:: wikimiki.org ::

Atommasse

Atommasse

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

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

Molmasse

Die molare Masse oder Molmasse (Formelzeichen M), fälschlich auch „Molekulargewicht“ genannt, ist keine Masse, sondern der Quotient der Masse einer Substanz, dividiert durch die Stoffmenge dieser Substanz. Übliche Einheiten sind das Gramm durch Mol (Einheitenzeichen: g/mol) und das Kilogramm durch Kilomol (Einheitenzeichen: kg/kmol). Wie immer bei Verwendung des Mol müssen hierbei die zugrunde gelegten Teilchen genau spezifiziert sein. Ein Mol einer Substanz ist die Stoffmenge, die aus ebenso vielen Teilchen besteht, wie in zwölf Gramm des Kohlenstoff-Isotops ¹²C enthalten sind. Diese Teilchenzahl beträgt ungefähr 6,022·10²³; sie ist identisch mit dem Zahlenwert der Avogadrokonstante (N_A) in der Einheit mol^-1. :

M =  = N_A \cdot m_M

Hierbei stehen die einzelnen Formelzeichen für folgende Größen:
- m - Masse
- n - Stoffmenge
- N_A - Avogadrokonstante
- m_M - Molekülmasse In der Physik wird die Avogadrokonstante gelegentlich auch unter Verwendung der Einheit kmol^-1 als 6,022·10²⁶ kmol^-1 geschrieben; dann stellen sich nämlich handliche Zahlenwerte für die Masse in der SI-Basiseinheit Kilogramm ein. Beispiel:
- 6,022·10²³ ¹²C-Atome wiegen 12 g
- 6,022·10²⁶ ¹²C-Atome wiegen 12 kg Siehe auch: Dalton, Atomare Masseneinheit

Bedeutung

Molare Massen sind von enormer Bedeutung in der Chemie: Die Massenverhältnisse der an einer Reaktion beteiligten Stoffe ergeben sich anhand der Reaktionsgleichung und den Molmassen der Stoffe.

Berechnung von Molmassen

Die Molmasse einer Verbindung kann berechnet werden, wenn man ihre Summenformel kennt: Zu jedem Element entnimmt man aus der Summenformel den stöchiometischen Koeffizienten - er steht in der Summenformel hinter dem Elementsymbol. Zu jedem Element muss man dann z.B. aus Tabellen die Molmasse entnehmen - ihr Zahlenwert ist gleich der relativen Atommasse. Dann erhält man die Molmasse als Summe der Molmassen der Elemente, die die Verbindung aufbauen: Die Molmasse einer Verbindung ist gleich der Summe aus den Molmassen der Elemente multipliziert mit ihren stöchiometischen Koeffizienten. Beispiel: Wasser, H₂O: Molmasse Wasser = Molmasse (H₂O) = 2
- (Molmasse Wasserstoff) + (Molmasse Sauerstoff) = 2
- 1.00794 g/mol + 15.9994 g/mol = 18.01528 g/mol

Beispiele

Aus den molaren Massen der chemischen Elemente kann man die molaren Massen aller Verbindungen berechnen.

1805

Ereignisse

- 11. April: Bündnis Russland-Großbritannien gegen Frankreich
- 9. Mai: Uraufführung der Oper Délia et Verdikan von Henri Montan Berton an der Opéra-Comique in Paris
- 15. Mai: In der Auslage des Fleischerladens von Johann Georg Lahner in Wien hängen die neu kreierten Wiener Würstchen
- 9. August: Beitritt Österreichs zur antifranzösischen Koalition
- 8. September: Dritter Koalitionskrieg gegen Frankreich
- 25. September: Napoléon Bonaparte überquert mit seiner Armee den Rhein
- 17. Oktober: Karl Mack von Leiberich kapituliert in Ulm mit den Resten der geschlagenen österreichischen Armee im dritten Koalitionskrieg gegenüber französischen Truppen unter Napoleon Bonaparte
- 21. Oktober: Schlacht von Trafalgar, Sieg Admiral Nelsons über die französisch-spanische Flotte
- 25. Oktober: Zar Alexander I. in Berlin
- 2. November: Mehmed Ali wird Statthalter von Ägypten
- 3. November: Preußisch-russisches Bündnis (Vertrag von Potsdam)
- 11. November: Schlacht bei Loiben-Dürnstein. Die Russen und Österreicher kämpfen gegen die Franzosen
- 13. November: Koalitionskrieg: Die Armee von Napoléon Bonaparte nimmt Wien ein. Die Truppen rücken kampflos in die Stadt ein
- 2. Dezember: In der Dreikaiserschlacht bei Austerlitz siegt Napoleon über die Österreicher unter Kaiser Franz II. und die Russen unter Zar Alexander I.
- 26. Dezember: Frieden von Pressburg zwischen Österreich und Frankreich
- 28. Dezember: Napoleon kommt nach Passau
- Joseph-Marie Jacquard stellt in Paris seine Lochkartengesteuerte Webmaschine vor, was sich als entscheidender Auslöser der Industriellen Revolution erweist
- Gründung der Dorfbauern Schützengesellschaft Emsdetten
- Dominica. Frankreich erobert die Insel zum zweiten Mal
- Russische Hilfstruppen unter General Kutusow ziehen durch Schrattenthal in Niederösterreich

