft" spricht, ist der Unterschied zur Masse deutlicher: eine Gewichtskraft erfährt ein Körper, wenn ein anderer Körper in der Nähe ist (meistens ein Himmelskörper) - die Gewichtskraft hängt vom Ort ab und ist keine "persönliche" Eigenschaft des Körpers, die Masse hängt dagegen vom Körper ab, von der Anzahl der Atome und ist überall gleich. Ein Körper ist schwerelos, wenn er keine Gewichtskraft erfährt (Weltall). Bei Architekten setzt sich die Bezeichnung 'Massenermittlung' für eine Volumenbestimmung langsam durch.

Siehe auch

Kraft (Physik) Außerhalb der Physik gibt es auch noch andere Bedeutungen des Begriffs Masse.

Weblinks

- [http://jumk.de/calc/gewicht.shtml Umrechnung von englischen und amerikanischen Masse-Maßen in metrische Einheiten]
- [http://www.engnetglobal.com/tips/convert.asp?catid=3 Umrechnung: Milligramm oder Mikrogramm in Kilogramm, Masse von Wasser, Raummaße und Hohlmaße - 1 Kilogramm Wasser = 1 Kubikdezimeter = 1 Liter]
- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph08/m10_masse-gew-g.htm Versuche und Aufgaben zur Masse] Kategorie:Physikalische Größe ja:質量 ko:질량 ms:Jisim simple:Mass th:มวล

Chemisches Element

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

Kernladungszahl und Masse

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

Rein- und Mischelemente

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

Chemische Verbindungen

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

Die Entstehung von Elementen

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

Liste chemischer Elemente

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

weitere Darstellungsformen

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

Literatur

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

Weblinks

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

Siehe auch

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

Maßeinheit

Eigenschaften

Bedingung dafür, dass eine Größe skalierbar ist und als Maßeinheit definiert werden kann, ist:
- Es gibt einen Referenzwert (eine Referenzbeobachtung), auf den sich der Ausgangspunkt der Skala (gewöhnlicherweise der Nullpunkt oder auch ein anderer definierter Punkt wie beispielsweise der Siedepunkt) beziehen kann.
- Es existiert eine eindeutige Vorgabe der Abstufung bzw. Unterteilung der Skala, mit der die beobachteten Werte definiert werden können. Maßeinheiten werden immer dann definiert, wenn sich Größen skalieren lassen. Neben Maßeinheiten für physikalische Größen gibt es auch Maßeinheiten für nicht-physikalische Größen, z. B. wahrnehmungsbezogene Größen wie die Tonheit, Lautheit etc. Eine Übersicht über physikalische Maßeinheiten findet sich unter Physikalische Größe.

Einheitensysteme

Oft fasst man heute Einheiten zu Einheitensystemen zusammen, in denen nur noch einige Grundeinheiten definiert werden müssen, und alle anderen Einheiten sich aus diesen ergeben.

Einheitenzeichen

Einheitenzeichen sind Buchstaben oder Buchstabengruppen, die stellvertretend für die Einheitennamen verwendet werden. In Gleichungen können sie in eckige Klammern oder auch ohne dargestellt werden.

Geschichte

Einheitenzeichen] In früheren Zeiten wurden Maßeinheiten meistens über Referenzkörper (sog. "Maßverkörperungen") definiert, die die entsprechende Eigenschaft hatten. Gut geeignet sind dazu Längenmaße, Volumen, Massen, die über Metallstäbe, Kugeln oder Hohlgefäße darstellbar sind. An repräsentativer Stelle befestigt, häufig in der Fassade des Rathauses eingemauert, ermöglichte es ein solches Maß jedem, seine eigenen Messgeräte zu eichen. Im Einheitensystem SI ist das Kilogramm derzeit die einzige Maßeinheit, die auf diese Weise definiert ist. Maßeinheiten wurden früher sehr willkürlich und oft ohne Beziehung zueinander, aber nach praktischen Gesichtspunkten, wie Längenabmessungen am menschlichen Körper festgelegt. Abstrakterere Maßeinheiten hatten zu der Zeit im Alltag nur eine untergeordnete Bedeutung. Derartige Einheiten muss man über Meßvorschriften definieren, die vergleichsweise einfach mit hoher Genauigkeit zu reproduzieren sind.- Im fachlichen Bereich unterscheidet man jedoch zwischen "Definition" und "Realisierungsvorschrift"; die geeigneten Realisierungsverfahren unterscheiden sich oft von dem in der Definition festgelegten Verfahren. Welches Verfahren geeignet ist, hängt von den Genauigkeits-Anforderungen ab. Beispielsweise kann für die "Darstellung" einer Maßeinheit als nationales Normal viel höherer Aufwand betrieben werden als beim Eichen von Handelswaagen. Je nach Genauigkeitsanforderung können auch heute noch verkörperte Maße aktuell sein. Siehe auch: Geschichte von Maßen und Gewichten

Beispiele

Im SI-Einheitensystem ist das Kilogramm definiert durch die Masse des Urkilogramms in Paris. Alle Massen werden als Vielfache dieser Masse angegeben, z. B. bedeutet die Angabe "5 kg" soviel wie "5 mal so große Masse wie die Masse des Urkilogramms in Paris". Die Geschwindigkeitseinheit Meter/Sekunde ist im SI eine von den Basiseinheiten Meter und Sekunde abgeleitete Einheit. Hingegen ist die Geschwindigkeitseinheit Mach nicht von anderen Einheiten abgeleitet und nicht in ein Einheitensystem eingebunden. Weitere Beispiele mit teilweise veralteten Einheiten: Beispiele von alten Einheiten:
- Pferdestärke (PS): Leistung, die benötigt wird, um 75 kg in einer Sekunde einen Meter zu heben.
- Torr (bzw. mm Hg): Druck, der einer Quecksilbersäule von 1 mm entspricht
- Kilopond (kp): Kraft, die der Gravitationskraft von 1 kg entspricht

Siehe auch

- Geschichte von Maßen und Gewichten
- Physikalische Größe
- Liste der physikalischen Formelzeichen

Weblinks

- [http://calc.skyrocket.de/de Online Einheiten Umrechner: Umrechnung sehr vieler Maßeinheiten]
- [http://jumk.de/calc/index.shtml Online Einheiten Umrechner: Umrechnung sehr vieler Maßeinheiten]
- [http://www.h-bauer.de/index.html?unitconv,ger Kompakter Einheitenumrechner für den PC (Freeware)]
- [http://www.tf.uni-kiel.de/matwis/amat/mw1_ge/kap_2/basics/b2_1_3.html Einführung in die Maßeinheiten verschiedener Fachgebiete]
- [http://www.magazinusa.com/lv2/info/i_info_measures.asp Einige Maße & Gewichte] ! ja:物理単位

Kilogramm

Das Kilogramm ist die SI-Basiseinheit der Masse. Das Einheitenzeichen des Kilogramms ist kg. Es ist in mehrfacher Hinsicht eine besondere Einheit. Es ist die einzige SI-Einheit, die nur durch einen Vergleichsgegenstand (Prototyp), das Urkilogramm, festgelegt ist. Als einzige der sieben SI-Basiseinheiten trägt das Kilogramm das SI-Präfix „Kilo“ (v. griech.: chilioi „tausend“) zu der Einheit „Gramm“ (v. lat. grámma „Geschriebenes, Schrift“), das heißt 1 kg = 1000 g.

