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Entwicklung Des Periodensystems Der Elemente

Entwicklung des Periodensystems der Elemente

Das Periodensystem der Elemente hat folgende Entwicklungsgeschichte:

Johann Wolfgang Döbereiner (Triadensystem)

Johann Wolfgang Döbereiner stellte zwischen 1817 und 1829 Vergleiche zwischen chemischen Elementen an. Er wusste noch nichts über die innere Struktur von Atomen. Am 16. Juli 1817 wurde in einem Brief an den Hofrat Ferdinand Wurzer die Triadenbezeichnung, die Döbereiner entwickelte, das erste Mal erwähnt. Johann Wolfgang Döbereiner bemerkte, dass die stöchiometrischen Werte von Barium (72,5), Strontium (50), und Calcium (27,5) den Mittelwert 50 ergaben, also den Wert von Strontium. Auch die Eigenschaften der drei Elemente sind ähnlich. Diese Erkenntnis ließ Döbereiner erst daran zweifeln, dass Strontium ein eigenständiges Element ist. Er vermutete, dass es sich um eine Mischung aus Calcium und Barium handelt. Diese Annahme erwies sich allerdings als falsch. Im Jahre 1829 veröffentlichte Döbereiner eine Schrift mit dem Namen Versuch zu einer Gruppierung der elementaren Stoffe nach ihrer Analogie und somit das 1. wissenschaftlich fundierte Ordnungssystem der chemischen Elemente. Es gelang ihm 30 von damals 53 bekannten Elementen mit Hilfe des Triadensystems einzuordnen. Vertikale Triaden: die Alkalien (Lithium, Natrium, Kalium), die alkalischen Erden (Calcium, Strontium, Barium), die Salzbildner (Chlor, Brom, Iod) und die Säurebildner (Schwefel, Selen, Tellur). Fluor würde sich problemlos mit in die Triade der Salzbildner einordnen lassen. Laut Döbereiner sollte es aber das erste Glied einer Triade bilden, von welcher die anderen beiden Elemente noch nicht entdeckt waren. Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff wurden von Döbereiner isoliert betrachtet, obwohl Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff eine akzidentelle Triade bilden würden. Weiterhin gelang es ihm nicht die Erdmetalle und die Elemente Strontium, Cadmium, Antimon, Bismut, Gold, Wolfram und Tantal in Triaden einzuordnen. Die Platinmetalle bilden zwei Triaden, Platin, Iridium, Osmium und Palladium, Rhodium, Pluran. Die Existenz des Elementes Pluran wurde bereits zu Döbereiners Zeiten von Johann Christian Poggendorff angezweifelt. Johann Wolfgang Döbereiner legte mit der Triadenregel den Grundstein für die Entwicklung des Periodensystems. Döbereiner erstellte Gruppen von jeweils 3 Elementen, die sogenannten „Triaden“: Das Triadensystem Döbereiners wurde in den darauffolgenden Jahren u.a. von Leopold Gmelin (neue Triaden) und von Ernst Lenßen erweitert. Lenßen legte nur das Atomgewicht der Elemente zu Grunde und ließ die anderen Eigenschaften außer (akzidentelle Triaden). Auf diese Weise konnte er 1857 alle damals bekannten Elemente nach dem Triadenprinzip einordnen.

J.A.R. Newlands (Gesetz der Oktaven)

John Alexander Reina Newlands fand 1864 heraus, dass sich bei der Ordnung der Elemente nach jeweils 8 die chemischen Eigenschaften wiederholen, was er mit den Oktaven aus der Musik verglich. Er nannte seine Entdeckung Gesetz der Oktaven. Elemente
Die Edelgase waren J.A.R. Newlands noch nicht bekannt.