Kultur

- 7. April: Uraufführung der 3. Sinfonie (Eroica) von Ludwig van Beethoven
- 20. November: Uraufführung der Oper Fidelio von Ludwig van Beethoven in Wien

Geboren

- 5. Januar: P. G. Berg, schwedischer Verleger († 1889)
- 23. Januar: Tommaso Vallauri, italienischer Philologe und Professor der Rhetorik († 1897)
- 27. Januar: Samuel Palmer, britischer Maler († 1881)
- 27. Januar: Sophie von Österreich, Tochter von König Maximilian I. von Bayern († 1872)
- 2. Februar: Johann Baptist Sonderland, deutscher Maler und Radierer († 1878)
- 3. Februar: Otto Theodor von Manteuffel, preußischer Politiker († 1882)
- 13. Februar: Peter Gustav Lejeune Dirichlet, deutscher Mathematiker († 1859)
- 16. Februar: Heinrich von Hofstätter, Bischof von Passau († 1875)
- 3. März: Jonas Furrer, Schweizer Politiker († 1861)
- 5. März: Theodore Labarre, französischer Harfenvirtuose und Komponist († 1870)
- 16. März: Peter Ernst von Lasaulx, Philosoph und Philologe († 1861)
- 2. April: Hans Christian Andersen, dänischer Schriftsteller († 1875)
- 8. April: Hugo von Mohl, deutscher Botaniker († 1872)
- 20. April: Franz Xaver Winterhalter, deutscher Portraitmaler und Lithograf († 1878)
- 24. April: Johannes Zeltner, Ehrenbürger in Wittenberg († 1882)
- 1. Mai: Johann Jacoby, preußischer Politiker und führender deutscher Radikaldemokrat († 1872)
- 6. Mai: Ferdinand Sauter, österreichischer Mundartdichter († 1854)
- 10. Mai: Alexander Braun, deutscher Botaniker († 1877)
- 11. Mai: Friedrich Heinrich Eduard Kochhann, Berliner Politiker († 1890)
- 14. Mai: Johann Peter Emilius Hartmann, dänischer Komponist († 1900)
- 20. Mai: Georg Gottfried Gervinus, Historiker und nationalliberaler Politiker († 1871)
- 23. Mai: Heinrich Buff, deutscher Physiker und Chemiker († 1878)
- 5. Juni: Jacob Niclas Ahlström, schwedischer Kapellmeister und Komponist († 1857)
- 10. Juni: Victor Baltard, französischer Architekt († 1874)
- 17. Juni: Christian Friedrich Ludwig Buschmann, deutscher Musikinstrumentenbauer
- 22. Juni: Ida von Hahn-Hahn, deutsche Schriftstellerin und Lyrikerin († 1880)
- 22. Juni: Giuseppe Mazzini, italienischer Nationalund Gründer des „Jungen Italiens“ († 1872)
- 29. Juni: Charles-Laure-Hugues-Théobald de Choiseul-Praslin, französischer Adliger und Mörder († 1847)
- 5. Juli: Robert FitzRoy, britischer Marineoffizier und Meteorologe († 1865)
- 16. Juli: Johann Christoph Blumhardt, deutscher Pfarrer und evangelischer Theologe († 1880)
- 17. Juli: Karl Georg Ludwig Guido, Graf von Usedom, preußischer Diplomat († 1884)
- 26. Juli: Claude Félix Abel Niepce de Saint-Victor, französischer Chemiker, Erfinder und Fotograf († 1870)
- 29. Juli: Alexis de Tocqueville, französischer Publizist und Politiker († 1859)
- 4. August: William Rowan Hamilton, irisch-englischer Mathematiker und Physiker († 1865)
- 10. August: Franz Toldy, ungarischer Literaturhistoriker († 1875)
- 23. August: Anton von Schmerling, österreichischer Politiker und Jurist († 1893)
- 11. September: Friedrich von Bothmer, bayerischer General der Infanterie († 1886)
- 2. Oktober: Carl Theodor Barth, deutscher Jurist und demokratischer Publizist († 1837)
- 11. Oktober: Gustav von Struve, deutscher Politiker, Rechtsanwalt, Publizist und Revolutionär († 1870)
- 23. Oktober: Adalbert Stifter, österreichischer Heimatdichter, Maler und Pädagoge († 1868)
- 14. November: Fanny Hensel geb. Mendelssohn, deutsche Komponistin († 1847)
- 19. November: Ferdinand Vicomte de Lesseps, französischer Diplomat und Ingenieur († 1894)
- 19. November: Johann Friedrich Hermann Albers, deutscher Mediziner und Pathologe († 1867)
- 21. November: Wilhelm Friedrich Christian Gustav Krafft, deutscher Politiker († 1854)
- 28. November: Carl Overweg, deutscher Politiker und Industrieeller († 1876)
- 28. November: John Lloyd Stephens, Forschungsreisender, Amateurarchäologe, Autor, Anwalt und Diplomat († 1852)
- 29. November: Friedrich Wilhelm Kasiski, preußischer Infanteriemajor und Kryptograph († 1881)
- 7. Dezember: Jean Eugène Robert-Houdin, französischer Magier († 1871)
- 10. Dezember: Karl Ferdinand Sohn, Maler († 1867)
- 12. Dezember: William Lloyd Garrison, US-amerikanischer Schriftsteller († 1879)
- 20. Dezember: Thomas Graham, britischer Chemiker († 1869)
- 23. Dezember: Joseph Smith, Gründer und erster Prophet der Mormonen († 1844)