Alte Definition

Das Kilogramm war ursprünglich definiert als die Masse eines Kubikdezimeters (dm³) Wasser bei maximaler Dichte (also bei 3,98 °C).

Aktuelle Definition

Dichte] Seit 1889 bildet das Urkilogramm (der Internationale Kilogrammprototyp) in Paris den Vergleichswert für die Maßeinheit Kilogramm. Seine Masse beträgt per Definitionem 1 kg. Es wird in einem Tresor des Internationalen Büros für Gewichte und Maße (BIPM) in Sèvres bei Paris aufbewahrt. Es handelt sich um einen Zylinder von 39 Millimetern Höhe und Durchmesser, der aus einer Legierung von 90 % Platin und 10 % Iridium besteht. Länder, die dem metrischen System beigetreten sind, also die Meterkonvention unterschrieben haben, sind im Besitz von Kopien dieses Urkilogramms. Die Internationale Kommission für Gewichte und Maße (CIPM) entscheidet darüber, wann diese Kopien mit dem Urkilogramm verglichen werden. Bisher gab es solche Vergleiche um 1950 und zuletzt um 1990. Hierbei stellte man fest, dass Kopien des Urkilogramms im Laufe der Jahre scheinbar schwerer geworden waren als das Original. Möglicherweise, so eine Erklärung, wurde das Urkilogramm einfach zu häufig geputzt. Ein Mitgliedsland der Meterkonvention kann aber jederzeit seine Kopie zum BIPM bringen lassen, um es mit den Arbeitskopien des BIPM vergleichen zu lassen. Die Physikalisch-Technische Bundesanstalt (PTB), welche das deutsche Duplikat des Urkilogramms besitzt, hat dies bisher etwa alle zehn Jahre getan.

Geplante Neudefinition

Derzeit wird weltweit daran gearbeitet, das Kilogramm so neu zu definieren, dass es von einer Fundamentalkonstante der Physik abgeleitet werden kann. Dieses Vorhaben bekam eine besondere Dringlichkeit, da festgestellt wurde, dass die rund 40 Kopien gegenüber dem Urkilogramm zwischenzeitlich aus bisher ungeklärten Gründen im Mittel eine Gewichtsdifferenz von etwa 50 Mikrogramm aufweisen. Da diese Kopien aus dem gleichen Material und immer nach der gleichen Prozedur hergestellt wurden, ist es wahrscheinlicher, dass das eine Urkilogramm leichter geworden ist als dass seine 40 Kopien schwerer wurden. Hierbei werden momentan verschiedene Ansätze verfolgt:
- Erstellen einer Kugel hochreinen Siliziums mit einer bestimmten (und abgezählten) Anzahl von Siliziumatomen. Eine derartige Kugel wurde bereits hergestellt und auf Nanometergenauigkeit vermessen. Die gemessene Masse wich allerdings um einen winzigen Betrag von der errechneten Masse ab. Dies wurde zum Teil darauf zurückgeführt, dass die Isotopenzusammensetzung des Silizium nicht hinreichend genau gemessen werden konnte. Natürliches Silizium besteht aus drei Isotopen mit den Atommassen 28, 29 und 30. Man bemüht sich nun, eine Kugel aus isotopenreinem Silizium-28 herzustellen, was allerdings technisch und finanziell enorm aufwändig ist.
- Ermitteln des Gewichtes eines massebehafteten Körpers durch eine Watt-Waage, wobei mechanische mit elektrischer Leistung verglichen wird. Hierbei werden in zwei Schritten: 1) der Strom in einer Spule, mit der in einem Magnetfeld eine magnetische Kraft erzeugt wird und: 2) die durch Bewegung der Spule in diesem Magnetfeld induzierte Spannung gemessen (Strom × Spannung = elektrische Leistung mit der Einheit Watt). Außerdem müssen die Geschwindigkeit der bewegten Spule und die Fallbeschleunigung, die die Gewichtskraft des Gewichtstücks erzeugt, gemessen werden.
- Ermitteln der Masse eines Atoms mit Hilfe eines Ionenstrahls (elektrisch geladener Atome) und Aufsammeln der Ionen zu einer wägbaren Masse. Durch Messung des elektrischen Stroms des Ionenstrahls und der Zeit lässt sich dann die Masse eines Atoms in der Einheit Kilogramm berechnen. Diese Verfahren sind noch in der Entwicklung und es steht noch nicht fest, welches von ihnen das Urkilogramm ablösen wird. Auf der Erdoberfläche erfährt eine Masse von einem Kilogramm eine Gewichtskraft von rund 9,81 Newton (abhängig von der lokalen Erdbeschleunigung).

Siehe auch

- Größenordnung (Masse)
- Gramm
- Milligramm
- Tonne

Weblinks

- http://www.ptb.de/de/wegweiser/einheiten/_index.html "Die PTB als Hüterin der Einheiten"
- [http://www.bipm.fr/ Internetportal des Internationalen Büros für Gewichte und Maße (in englisch und französisch)] Kategorie:SI-Einheit ja:キログラム ko:킬로그램 simple:Kilogram th:กิโลกรัม zh-min-nan:Kong-kin

Gramm

Ein Gramm ist eine SI-Einheit für die Masse. Der Name stammt vom griech.-lat. grámma - Geschriebenes, Schrift, 1/24 Unze. 10^-12Mt = 10^-9kt = 10^-6t = 10^-3kg = 1 g = 10³mg = 10⁶µg = 10⁹ng = 10¹²pg 1 pound = 16 ounce = 453,59238 g Das Gramm ist nach dem SI-Einheitensystem definiert als 1/1000 des Kilogramms (kg). Es ist zu beachten, dass einzig das Kilogramm eine Basisgröße des SI ist. Um in wissenschaftlichen Berechnungen Kompatibilität zu den anderen SI-Einheiten zu gewährleisten, ist es daher notwendig, alle Gewichtsangaben in kg umzurechnen. 1 Gramm Wasser nimmt bei einer Temperatur von 3,98 °C und einem Luftdruck von 101,325 kPa das Volumen von einem Kubikzentimeter bzw. von einem Milliliter ein. Seit 1889 ist der tausendste Teil des Urkilogramms, welches in Paris aufbewahrt wird, als ein Gramm festgelegt. In Österreich (und auch den anderen Nachfolgestaaten Österreich-Ungarns) wird im Alltag üblicherweise die Maßeinheit Dekagramm (= 10 Gramm) mit der Abkürzung dag (früher dkg) verwendet. Siehe auch: Größenordnung (Masse) Kategorie:SI-Einheit ja:グラム ko:그램

Atomare Masseneinheit

Die atomare Masseneinheit, kurz für vereinheitlichte atomare Masseneinheit, ist eine Einheit der Masse. Sie wird bei der Angabe von Atom- und Molekülmasse verwendet. Einheitenzeichen: u oder amu (atomic mass unit)