Dimitri Mendelejew und Lothar Meyer (Periodensystem)

1869 entwickelten fast zeitgleich sowohl ein deutscher (Lothar Meyer) als auch ein russischer Chemiker (Dimitri Iwanowitsch Mendelejew) unabhängig voneinander die ersten Periodensysteme, in denen sie die Elemente, nach steigender Atommasse, in Intervallen untereinander anordneten. Sie gingen sogar schon soweit, dass sie zum Teil von der strengen Ordnung abwichen und einige Stellen frei ließen, weil ihnen die Anordnung der gemeinsamen Eigenschaften in Gruppen wichtiger war. Für die freien Stellen postulierten sie die Existenz von bisher noch unbekannten Elementen. Problematisch war auch, dass es Abweichungen in der Reihenfolge bei einigen Elementen gab, sodass diese ausgetauscht werden mussten. Es handelte sich dabei um folgende Elemente: Argon – Kalium, Cobalt – Nickel und Tellur – Jod. Dieses Vorgehen wurde später durch die Entdeckung der atomaren Strukturen untermauert. Durch das Orbitalmodell wurde auch endlich eine befriedigende Erklärung für die Periodizität geliefert.

A. Hakan (Moseleysches Gesetz)

H.G.J. Moseley entdeckte 1913 das Moseleysche Gesetz, in dem ein Zusammenhang zwischen der Ordnungszahl eines Elementes und der Frequenz einer Spektrallinie der charakteristischen Röntgenstrahlung formuliert ist. Moseley lieferte mit seinem Gesetz eine Bestätigung für die Richtigkeit der Ordnung der Elemente im PSE und konnte gleichzeitig die exakte Anzahl der damals noch unbekannten Elemente vorhersagen.

Entdeckung vorhergesagter Elemente

Mendelejew sagte 1871 die Existenz von drei Elementen vorher, weil diese entsprechende Lücken in seinem Periodensystem ausfüllen würden. Aus diesem Grunde „erfand“ er die Vorsilbe Eka (sanskr. = eins) und bezeichnete diese Elemente mit Ekasilizium, Ekaaluminium und Ekabor nach dem ihnen am nächsten stehenden bekannten Element. In Russland wird im Gedenken an ihn das Periodensystem als Tablica Mendelejewa bezeichnet.
- Ekaaluminium 1875 von Paul Emile Lecoq de Boisbaudran entdeckt und nach Frankreich als Gallium bezeichnet.
- Ekabor 1879 von A. Hakan entdeckt und nach Skandinavien als Skandium bezeichnet.
- Ekasilizium 1886 von Clemens Winkler entdeckt und nach Deutschland als Germanium bezeichnet.

Weblinks

- [http://www.hyle.org/publications/books/cahn/cahn.pdf Historische und philosophische Aspekte des Periodensystems der chemischen Elemente von Ralph M. Cahn] (PDF) Kategorie:Chemie

Periodensystem

Das Periodensystem der Elemente, kurz Periodensystem oder PSE, bietet eine Übersicht der verschiedenen chemischen Elemente. Die Elemente werden mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen eingeteilt. Nachfolgend ist das Periodensystem der Elemente in seiner heute bekanntesten Form dargestellt. Die Elemente sind mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt. (Ein über die Ordnungszahl 118 erweitertes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem).

Geschichte

Erweitertes Periodensystem Die Datierung der Entdeckung solcher Elemente, die bereits seit der Frühzeit oder Antike bekannt sind, ist nur ungenau und kann je nach Literaturquelle um mehrere Jahrhunderte schwanken. Sicherere Datierungen sind erst ab dem 18. Jahrhundert möglich. Bis dahin waren erst 15 Elemente als solche bekannt und beschrieben (Metalle wie Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold oder Nichtmetalle wie Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor). Die meisten Elemente wurden im 19. Jahrhundert entdeckt und wissenschaftlich beschrieben. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren nur noch zehn der natürlichen Elemente unbekannt. Seither wurden vor allem schwer zugängliche, oftmals radioaktive Elemente dargestellt. Viele dieser Elemente kommen nicht in der Natur vor und sind das Produkt von künstlichen Kernverschmelzungsprozessen. Erst im Dezember 1994 wurden die beiden künstlichen Elemente Darmstadtium (Eka-Platin) und Roentgenium (Eka-Gold) hergestellt. (siehe auch: [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm www.seilnacht.com]) Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. 1863 stellte Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf. Das Periodensystem selbst wurde 1869 nahezu gleichzeitig und unabhängig voneinander von Dmitri Mendelejew (1834-1907) und Lothar Meyer (1830-1895) aufgestellt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt. (siehe auch Entwicklung des Periodensystems der Elemente)