Gestorben

- 13. Januar: Franz Anton Ernst, böhmischer Komponist (
- 1745)
- 16. März: Franz Xaver Freiherr von Wulfen, Physiker, Mathematiker, Botaniker und Mineraloge (
- 1728)
- 26. März: Gabriel Gruber, Ordensgeneral (
- 1740)
- 3. Mai: Heinrich Zimmermann, deutscher Reisender und Reiseschriftsteller (
- 1741)
- 9. Mai: Friedrich Schiller, deutscher Dichter und Dramatiker (
- 1759)
- 28. Mai: Luigi Boccherini, italienischer Komponist und Cellist (
- 1743)
- 10. Juli: Thomas Wedgwood, Pionier der Fototechnik (
- 1771)
- 21. Oktober: Horatio Nelson, britischer Admiral (
- 1758) ko:1805년 simple:1805

Wasserstoffatom

Ein Wasserstoffatom ist ein Atom des chemischen Elements Wasserstoff. Es besteht aus einem einfach positiv geladenen Atomkern (mit einem Proton und null bis zwei Neutronen) und einem negativ geladenen Elektron. Elektron und Atomkern sind aufgrund ihrer entgegengesetzten elektrischen Ladung aneinander gebunden. Das Wasserstoffatom ist das am einfachsten aufgebaute aller Atome und bietet daher den Schlüssel zum Verständnis des Aufbaus und der Eigenschaften aller Atome. Es ist das einzige Atom, für das die quantenmechanische Schrödingergleichung analytisch (d.h. in mathematisch geschlossener Form) gelöst werden kann. Die Spektrallinien des Wasserstoffatoms sind mit hoher Genauigkeit berechenbar, und können mit den gemessenen Werten verglichen werden. Das 1913 entwickelte Bohrsche Atommodell stimmte in seiner Vorhersage der Spektrallinien gut mit experimentellen Beobachtungen überein, und zeigt auch eine hohe Übereinstimmung mit den 1925/26 berechneten quantenmechanischen Werten. Das quantenmechanische Modell lieferte zusätzlich die geometrische Struktur der Elektronenorbitale, und löste das Bohrsche Atommodell mit seinen 'ad hoc' Annahmen ab. Verfeinerungen des quantenmechanischen Modells führten zu theoretischen Bestätigungen in der Detailstruktur der Spektrallinien des Wasserstoffatoms, das damit gleichzeitig zum Standardtest der Quantenmechanik avancierte. Wichtige Phänomene, die anhand des Wasserstoffatoms erkannt oder verstanden wurden, sind unter anderem das Pauli-Prinzip und der Zeeman-Effekt. Die am Wasserstoffatom abgeleiteten Prinzipien der Atomphysik bilden die Grundlage zur Beschreibung aller Atome. Allerdings kann das quantenmechanische Modell bei Atomen mit mehr als einem Elektron nur näherungsweise gelöst werden. Weiter haben Kenntnisse von Aufbau und Eigenschaften des Wasserstoffatoms zum Verständnis des Aufbaus chemischer Moleküle beigetragen.

Lösung der Schrödingergleichung: Übersicht