Heutiger Wert (seit 1961)

:1/12 der Masse von einem Atom ¹²C und somit dem Kehrwert der Avogadrokonstanten :

1\;\mathrm = 16605387313\cdot 10^\;\mathrm

(nach CODATA) :

1\;\mathrm = 16605387313\cdot 10^\;\mathrm

1\;\mathrm = 6022\cdot 10^\;\mathrm

1\;\mathrm = 6022\cdot 10^\;\mathrm

Wert vor 1961

:1/16 der Masse eines O-Atoms. Die Differenz zwischen chemischer (bezogen auf das natürliche Isotopenverhältnis von Sauerstoff) und physikalischer (bezogen auf ¹⁶O) Definition führte zur heutigen, vereinheitlichten Definition. Die alten Definitionen führen zu leichten Abweichung im Verhältnis zur heutigen. Genauer: :

1\,\mathrm = 1,000\,317\,9\;\mathrm = 1,000\,043\;\mathrm

Diese Differenz ist auf den Massendefekt zurückzuführen, der bei Sauerstoff und Kohlenstoff unterschiedlich ausfällt.

Siehe auch

- Dalton
- Mol
- Atom

Weblinks

- [http://physics.nist.gov/constants Values of the constants - Massenwert] Kategorie:Atomphysik Kategorie:Maßeinheit ja:原子質量単位 th:หน่วยมวลอะตอม

Molekülmasse

Als Molekülmasse (engl. molecular mass; früher Molekulargewicht, engl. molecular weight) bezeichnet man die Summe der Atommassen aller Atome in einem Molekül. Bei Salzen spricht man von Formelmasse, da Salze aus Ionen aufgebaut sind, nicht aus Molekülen. Es wird zwischen relativer (hat keine Maßeinheit) und absoluter Molekülmasse (angegeben in kg, g oder u) unterschieden.

Relative Molekülmasse

Die relative Molekülmasse ist die auf ein zwölftel der Masse des Kohlenstoffisotops ¹²C normierte Molekülmasse und besitzt somit keine Maßeinheit. Berechnung der relativen Molekularmasse von Wasser und Kohlendioxid aus den einzelnen relativen Atommassen: Formel: H₂O m_M = 2 × 1 + 16 = 18 Formel: CO₂ m_M = 12 + 2 × 16 = 44

Absolute Molekülmasse

Die absolute Molekülmasse kann in der Maßeinheit g angegeben werden. Da die Zahlenwerte jedoch sehr klein sind, wird lieber die atomare Masseneinheit u verwendet, worunter man den zwölften Teil der Masse des Kohlenstoffisotops ¹²C versteht. Definitionsgemäß hat der zwölfte Teil eines Mols des Kohlenstoffisotops ¹²C eine Masse von 1 g. Damit sind die absolute Molekülmasse (in u) und die molare Masse eines Moleküls (in g/mol) numerisch identisch. Die absolute Molekülmasse m_M erhält man durch Division der molaren Masse M eines Moleküls durch die Anzahl der Teilchen in einem Mol N_A: :

m_M =

Berechnung der absoluten Molekularmasse von Wasser (H₂O): M = 18,015 g mol^-1 N_A = 6,022·10²³ mol^-1 m_M = 18,015 g mol^-1 / 6,022·10²³ mol^-1 = 2,9916·10^-23 g Eine andere Art der Bestimmung der Molekülmasse m_M eines beliebigen Moleküls ist die Addition der Atommassen m_A aller am Aufbau des Moleküls beteiligten Atome. Kommt ein chemisches Element im betreffenden Molekül mehrfach vor, muss man beim Addieren der Atommassen natürlich auch die Atomasse dieses Elements mehrfach (n-mal) berücksichtigen. Die Atommassen sind im Periodensystem der Elemente angegeben. :

m_M = n_1 \times m_ + n_2 \times m_ + n_3 \times m_ + ... \!

Siehe auch

Atommasse, Molare Masse

Weblinks

- [http://www.chemryb.at/chemie1/formeln/molekuelmasse.htm Die Molekülmasse]
- [http://www.chemie.de/tools/mm.php3?language=d Molmassen-Rechner] Kategorie:Chemie ja:分子量

Chemische Reaktion

Eine chemische Reaktion ist ein Vorgang, bei dem die spezifischen Eigenschaften der Ausgangsstoffe (Edukte) verändert werden. Es entstehen Stoffe mit anderen spezifischen Eigenschaften (Produkte). Spezifische Eigenschaften können Farbe, Geruch, Viskosität, Dichte, Festpunkt, Siedepunkt, optische Aktivität usw. sein. Der Ablauf chemischer Reaktionen wird als Reaktionsgleichung dargestellt: Edukt(e) → Produkt(e) Bei einer chemischen Reaktion werden chemische Bindungen gelöst und neue geknüpft. Die Elemente der Eddukte treten bei den Produkten in neuen Kombinationen wieder auf.

Abgrenzung zu physikalischen Vorgängen

Alle chemischen Reaktion sind von physikalischen Veränderungen der Stoffe begleitet. Es sind Abgabe oder Aufnahme von Energie, Änderungen des Aggregatszustandes oder der Farbe beobachtbar. Bei physikalischen Vorgängen ändern sich nicht die stoffspezifischen sondern nur physikalische Eigenschaften wie Wärmeinhalt, Aggregatzustand und Größe. Die Unterscheidung zwischen chemischer Reaktion und physikalischem Vorgang ist nicht immer klar definierbar; so gilt die Auflösung von Natrium in Ammoniak als chemische Reaktion, obwohl nach dem Eindampfen des Ammoniaks Natrium übrigbleibt und nicht - wie im Fall einer chemischen Reaktion zu erwarten wäre - irgendeine Verbindung aus Natrium und Stickstoff.