Aufbau

Die chemischen Eigenschaften eines Elements werden nur durch die Eigenschaften der Elektronenhülle bestimmt, die Eigenschaften des Atomkerns spielen bis auf die Kernladung, die die Anzahl der Hüllenelektronen festlegt, keine Rolle. Das Periodensystem ist damit vollständig durch die Elektronenkonfiguration der Atome erklärbar. Die Elemente in einer Periode (Zeile des PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronenschalen, die Elemente einer Gruppe (Spalte des PSE) gleichen sich im Aufbau der äußeren Elektronenschale. Die Unterscheidung in Haupt- und Nebengruppen ergibt sich dadurch, dass bei letzteren nicht die äußerste, sondern die zweitäußerste Schale mit Elektronen aufgefüllt wird, bei den Lanthaniden/Lanthanoiden und Actiniden/Actinoiden die drittäußerste. Im Wesentlichen bestimmt die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Elektronenschale das chemische Verhalten eines Atoms, deshalb haben die Elemente der einzelnen Gruppen, da sie die gleiche Anzahl an Elektronen auf der äußeren Bahn haben, vergleichbare chemische Eigenschaften.. Das Element 84 (Po Polonium) und alle nachfolgenden sind radioaktiv und somit instabil. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 83 sind 2 Stoffe enthalten, die radioaktiv, also instabil sind: Nr. 43 Tc Technetium und Nr. 61 Pm Promethium (Name nach Prometheus). So bleiben tatsächlich nur 81 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen - alle anderen sind radioaktive Stoffe. Von den radioaktiven Elementen sind nur Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden, da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind entweder intermediäre Zerfallsprodukte des Urans und Thoriums, wie das Radium oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Letztere können in wägbaren Mengen nur künstlich hergestellt werden. Dies gilt grundsätzlich für alle Elemente mit Ordnungszahlen über 94, von denen bis heute noch keine Spuren in der Natur gefunden wurden, obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen.

Tendenzen

Im PSE kann man feststellen, dass einige Eigenschaften der Elemente sich in bestimmten Positionen im PSE finden lassen.
So erscheint es logisch, dass die Anzahl der Protonen von links nach rechts in einer Zeile und von oben nach unten in einer Spalte zunimmt. So gibt es weitere Eigenschaften, die sich im Periodensystem darstellen lassen:
- Masse
- nimmt von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa).
- Atomradius
- nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen)
- Elektronegativität
- Nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase)
- Ionisierungsenergie
- nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu.
- Metallcharakter
- nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab.
- Basizität der Oxide
- nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab.
- Schrägbeziehung:
- Ähnlichkeiten zwischen:
- Lithium - Magnesium
- Beryllium - Aluminium
- Bor - Silizium
- Grimmscher Hydridverschiebungssatz
- Lanthanoidenkontraktion

Siehe auch

- Elektronenkonfiguration im Periodensystem.
- Liste der chemischen Elemente nach
- Namen
- Ordnungszahl
- Symbol
- Seltenheit

Das Lied der chemischen Elemente

1959 hat der Amerikaner Tom Lehrer ein Lied geschrieben, in dem die Namen aller bis dato bekannten 102 Elemente vorkommen. Dieses Lied heißt „The Elements“ (Lied der chemischen Elemente).
- http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/lyrics.html
- http://www.privatehand.com/flash/elements.html