Die dreidimensionale Schrödingergleichung (eine partielle Differentialgleichung) kann aufgrund der Kugelsymmetrie der elektromagnetischen Wechselwirkung in drei unabhängige Gleichungen separiert werden. Jede der drei Einzelgleichungen kann mathematisch exakt gelöst werden. Die wichtigste Gleichung ergibt die Energiezustände und Energiewerte des Elektrons im Wasserstoffatom; es ist üblich, die verschiedenen diskreten Energiewerte als Hauptquantenzahl

E_n

zu bezeichnen. Der tiefste Energiezustand ist

E_1

, die weiteren Anregungszustände sind

E_2, E_3, \dots

. Die beiden anderen Gleichungen enthalten die Winkelabhängigkeit (Bahndrehimpulsquantenzahl, magnetische Quantenzahl). Das Wasserstoffatom ist eines der wenigen quantenmechanischen Systeme, die sich exakt berechnen lassen. Die Lösung der Schrödingergleichung für das Wasserstoffatom ist auch deshalb ein Standardverfahren der universitären Physikausbildung.

Lösung der Schrödingergleichung: Mathematische Details

partielle Differentialgleichung Die Separation der Schrödingergleichung führt zu drei Gleichungen, die von jeweils einer der drei Kugelkoordinaten

r

(Abstand vom Mittelpunkt),

\phi

(Längenwinkel) und

\theta

(Breitenwinkel) abhängen. Eine vollständige Lösung ergibt sich als das Produkt dreier Einzellösungen. Jede Lösung

\Psi

der Schrödingergleichung für das Wasserstoffatom wird durch die drei Zahlen

n, l, m

, Quantenzahlen genannt, gekennzeichnet. Dabei ist die Haupt- oder Energiequantenzahl

n

eine beliebige positive Zahl, die Drehimpulsquantenzahl

l

nimmt für gegebenes

n

die Werte von

0

bis

n-1

an, und die magnetische Quantenzahl

m

läuft für gegebenes

l

von

-l

bis

+l

. Die Lösungsfunktion ist dann :

\Psi_ = e^ \rho^ G_^(\rho) \cdot Y_(\theta, \phi )

mit
-

\rho =

(

a_0

ist der Bohrsche Radius);
-

G_^(\rho)

sind die Laguerre-Polynome vom Grad

n_r

;
-

Y_(\theta, \phi )

sind die Kugelflächenfunktionen. Die Energieeigenwerte sind :

H \Psi_ = E_n \Psi_

E_n = - = -

Hierin ist

\alpha

die Feinstrukturkonstante und

m_r

die reduzierte Masse des Systems aus Elektron und Proton. Die Drehimpuls- und magnetischen Eigenwerte sind durch :

L^2 \Psi_ = ^2 l(l+1) \Psi_

und :

L_z \Psi_ = \hbar m \Psi_

gegeben. Die Drehimpulsquantenzahl misst hierbei den Bahndrehimpuls des Elektrons, und die magnetische Quantenzahl seine Projektion auf eine beliebige, im allgemeinen als 'z' bezeichnete, Richtung. In dieser einfachsten Behandlung des Wasserstoffatoms sind die Energiewerte nur von der Hauptquantenzahl

n

abhängig. Alle Lösungen mit gleichem

n

besitzen die gleiche Energie, man sagt, sie sind entartet. Unter Berücksichtigung weiterer Effekte (Spin, Relativitätstheorie) ergibt sich eine Aufhebung der Energieentartung.