Erhaltungssätze bei chemischen Reaktionen

#Erhaltung der Elemente: Edukte und Produkte enthalten die selben Elemente. Es können keine Elemente entstehen oder verschwinden. (Dieser Erhaltungssatz wurde von Daniel Sennert 1618 formuliert. Er bedeutet eine Absage an den Anspruch der Alchemisten, aus nicht-goldhaltigen Stoffen Gold erzeugen zu können.) #Erhaltung der Masse: Die Summe der Masse der Edukte ist gleich der Summe der Masse der Produkte. (Joachim Jungius, 1662 und Michail Wassiljewitsch Lomonossow, 1748). Beispiel: 1,00 g Eisen und 0,57 g Schwefel reagieren vollständig zu 1,57 g Eisensulfid (FeS). #Das Gesetz der konstanten Proportionen besagt, dass chemische Verbindungen die Elemente in einem unveränderlichen, für die jeweilige Verbindung charakteristischen Massenverhältnis enthalten. (Jeremias Benjamin Richter, 1792 und Joseph-Louis Proust, 1799). Bei der Reaktion von Eisen mit Schwefel zu Eisensulfid reagiert nur ein Gemisch von Eisen und Schwefel im Massenverhältnis 1 : 1,75 vollständig. Bei Eisendisulfid (Eisenkies) beträgt das Massenverhältnis 1 : 0,875. #Das Gesetz der multiplen Proportionen besagt, dass sich in verschiedenen Verbindungen, die aber die selben Elemente enthalten, die Massenverhältnisse selbst im Verhältnis ganzer Zahlen stehen. (John Dalton, 1808) Beispiel: Das Massenverhältnis von Eisensulfid (1,75) verhält sich zum Massenverhältnis von Eisendisulfid (0,875) wie 2 : 1 #Das Prinzip der konstanten Volumenproportionen besagt, dass bei Reaktionen in der Gasphase die Volumina der Edukte zu den Volumina der Produkte im Verhältnis ganzer Zahlen stehen. (Joseph Louis Gay-Lussac und Alexander von Humboldt, 1808) Beispiel: Bei der Synthese von Ammoniak aus den Elementen stehen die Volumina von Stickstoff, Wasserstoff und Ammoniak im Verhältnis 1 : 3 : 2. #Edukte und Produkte enthalten die selbe Anzahl an Elementatomen. Dies wird in einer Reaktionsgleichung bei gegebenen Formeln der Stoffe durch geeignete Wahl der Koeffizienten erreicht. #Die Summe der elektrischen Ladungen der Edukte ist gleich der Summe der elektrischen Ladungen der Produkte. (Ladungsausgleich)

Stoffumwandlung

Bei einer chemischen Reaktion werden chemische Stoffe in andere Stoffe umgewandelt. Je nach dem, ob Elemente oder Verbindungen bei den Edukten oder Produkten auftreten, unterscheidet man zwei Reaktions-Grundtypen:

Synthese

Zwei Elemente treten zu einer Verbindung zusammen: A + B → AB Beispiel: Die Elemente Magnesium und Iod bilden die Verbindung Magnesiumiodid

Mg + I_2 \rightarrow MgI_2\!

Analyse

Eine Verbindung wird in ihre Elemente zerlegt: AB → A + B Beispiel: Wasser wird durch Elektrolyse in Sauerstoff und Wasserstoff zerlegt.

2H_O \rightarrow O_2 + 2 H_2

Alle anderen Reaktionstypen lassen sich aus Analyse und Synthese zusammensetzen:

Einfache Umsetzung

Hier reagiert ein Element mit einer Verbindung, wobei ein anderes Element und eine neue Verbindung entsteht: A + BC → AB + C Beispiel: Elementares Chlor setzt aus Natriumiodid elementares Iod frei und es bildet sich Natriumchlorid (Kochsalz).

Cl_2 + 2\;NaI \rightarrow 2\;NaCl + I_2

Eine einfache Umsetzung kann man aus den beiden Teilreaktionen Analyse und Synthese zusammengesetzt vorstellen: Analyse: BC → B + C Synthese: A + C → AC Summengleichung: A + BC → AC + B

Doppelte Umsetzung

Hier reagieren zwei Verbindungen so miteinander, dass zwei neue Verbindungen entstehen: AB + CD → AD + CB Beispiel: Wird eine Lösung von Magnesiumiodid mit einer Lösung von Bleichlorid vermischt, fällt gelbes Bleiiodid aus, in der Lösung bleibt Magnesiumchlorid zurück.

MgI_2 + PbCl_2 \rightarrow MgCl_2 + PbI_2 \downarrow

Ein doppelte Umsetzung kann man sich aus zwei Analyse- und zwei Synthesereaktionen zusammengesetzt vorstellen: Analyse 1 AB → A + B Analyse 2 CD → C + D Synthese 1 A + D → AD Synthese 2 B + C → CB Summengleichung: AB + CD → AD + CB

Weitere Möglichkeiten

- Bei der Bruttogleichung der Photosynthese entstehen aus den Verbindungen Wasser und Kohlenstoffdioxid die Verbindung Traubenzucker und das Element Sauerstoff.

Donator-Akzeptor-Prinzip

Säure-Base-Reaktionen und Redoxreaktionen lassen sich beide auf das Donator-Akzeptor-Prinzip zurückführen. In beiden Fällen entstehen die Produkte durch Austausch von Elementarteilchen zwischen den Edukten.

Säure-Base-Reaktionen

Diese Reaktionen beruhen auf einem Austausch von Protonen zwischen den Edukten. Sie können als Sonderfall einer doppelten Umsetzung (siehe oben) angesehen werden. Als Edukte dienen stets eine Säure und eine Base. Die Säure als Protonendonator gibt dabei mindestens ein Proton an die Base als Protonenakzeptor ab. Beispiel: Beim Auflösen von Chlorwasserstoffgas in Wasser entsteht Salzsäure. Hierbei dient der Ampholyt Wasser als Base. HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^- Säure-Base-Reaktionen lassen sich in zwei Teilreaktionen zerlegen, die beide als Protolyse bezeichnet werden: #Protonenabgabe: HCl → Cl^- + H⁺ #Protonenaufnahme: H₂O + H⁺ → H₃O⁺ Beispiel: Chlorwasserstoffgas reagiert mit Ammoniakgas zu festem Ammoniumchlorid (Salmiak). HCl + NH₃ → NH₄Cl Beispiel: Ammoniak reagiert mit dem Ampholyt Wasser, das jetzt als Säure fungiert, zu einer basischen Lösung. NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^- Einen Sonderfall der Säure-Base-Reaktion stellt die Neutralisation dar, bei der eine saure Lösung mit einer basischen Lösung zu einer neutralen Lösung reagiert. Die eigentliche neutralisierende Reaktion besteht darin, dass Oxonium(Hydronium)ionen der Säure als Protonendonatoren mit Hydroxidionen der Base als Protonenakzeptoren zu neutralem Wasser reagieren: H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O Verdrängungsreaktionen: Die stärkere Säure (beziehungsweise Base) verdrängt die schwächere Säure (beziehungsweise Base) beziehungsweise deren gasförmiges Anhydrid aus deren Salzen. (Beispiele: Schwefelsäure setzt aus Sulfiten Schwefeldioxid und aus Chloriden Chlorwasserstoff frei, konzentrierte Chlorwasserstoffsäure setzt aus Sulfiden Schwefelwasserstoff und aus Cyaniden Cyanwasserstoff frei; Ätznatron setzt aus Aminen und Ammoniumverbindungen Ammoniak frei.

Redoxreaktionen

Diese Reaktionen beruhen auf einem Austausch von Elektronen zwischen den Edukten. Sie können allen vier Grundformen chemischer Reaktionen zu Grunde liegen. Als Edukte dienen stets ein Reduktionsmittel und ein Oxidationsmittel. Das Reduktionsmittel als Elektronendonator gibt dabei mindestens ein Elektron an das Oxidationsmittel als Elektronenakzeptor ab. Beispiel: Auf einem Zinkstab (Reduktionsmittel), der in eine Lösung mit Kupfer-II-Ionen (Oxidationsmittel) taucht, scheidet sich elementares Kupfer ab (siehe Zementation). Die Lösung wird mit Zink-II-Ionen angereichert.