Weitere Entwicklung

Die Schrödingergleichung gibt eine in erster Näherung ausgezeichnete Beschreibung des Wasserstoffatoms. Sie vernachlässigt allerdings eine Reihe von zweitrangigen Eigenschaften der beteiligten Elementarteilchnen, die experimentell nachweisbar sind. Durch Berücksichtigung dieser Eigenschaften im erweiterten quantenmechanischen Modell lassen sich jene Beobachtungen ebenfalls erklären.

Relativistische Effekte

Die Masse eines Teilchens nimmt nach der Speziellen Relativitätstheorie mit der Geschwindigkeit zu. Diese Massenzunahme verlangt eine Korrektur der quantenmechanischen Gleichungen zur Beschreibung des Wasserstoffatoms. Eine Methode besteht darin, die Elektronenmasse in der Schrödingergleichung durch einen geschwindigkeitsabhängigen Masseterm zu ersetzen.

Spin

Aufgrund seines Spins besitzt das Elektron ein magnetisches Moment, das mit dem des Atomkerns oder einem eventuellen externen Magnetfeld wechselwirkt. Weiter tritt die sogenannte Spin-Bahn Kopplung auf, in der das Elektron je nach Drehimpulsquantenzahl abhängig von seinem Spin mit dem magnetischen Moment des Orbits wechselwirkt, und dadurch eine Aufspaltung der Energiewerte nach der magnetischen Quantenzahl bewirkt wird. Zusammen mit den relativistischen Effekten lassen sich die Spin-Effekte in der Diracgleichung beschreiben. Diese gibt eine genauere Beschreibung des Wasserstoffatoms als die Schrödingergleichung.

Quantenfeldtheoretische Effekte

Die Quantenmechanik ist eine Annäherung an die zugrundeliegende Quantenfeldtheorie, in der unter anderem Vakuumfluktuationen auftreten. Diese bedingen die Lamb-Verschiebung (Lamb shift) der Energiewerte, welche erstmals im Lamb-Retherford-Experiment nachgewiesen wurde. Diese Beobachtung führte zur Entwicklung der Quantenelektrodynamik, einer Quantenfeldtheorie, die mittels Näherungsrechnungen die bislang genaueste Beschreibung des Wasserstoffatoms gibt.

Weblinks

: http://www.uni-graz.at/imawww/vqm/german/atome3.html Visualisierungen der Lösungen der Schrödingergleichung finden : http://www.hydrogenlab.de Kategorie:Atomphysik

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

Faradaysche Gesetze

Die nach ihrem Entdecker Michael Faraday benannten Faradayschen Gesetze beschreiben den Zusammenhang zwischen Ladung und Stoffumsatz bei der Elektrolyse. Sie sind daher die Grundgesetze der Elektrolyse.

Historisches und Grundbegriffe der Elektrolyse

Michael Faraday hatte in seiner Jugend als Gehilfe Davys gearbeitet und führte später dessen Arbeiten auf dem Gebiet der Elektrochemie fort. Davy hatte eine Methode zur Freisetzung einiger neuer Metalle entwickelt. Dabei leitete er einen elektrischen Strom durch eine Schmelze aus Verbindungen dieser Metalle. Diese Methode nannte Faraday Elektrolyse (nach einem griechischen Ausdruck für "mittels Elektrizität befreien"). Faraday bezeichnete eine Flüssigkeit oder eine Lösung die elektrische Leitfähigkeit besaß als Elektrolyten. Die Metallstäbe, die in die Flüssigkeit oder Lösung eingetaucht wurden, bezeichnete er als Elektroden (nach dem griechischen Wort für "die Straße der Elektrizität"). Die positiv geladene Elektrode nannte er Anode (hohe Straße), die negativ geladene Elektrode Kathode (niedere Straße). Faraday verglich den Elektrizitätsfluss mit Wasser, das von oben (bei Elektrizität also von der Anode) nach unten (zur Kathode) fließt. Er folgte damit dem Beispiel Franklins, der einen Elektrizitätsfluss von positiv nach negativ angenommen hatte - ein Irrtum, wie sich später herausstellt, denn tatsächlich fließt Elektrizität in Elektronenleitern wie Metallen von der negativen zur positiven Elektrode.

Faradays Gesetze

Im Jahre 1832 stellte Faraday die Grundgesetze der Elektrolyse, heute bekannt als Faradaysche Gesetze, auf: 1.Faraday'sches Gesetz: Die Stoffmenge, die an einer Elektrode während der Elektrolyse abgeschieden wird, ist proportional zur Ladung, die durch den Elektrolyten geschickt wird. 2.Faraday'sches Gesetz: Die durch eine bestimmte Ladung abgeschiedene Masse eines Elements ist proportional zum Atomgewicht des abgeschiedenen Elements und umgekehrt proportional zu seiner Wertigkeit, daher zur Anzahl von Atomen, die sich mit diesem Element verbinden können.

Heutige Formulierung

Es gilt:

Q = n \cdot z \cdot F

mit Q = Ladung, n = Stoffmenge, z = Ladungszahl und F = Faraday-Konstante. F ist gleich der Ladung, die zur Abscheidung eines Mols eines einwertigen Stoffes benötigt wird, und auch gleich dem Betrag der Ladung eines Mols Elektronen. Daher gilt

F = e \cdot N_A

mit e = Elementarladung, N_A = Avogadro-Konstante, siehe auch: Physikalische Konstanten.

F = 96 485,34

Aus der Definition der Molmasse M erhält man

m = M \cdot n

mit m = Masse, M = Molare Masse. Daraus folgt als Zusammenfassung beider Faradayschen Gesetze:

m =

oder

Q =

Bei konstanter Stromstärke I ist die Ladung Q der Elektrolysezeit t proportional:

Q = I \cdot t

und somit gilt:

m =

oder

t =

Anwendungen

Ein interessante Anwendung der Faradayschen Gesetze ist der Gebrauch als Stütze der Atomtheorie, also als starker Hinweis, dass es Atome und Ionen gibt: Wie aufgrund des Millikan-Versuchs bekannt ist, ist die elektrische Ladung gequantelt, d.h. es gibt eine kleinste elektrische Ladung, die Elementarladung. Da gemäß den Faradayschen Gesetzen die Stoffmenge proportional zur Ladung ist, folgt sofort, dass bei der Elektrolyse die Stoffe in kleinsten Portionen umgesetzt werden, eben den Atomen oder den Ionen, die eine Ladung tragen, die entweder der Elementarladung oder einem vielfachen davon entspricht. Weitere historisch wichtige Anwendungen sind die Bestimmung relativer Molmassen M und von Ladungszahlen z. Dazu wurden zum Beispiel zwei hintereinander geschaltete Elektrolysezellen benutzt, wobei etwa in der einen zwei Silberelektroden in eine Silbersalzlösung tauchen. Da die Zellen in Reihe geschaltet sind, fließt durch beide Zellen dieselbe Ladung, und wenn in der einen ein Mol Silber umgesetzt wird, wird in der anderen 1 Mol/z umgesetzt. Selbstverständlich werden die Faradayschen Gesetze auch in der Galvanik angewandt, wo sie z.B. bei bekannter geometrischer Oberfläche A eines Werkstücks die Abschätzung der Schichtdicke d erlauben. Nach der Definition der Dichte (

\rho

) gilt

\rho =  =

. Damit erhält man

d =  =

Kategorie:Theoretische Elektrotechnik Kategorie:Elektrochemie ja:ファラデーの電気分解の法則

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]
- [http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/arbeitsvorschrift.htm Reaktion mit Singulett Sauerstoff] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Chalkogen Kategorie:Periode-2-Element Kategorie:Gas Kategorie:Nichtmetall als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

1865

Ereignisse

- 29. Mai: Die Deutsche Gesellschaft zur Rettung Schiffbrüchiger wird gegründet
- 14. Juli: Erstbesteigung des Matterhorn durch Edward Whymper, Lord Douglas, Hudson, Hadow, Michel Croz und Peter Taugwalder Vater und Sohn
- am Hudson River entsteht der erste Eissegelclub der Welt