Zn + Cu^ \rightarrow Zn^ + Cu \downarrow

Redoxreaktionen lassen sich in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion zerlegen: #Oxidation:

Zn \rightarrow Zn^ + 2 e^-

#Reduktion:

Cu^ + 2 e^- \rightarrow Cu

Verbrennungen sind Redoxreaktionen, die stets elementaren Sauerstoff als Oxidationsmittel aufweisen. Bei der Gewinnung von Metallen aus Erzen wird als Reduktionsmittel Kohlenstoff oder Kohlenstoffmonoxid eingesetzt (siehe Eisengewinnung).

Energetische Betrachtungen

Jede chemische Reaktion läuft unter Energiebeteiligung ab, da das Lösen und Knüpfen chemischer Bindungen mit Energieumwandlungen verbunden ist.

Beteiligte Energieformen

Auf Grund der Art der beteiligten Energie lassen sich verschiedene Reaktionstypen unterschieden:
- Bei thermochemischen Reaktionen wird aus der Umgebung Wärme aufgenommen (endotherme Reaktionen) oder an die Umgebung abgegeben (exotherme Reaktionen). Prinzipiell können alle chemischen Reaktionen durch Zufuhr von Wärmeenergie aktiviert werden, ebenso grundsätzlich tritt bei jeder Energieumwandlung während einer Reaktion Wärme als „Reibungsverlust“ auf. :Beispiel für eine exotherme Reaktion: Die Synthese von Wasser in der Knallgasreaktion setzt unter Standardbedingungen 242 kJ pro Mol Energie frei. :Beispiel für eine endotherme Reaktion: Michael Faraday zerlegte Wasser in seine Elemente, in dem er Wasserdampf durch glühende Eisenrohre leitete.
- Die Elektrochemie beschäftigt sich mit Reaktionen, die unter Beteiligung elektrischer Energie ablaufen. (Siehe Elektrolyse, Galvanische Zelle, Batterie, Akkumulator, Brennstoffzelle, Galvanoplastik).
- Photochemische Reaktionen werden entweder durch Licht ausgelöst (Beispiele: Photosynthese, Bromierung von Alkanen, Aushärten von Kunststoffen durch UV-Licht in der Zahntechnik) oder laufen unter Lichterscheinung ab (Beispiel: Luminol-Reaktion)
- Manche Reaktionen lassen sich auch mechanisch auslösen, wie zum Beispiel die Zersetzung von TNT.

Reaktionsweg und Energiebilanz

Die Thermodynamik einer Reaktion beschreibt den Ablauf einer Reaktion aus energetischer Sicht. Ein chemisches System ist bestrebt, einen möglichst energiearmen Zustand (Enthalpie-Minimum) und einen möglichst hohen Unordnungsgrad (Entropie-Maximum) einzunehmen.

Ablauf einer exothermen Reaktionen

Die Edukte befinden sich zunächst in einem metastabilen Zustand. Durch kurze Zufuhr eines bestimmten Energiebetrags, der Aktivierungsenergie (Aktivierungsenthalpie), wird das System in den instabilen Zustand gehoben. Durch die Aktivierung kommt die Reaktion in Gang und läuft ohne weitere Energiezufuhr selbständig ab. In der Gesamtbilanz gibt das chemische System Energie an die Umgebung ab, sie wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet. Die Produkte befinden sich jetzt in einem stabilen Zustand. (Zur Stabilität von Systemen siehe auch Systemeigenschaften) Beispiel: Kohle verbrennt mit dem Sauerstoff der Luft unter Wärmeentwicklung (exotherm) zu Kohlenstoffdioxid. ::

C + O_2 \to CO_2 + W\ddot arme

::Die Reaktionsenthalpie (Enthalpiedifferenz) ΔH dieser Reaktion ist negativ. (Siehe auch Standardbildungsenthalpie) Ist die Aktivierungsenergie sehr niedrig, kann die Reaktion bereits ohne zusätzliche Energiezufuhr von außen in Gang gesetzt werden. Die notwendige Aktivierungsenergie wird der Umgebung entzogen. Die Reaktion läuft spontan ab.

Ablauf einer endothermen Reaktionen

Die Edukte befinden sich zunächst in einem stabilen Zustand. Durch andauernde Zufuhr eines bestimmten Energiebetrags, der Summe aus Aktivierungsenergie und Reaktionsenthalpie, wird das System in den instabilen Zustand gehoben. Wird die Energiezufuhr unterbrochen, bleibt auch die Reaktion stehen. In der Gesamtbilanz nimmt das chemische System Energie aus der Umgebung auf, sie wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet. Die Produkte befinden sich jetzt in einem metastabilen Zustand.

Katalyse

Durch Einsatz von Katalysatoren kann die Aktivierungsenthalpie sowohl bei endothermen als auch bei exothermen Reaktionen gesenkt werden. Bei der Autokatalyse wirken die entstehenden Produkte als Katalysatoren für ihre Bildung. Beispiel: Autokatalytische Bildung von Silber im Entwicklerbad, siehe dazu Fotografie.):

Ag^+ + e^- \begin \left[ Ag \right] \\ \rightarrow \end Ag

endergone und exergone Reaktionen

Wird bei einer Reaktion die Entropieänderung mit einbezogen, wird für energetische Betrachtungen die Gibbs-Helmholtz-Gleichung benötigt:

\Delta G = \Delta H- T \cdot \Delta S

T = Temperatur in Kelvin
ΔG = Änderung der freien Enthalpie
ΔS = Entropieänderung (bei 298 K) aus ΔS = Σ - Σ
ΔH = Enthalpieänderung (bei 298 K) aus ΔH = Σ - Σ
Bei endergonen Reaktionen ist ΔG positiv, bei exergonen Reaktionen ist ΔG negativ. Eine chemische Reaktion läuft nur dann von selbst ab, wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔG negativ ist. Interpretationsmöglichkeiten der freien Enthalpie:
- Sie ist ein Maß für die Stabilität eines chemischen Systems.
- Sie ist ein Maß für die „Freiwilligkeit“ oder „Treibkraft“ einer Reaktion; mit ihrer Hilfe lässt sich entscheiden, ob eine Reaktion (nach eventueller Aktivierung) ohne weitere Energiezufuhr ablaufen kann.
- Sie ist die für Lebewesen maximale nutzbare Energie.

Statistische Betrachtungen

Manche chemische Reaktionen laufen nur sehr langsam oder gar nicht ab, obwohl sie aus thermodynamischer Sicht möglich wären. durch geeignete Reaktionsbedingungen lassen sich aber auch diese Reaktionen beschleunigen (siehe Reaktionsgeschwindigkeit (Chemie)):
- Erhöhung des Zerteilungs- und Durchmischungsgrades und damit Vergrößerung der reaktiven Oberfläche bei Festkörperreaktionen. Beispiel: Die Verbrennung eines Kohlestückes dauert länger als die Verbrennung der selben Menge Kohlepulver, das in einen Luftstrom geblasen wird.
- Erhöhung der Konzentration der Reaktionspartner. Beispiel: Kohlenstoff verbrennt in reinem Sauerstoff schneller als in der selben Menge Luft.
- Erhöhung der Temperatur. (Siehe RGT-Regel) Die kinetische Gastheorie der Physik stellt einen wichtigen Beitrag zur Modellierung der Bedingungen einer chemischen Reaktion auf der Ebene der kleinsten Teilchen dar. #Edukt-Teilchen werden nur dann in Produkt-Teilchen umgewandelt, wenn sie mit genügend hoher Energie zusammenstoßen. Bei großen Molekülen muss der Zusammenstoß auch an der richtigen Stelle erfolgen. (So muss ein Substrat-Molekül genau die Substratbindungstelle seines Enzyms treffen. An anderer Stelle des Enzyms wäre auch bei genügend hoher Energie keine Reaktion möglich.) #Nicht alle Teilchen haben die selbe Energie, so dass es in einem Reaktionsgemisch auch zu Zusammenstößen zwischen Teilchen mit zu niedriger Energie kommt. Es erfolgt keine Reaktion sondern nur ein elastischer Stoß. #Ob und wie schnell eine Reaktion abläuft, ist von der Wahrscheinlichkeit abhängig, mit der Eduktteilchen, die die notwendige Mindest-Energie oder mehr aufweisen, zusammentreffen. Möglichkeiten zur Erhöhung der Wahrscheinlichkeit eines „erfolgreichen“ Zusammenstoßes: 1.Temperaturerhöhung: Je höher die Temperatur ist, um so mehr Teilchen weisen die erforderliche Mindestenergie oder mehr auf. 2.Konzentrationserhöhung: Je höher die Konzentration der Reaktionspartner ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass Teilchen mit der passenden Energie zusammentreffen. Da im Laufe der Reaktion die Konzentration der Edukte abnimmt und die Konzentration der Produkte zunimmt, nimmt die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Zeit ab. Zur detaillierten Darstellung der Gesetzmäßigkeiten siehe Kinetik, Reaktionskinetik, Enzymkinetik

Reversible Reaktionen – Gleichgewichtsreaktionen

Es gibt chemische Reaktionen, die nicht vollständig ablaufen. Auch wenn man die Edukte im stöchiometrischen Verhältnis mischt, liegen am Ende der Reaktion noch immer Edukte vor. Beispiel: Ein stöchiometrisches Gemisch von hellgelber Eisen-III-chlorid- und farbloser Kaliumrhodanid-Lösung reagiert zu tiefrotem Eisenrhodanid („Theaterblut“). Wird nach einiger Zeit zusätzlich Eisenchlorid hinzugegeben, kommt es zu einer Farbvertiefung. Das bedeutet, dass noch unverbrauchtes Kaliumrhodanid vorlag. Ebenso gelingt eine Farbvertiefung durch Zugabe von Kaliumrhodanid. Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser praktisch vollständig in einer Säure-Base-Reaktion. Nach Ablauf der Reaktion liegen keine Chlorwasserstoffmoleküle (H-Cl) mehr vor, sondern nur noch Chlorid- (Cl^-) und Oxoniumionen (H₃O⁺) als Produkte. Chlorwasserstoff dissoziiert in Wasser praktisch vollständig, sein Dissoziationsgrad beträgt 100 %. (Dieses Gemisch wird als Salzsäure bezeichnet.) Essigsäure dagegen dissoziiert nicht vollständig in Wasser, am Ende der Reaktion liegen noch 99,96 % undissoziierte Ethansäure-Moleküle vor, die übrigen haben mit Wasser zu Acetat-Ionen reagiert. Beobachtungen dieser Art haben zum Konzept der umkehrbaren (reversiblen) chemischen Reaktionen und zum chemischen Gleichgewicht geführt: Prinzipiell sind alle chemischen Reaktionen umkehrbar, die Produkte können wieder zu Edukten zurückreagieren. Die Reaktion von den Edukten zu den Produkten wird Hinreaktion, die von den Produkten zurück zu den Edukten Rückreaktion genannt. In der Reaktionsgleichung wird die Reversibilität eine Reaktion durch den „chemischen“ Doppelpfeil dargestellt:

\;\overrightarrow

Die Definition der Hinreaktion entspricht der Leserichtung von links nach rechts. Die Rückreaktion entspricht dann der umgekehrten Leserichtung. Beispiele:
- Essigsäure reagiert mit Wasser in einer reversiblen Reaktion zu Acetat- und Oxonium-Ionen.

H_3CCOOH + H_2O \;\overrightarrow H_3CCOO^- + H_3O^+

- Reaktion von Eisenchlorid mit Kaliumrhodanit zu Eisenrhodanit.

FeCl_3 + 3 KSCN  \;\overrightarrow Fe(SCN)_3 + 3 KCl

Werden für reversible Reaktionen die Versuchsbedingungen nicht geändert, stellt sich nach einiger Zeit ein chemisches Gleichgewicht ein. Die Konzentrationen der Edukte und Produkte verändern sich nicht mehr, obwohl Hin- und Rückreaktion noch weiter ablaufen. Diese unveränderlichen Gleichgewichtskonzentrationen stehen in einem für die Reaktion und die Reaktionsbedingungen charakteristischen Verhältnis zu einander. Näheres hierzu siehe unter chemisches Gleichgewicht, Gleichgewichtskonstante, Säurekonstante, Massenwirkungskonstante, Massenwirkungsgesetz, Fließgleichgewicht). Bei scheinbar vollständig ablaufenden Reaktionen, wie zum Beispiel Chlorwasserstoff in Wasser, liegt das Gleichgewicht praktisch auf der Seite der Produkte. Die Hinreaktion ist begünstigt, die Rückreaktion läuft praktisch nicht ab. Für die Reaktion von Essigsäure mit Wasser liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Edukte. Hier hat die Rückreaktion einen stärkeren Einfluss auf die Gleichgewichtslage als die Hinreaktion. Für Edukte, die nicht miteinander reagieren, liegt das Gleichgewicht praktisch vollständig auf der Seite der Edukte. ----

weitere Reaktionstypen

Bei Additionen treten zwei Moleküle zu einem einzigen zusammen. (Gegenteil: Zersetzung)
- A + B →AB (entspr. Synthese);
- A + BC →ABC; AB + CD →ABCD; A + A →A2 (Dimerisierung) Bei Kondensationen treten zwei Moleküle zu einem einzigen zusammen und stoßen dabei kleine Moleküle wie Wasser oder Ammoniak ab. (Gegenteil: Hydrolyse) ::

AH + HOB \to AB + H_2 O

- Nach stoffklassen- beziehungsweise bindungs-typischen Reaktionen
- Herstellung von Ionen und Ionenverbindungen
- Reduktion von Erzen zu Metallen
- Verbrennungsreaktionen
- Zersetzungsreaktionen
- Fällungsreaktionen
- Darstellungsreaktionen (Synthesen i. w. S.)
- Nach dem Aggregatzustand der beteiligten Stoffe
- Gasreaktionen
- Reaktionen in Lösung
- Reaktionen in Schmelze
- Feststoffreaktionen
- Oberflächenreaktionen
- Nach der Art der reagierenden Teilchen beziehungsweise nach Reaktionsmechanismen
- Ionenreaktionen, Radikalreaktionen, Molekülreaktionen, Komplexreaktionen

Reagenzien

Zwischen- oder Endprodukte einer chemischen Reaktion heißen Reagenzien (Einzahl Reagenz oder Reagens), wenn sie dazu dienen, speziell die chemische Reaktion oder die in sie eingehenden Stoffe nachzuweisen.