Politik

- in Leipzig wird der Allgemeine Deutsche Frauenverein (ADF) unter führender Mitwirkung von Louise Otto-Peters gegründet
- 9. April: Kapitulation der Virginia-Armee der Konföderierten Staaten von Amerika im Gerichtshaus zu Appomattox gegenüber der Nordstaaten-Armee (USA)
- 14. August: Gasteiner Konvention zwischen Preußen und Österreich zur Verwaltung von Schleswig und Holstein
- 24. Dezember: General Nathan Bedford Forrest und andere heimgekehrte Soldaten der Südstaaten gründen nach dem verlorenen Bürgerkrieg den originalen Ku Klux Klan in Pulaski, Tennessee
- Mihail Kogălniceanu (
- 6. September 1817 in Iaşi, † 1. Juli 1891 in Paris) erster rumänischer Ministerpräsident, Historiker und Publizist tritt zurück

Katastrophen

- 5. Mai: Großer Brand in Oberstdorf: Eine Feuersbrunst vernichtet am 5. und am 6. Mai zwei Drittel der Gebäude des Ortes
- 16. Juli: Eisenbahnunglück in Buckau. Ein Sonderzug mit Eisenbahnmitarbeitern fährt am späten Abend auf einen stehenden mit Kohle beladenen Güterzug auf. 29 Tote und 50 Schwerverletzte
- 25. Oktober: Das Dampfschiff „S. S. Republic“ (USA) sinkt im Sturm ca. 150 km südöstlich von Savannah (Georgia/USA). 25 Tote (von 92 Menschen an Bord)

Wirtschaft

- BASF wird gegründet

Wissenschaft und Technik

- Johann Josef Loschmidt berechnet die Anzahl der Moleküle in einem gegebenen Volumen eines Gases unter Normalbedingungen, die so genannte Loschmidt-Zahl L, auch Avogadrozahl (in Berichte der Wiener Akademie 52 (1865), 345)

Kultur

- 17. Februar: Uraufführung der Oper Der Deserteur von Ferdinand Hiller in Köln
- 4. April: Max und Moritz von Wilhelm Busch erscheint erstmals
- 15. April: Uraufführung der Oper Le Bœuf Apis von Léo Delibes am Théâtre des Bouffes-Parisiens in Paris
- 28. April: Uraufführung der Oper L'Africaine (Die Afrikaberin) von Giacomo Meyerbeer an der Opéra-Comique in Paris
- 21. Mai: Uraufführung des lyrischen Dramas Der Cid von Peter Cornelius am Hoftheater Weimar
- 10. Juni: Uraufführung der Oper Tristan und Isolde von Richard Wagner im Königlichen Hof- und Nationaltheater München
- 2. Juli: Gründung der Heilsarmee
- 28. September: Uraufführung der Oper Straszny Dwór (das Gespensterschloß) von Stanislaw Moniuszko in Warschau
- 18. Oktober: Allgemeiner Deutscher Frauenverein in Leipzig gegründet
- 9. Dezember: Uraufführung der Oper Le Voyage en Chine von François Bazin an der Opéra-Comique in Paris

Geboren

- 6. Januar: Nikolai Jakowlewitsch Marr, georgischer Sprachwissenschaftler († 1934)
- 8. Januar: Winnaretta Singer, Musikmäzenin († 1943)
- 13. Januar: Peter Bruckmann, Fabrikant († 1937)
- 22. Januar: Jean Paul Ertel, deutscher Komponist († 1933)
- 26. Januar: Sabino Arana Goiri, spanisch-baskischer Dichter und Politiker († 1903)
- 31. Januar: Henri Desgrange, Begründer der Tour de France († 1940)
- 9. Februar: Erich Dagobert von Drygalski, deutscher Geograph, Geophysiker und Polarforscher († 1949)
- 15. Februar: Emil Kraepelin, deutscher Psychologe († 1926)
- 17. Februar: Ernst Troeltsch, deutscher Theologe und Politiker († 1923)
- 19. Februar: Sven Hedin, schwedischer Geograf und Forschungsreisender († 1952)
- 21. Februar: Walter Boveri, Industrieller, Gründer von Brown, Boveri & Cie (BBC) (†