Chemische Reaktionsarten

Es gibt verschiedene Arten von chemischen Reaktionen:
- Fällungsreaktion
- Hydrolyse
- Addition
- Eliminierung
- Substitution (nicht komplett)

weiterführende Themen

transition-state Kategorie:Chemie Kategorie:Chemische Reaktion ja:化学反応 ko:화학 반응

John Dalton

John Dalton (
- 6. September 1766 in Eaglesfield, Cumberland, †27. Juli 1844 in Manchester) war ein englischer Naturforscher und Lehrer. Wegen seiner grundlegenden Untersuchungen zur Atomtheorie gilt er als einer der Wegbereiter der Chemie.

Leben

Dalton wuchs als Sohn eines Webers auf und besuchte eine Schule, auf der er selbst als Lehrer tätig wurde. Vermutlich war er dabei erst 12 Jahre alt. Ab 1781 leitete er mit seinem Bruder und seinem Cousin eine Schule in Kendal. 1793, 12 Jahre später veröffentlichte er das Werk Metereological Observations and Essays. Daraufhin wurde er an das New College nach Manchester berufen, wo er bis 1801 Studenten unterrichtete. Ab 1814 arbeitete er als Lehrer in verschiedenen Städten. Dabei versuchte er in vielen Vorträgen aus den Bereichen Chemie und Physik und anderen verschiedenen Wissensgebieten, die Menschen für die Wissenschaft zu interessieren. 1822 wurde ihm die Mitgliedschaft in der Royal Society angetragen. Von dieser erhielt er als erster Wissenschaftler die Goldmedaille für seine Verdienste auf dem Gebiet der Chemie. Gleichzeitig wählte man ihn zum korrespondierenden Mitglied der Academie des sciences in Paris. Dalton starb am 27. Juli 1844 in Manchester.

Leistungen

Er arbeitete unter anderem auf dem Gebiet der Wärmeausdehnung von Gasen und ermittelte den Wärmeausdehnungskoeffizienten. 1805 formulierte er das Gesetz der Partialdrücke, das Dalton-Gesetz, wonach der Gesamtdruck eines Gasgemisches gleich der Summe der Drucke der einzelnen Gase ist. Aus seinen Untersuchungen der Vorgänge Sieden, Verdampfen, Verdunsten entwickelte er die ersten Dampfspannungstabellen. Meteorologische Beobachtungen ließen ihn schon 1787 die Vermutung aufstellen, dass Regen durch einen Temperaturabfall in der Atmosphäre entsteht. Damit widerlegte er die herrschende Meinung, dass Druckunterschiede der oberen Atmosphäre für Niederschläge verantwortlich sind. John Dalton entdeckte auch die Farbenblindheit (Daltonismus), an der er selbst litt. Ferner beschäftigte er sich mit der Sprachwissenschaft und schrieb eine englische Grammatik. Von ihm stammt das Gesetz von den multiplen Proportionen (1803: „Vereinen sich zwei Elemente, so stehen die drei Stoffe in einem festen, von der Natur vorgegebenen Gewichtsverhältnis". Beispiel: Stickoxide ). 1805 schlug Dalton vor, das relative Atomgewicht auf das leichteste Element, den Wasserstoff zu beziehen. Gleichzeitig stellte er eine Tabelle der Atomgewichte auf. Diese waren eine Vorlage für die spätere Aufstellung des Periodensystems der Elemente. Sein bedeutendster Beitrag dürfte sein 1808 veröffentlichtes Buch „A New System Of Chemical Philosophy" sein. Er legte in diesem seine Atomhypothese dar, welche das Atom als kleinste Einheit der Materie definiert. Er legte fest, dass es so viele Atome wie Elemente gibt und diese sich voneinander unterschieden: „Elemente bestehen aus für das jeweilige Element charakteristischen, in sich gleichen und unteilbaren Teilchen, den Atomen“. Dalton stellte fest (und das war der markanteste Unterschied zum demokritschen Atommodell), dass die Atome sich durch ihre Masse unterscheiden. Nach Dalton können Atome miteinander vereinigt werden (=Synthese) oder vereinigte Atome wieder zersetzt (=Analyse) werden. Durch seine Überlegungen konnten nun endlich das Gesetz der konstanten Proportionen (Proust, 1794), sein Gesetz der multiplen Proportionen und das Gesetz der äquivalenten Proportionen (Richter, 1791) erklärt werden. Die Atomgewichtseinheit „Unit" wurde daher früher auch als Dalton bezeichnet. Ein Dalton entspricht in etwa der Masse eines Wasserstoffatoms (1,66 · 10^-24 g) und ist gleich der atomaren Masseneinheit u. jelido

Weblinks

- Dalton, John Dalton, John Dalton, John Dalton, John Dalton, John ja:ジョン・ドルトン

Dalton

Dalton (Abkürzung Da) ist eine nach dem englischen Naturforscher John Dalton benannte, nicht SI-konforme Masse einheit, die vor allem in der Biochemie weitverbreitet ist und in den USA auch in der organischen Chemie gebraucht wird. Ein Dalton entspricht in etwa der Masse eines Wasserstoffatoms (1,66 · 10^-24 g) und ist gleich der atomaren Masseneinheit u. Gebräuchlich ist auch die abgleitete Einheit kDa = Kilo Dalton = 1000 Dalton. Der Begriff Dalton wird ebenfalls in der Membranfiltration verwendet. Er ist hier ein Maß für die Abscheidefähigkeit einer Membran. Ein Vergleich zwischen Dalton und Porengröße geben folgende Anhaltswerte für bestimmte Filtrationsverfahren:

Beispiele

- 1 Kohlenstoffatom des Isotops ¹²C hat die Masse 12 Dalton
- 1 Methanmolekül hat die mittlere Molmasse von 16,038 Dalton. Kategorie:Angloamerikanische Einheit

Avogadrosches Gesetz

Das Avogadrosches Gesetz, auch Gesetz von Avogadro, Avogadrosches Prinzip oder Satz von Avogadro, bezeichnet ein historisches, von Amadeo Avogadro 1811 aufgestelltes Gesetz, nach welchem in gleichen Volumen alle Gase eine gleiche Anzahl von Molekülen enthalten, deren Entfernung voneinander im Verhältnis zu ihrer Masse so groß anzunehmen ist, dass sie keine wechselseitige Anziehung aufeinander mehr ausüben. Avogadro leitete dieses Gesetz aus den von Gay-Lussac gefundenen gesetzmäßigen Beziehungen über die Verbindungen gasförmiger Körper ab. Er unterschied Atome und Moleküle und hob auch hervor, dass beim Übergang der Elemente in den Gaszustand diese sich nur in Moleküle, welche noch aus mehreren einzelnen Atomen bestehen, nicht aber in Atome auflösen.

Verschiedene Formulierungen des Gesetzes

Gase bestehen - im Falle der Edelgase - aus Atomen, sonst aus Molekülen. Wenn Atome und Moleküle als „kleinste Teilchen“ zusammengefasst werden, gilt: „Gleiche Volumina aller Gase enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleich viele kleinste Teilchen.“ „Die molare Gaskonstante hat für alle Gase denselben Wert.“ Aus den Gasgesetzen von Gay-Lussac und Boyle-Mariotte folgt für ein homogenes Gas, das heißt für eine Gassorte, für die Temperatur, Druck oder Volumen variiert wird: :

\frac=\frac = konst

Der Satz von Avogadro besagt nun, dass diese Konstante für alle Gase denselben Wert annimmt, es ist die universelle oder allgemeine Gaskonstante R. Das ist nicht selbstverständlich, denn es bedeutet:
„Dieselbe Teilchenzahl zweier verschiedener Gase übt bei gleicher Temperatur und im gleichen Volumen eingeschlossen immer denselben Druck aus!“
Dabei haben verschiedene Gase auch verschiedene Molmassen, das heißt die Teilchen sind unterschiedlich schwer. Schwerere Teilchen bewegen sich bei gleicher Temperatur aber langsamer, ihre Geschwindigkeit ist also geringer. Daher erwartet man, dass die Zahl der Stöße pro Flächeneinheit auf eine Gefäßwand für schwerere Moleküle kleiner ist, jedoch auch, dass der bei einem Stoß übertragene Impuls dementsprechend größer wird. Dabei ist der durch die Stöße resultierende Druck gleich, das heißt die unterschiedlichen Einflüsse gleichen sich gerade aus. Daraus folgt, dass die Gasgleichung :

p \cdot V = n \cdot R \cdot T

für alle hinreichend verdünnten Gase gilt. Es ist eine allgemeine Gasgleichung, die insbesondere unabhängig von der Molekül- bzw. Molmasse gilt und damit Stoffunabhängig ist.

Eine unzureichende Formulierung

Bisweilen wird fälschlicherweise angenommen, das Avogadrosche Gesetz werde dadurch wiedergegeben, dass das Volumen der Stoffmenge proportional sei, V/n = const. Dies folgt zwar aus dem Gesetz von Avogadro, ergibt sich aber auch ganz einfach, wenn das Gas als homogen, also durch und durch gleichförmig angenommen wird. Aus dieser Annahme folgt sofort, dass zwei gleichgroße Volumen auch dieselbe Stoffmenge enthalten. Da die Beziehung V/n = const für ein homogenes Gas selbstverständlich ist, ist dies ein triviales, einfaches Gesetz. Avogadros Gesetz geht aber weit über diese Aussage hinaus, wie oben gezeigt wurde, und ist damit weder trivial noch offensichtlich.

Anwendung des Gesetzes

Eine wichtige Anwendung des Gesetzes ist die Bestimmung von Molekül- oder Molmassen, ungenau auch als Molekulargewichte bezeichnet, durch Abwiegen eines bekannten Gasvolumens.

Bedeutung

Historische Bedeutung

Avogadros Ansichten gelangten erst fast ein halbes Jahrhundert nach ihrer ersten Formulierung zur Geltung. Man erkannte, dass diejenigen Molekülmassen, welche sich gemäß dem Avogadroschen Gesetz für die einzelnen Verbindungen ergaben, die Analogien derselben am besten hervortreten lassen und mit allen Eigenschaften derselben, chemischen wie physikalischen, am besten übereinstimmen, das heißt man erkannte, dass die mit diesem Gesetz gewonnenen Molmassen korrekt waren. Da die Molmassen von grundlegender Bedeutung sind, gewann man durch dieses Gesetz ein sicheres Fundament für den weiteren Ausbau der Chemie. Avogadros Gesetz war damit von großer Bedeutung, insbesonders für die Chemie im Allgemeinen. Es ist aber auch die Physik bedeutend, vor allem für die kinetische Gastheorie, welche von James Clerk Maxwell vollendet wurde.

Heutige Bedeutung

Heutzutage werden Molmassen praktisch ausschließlich mit Hilfe des Massenspektrometers bestimmt, so dass das Gesetz heute keine direkte praktische Bedeutung mehr besitzt. Es hat aber einen sehr großen didaktischen Wert und ist in der idealen Gasgleichung :

p\cdot V = n \cdot R \cdot T

– wenn auch versteckt – enthalten, welche natürlich auch heute unabdingbar ist. Kategorie:Thermodynamik Kategorie:Chemie ja:アボガドロの法則

Sauerstoff

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

Geschichte

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

Etymologie

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

Vorkommen

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

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Molekülorbital-Verfahren

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

Singulett- und Triplet-Sauerstoff

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

Sauerstoff-Ionen

Von Sauerstoff sind folgende Radikalionen bekannt: Dioxygenyl O₂⁺, Hyperoxid (veraltet: Superoxid) O₂^- und Ozonid O₃^-. Closed-shell-Ionen sind das Oxid O^2- sowie das Peroxid O₂^2-.

Chemische Eigenschaften

Die bekannteste chemische Reaktion ist die Oxidation.

Isotope

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

Verbindungen

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

Gewinnung/Darstellung von O₂

Sauerstoff als O₂ wird heutzutage durch die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft (Linde-Verfahren nach Carl von Linde) hergestellt. Dieses beruht auf dem Joule-Thomson-Effekt. Das Linde-Verfahren wird seit 1905 technisch eingesetzt. Davor war die Thermolyse von Bariumperoxid die einzige Möglichkeit, Sauerstoff großtechnisch aus Luft herzustellen:

2\,\mathrm_2 \rightarrow 2\,\mathrm + \mathrm_2

(bei 700°C) BaO₂ selbst kann man durch Einwirken von O₂ auf BaO bei 500°C erzeugen. Reinsten Sauerstoff erhält man durch die Elektrolyse von Kalilauge: Kathodenreaktion:

2\,\mathrm^++2\,e^-\rightarrow 2\,\mathrm

Kathodenreaktion 2:

2\,\mathrm+2\,\mathrm_2\mathrm\rightarrow 2\,\mathrm+\mathrm_2

Anodenreaktion 1:

2\,\mathrm^- \rightarrow 2\,\mathrm + 2\,e^-

Anodenreaktion 2:

2\,\mathrm \rightarrow \mathrm_2\mathrm + 1/2\;\mathrm_2

O₂ wird ebenfalls bei der Spaltung von Oxiden frei. Am leichtesten (mit geringster Temperatur) erreicht man dies durch Spaltung von Edelmetalloxiden. Z. B.:

2\,\mathrm_2\mathrm \rightarrow 4\,\mathrm + \mathrm_2

(bei T > 160°C)

Biologische Bedeutung

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

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

Nachweis und Konzentrationsmessung

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

Siehe auch

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

Weblinks

- [http://www.hcrs.at/LIQUIDO2.HTM flüssiger Sauerstoff]
- [http://www.chemieseite.de/hauptelemente/node26.php Sauerstoff: Darstellung, Sigulett Triplett, Ozon]
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