Weblinks

Deutsche Seiten

- [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm Bebildertes Periodensystem]
- [http://mypse.sourceforge.net/ Interaktives Periodensystem - deutsch (GPL)]
- [http://www.pse-online.de/html/allgemein/pdf.htm/ Periodensystem als PDF]

Englische Seiten

- [http://www.webelements.com Informationen zu den Elementen]
- [http://www.iupac.org/reports/periodic_table/index.html offizielles Periodensystem der Elemente der] IUPAC Kategorie:Werkzeug der Chemie !Periodensystem als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Atom

en umkreisen einen Kern aus zwei Protonen und zwei Neutronen.]] Das Atom (von griechisch άτομος, átomos - unteilbar, [unteilbare] Person) ist der kleinste chemisch nicht weiter teilbare Baustein der Materie. Im Laufe der Wissenschaftsgeschichte wurden unterschiedliche Atommodelle vorgeschlagen. Atome sind elektrisch neutral, jedoch werden oft auch Ionen unter dem Begriff Atom gefasst. Atome bestehen aus einem Atomkern mit positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen Neutronen und einer Atomhülle aus negativ geladenen Elektronen. Atome gleicher Anzahl der Protonen, der Kernladungszahl, gehören zu demselben Element. Bei neutralen Atomen ist die Anzahl von Protonen und Elektronen gleich. Die physikalischen Eigenschaften der Atomhülle bestimmen das chemische Verhalten eines Atoms. Atome gleicher Kernladungszahl besitzen dieselbe Atomhülle und sind damit chemisch nicht unterscheidbar. Nahezu die gesamte von uns wahrnehmbare, unbelebte und belebte Materie in unserer irdischen Umgebung besteht aus Atomen oder Ionen. Kosmologisch betrachtet stellt diese Materieform jedoch nur einen gewissen Anteil neben Plasma, aus dem die Sterne bestehen, der Neutronenmaterie von Neutronensternen und evtl. einer noch hypothetischen Dunklen Materie bislang unbekannter Natur.

Aufbau

Dunklen Materie Ein Atom besteht aus einer Hülle und einem im Vergleich zu seinem Gesamtvolumen winzigen Kern. Die Atomhülle (Elektronenhülle) hat mit einem Radius von etwa 10^-10 m einen ungefähr zehntausendfach größeren Radius als der Atomkern (r = 10^-14 m). Zur Veranschaulichung: würde man ein Atom auf die Größe einer Kathedrale aufblähen, so entspräche der Kern der Größe einer Fliege (allerdings wäre eine solche Fliege vieltausendfach schwerer als die Kathedrale selbst). Der Atomkern nimmt nur etwa ein Billiardstel des Gesamtvolumens eines Atoms ein. Der Atomkern besteht aus den sogenannten Nukleonen, Protonen und – außer beim Wasserstoff-Isotop ₁¹H – aus Neutronen. Die Atomhülle besteht aus Elektronen. Im Atomkern konzentriert sich fast die gesamte Masse des Atoms. Die Elektronen tragen eine negative elektrische Ladung und die Protonen eine positive, wodurch sie sich gegenseitig anziehen. Die Neutronen sind elektrisch neutral und haben eine geringfügig größere Masse als die Protonen.

Kenndaten

Atome sind in erster Näherung kugelförmig und haben eine Größe von 0,1 bis 0,5 nm, also 0,0000000001 m bis 0,0000000005 m. Innerhalb des Periodensystems nehmen die Atomradien von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Allerdings besteht kein linearer Zusammenhang zwischen der Protonenzahl (und damit der Ordnungszahl) und dem Atomradius. Ihre Masse beträgt abhängig von der Massenzahl zwischen 10^-24 und 10^-22 g. Siehe auch: Mol, Periodensystem Siehe auch: Atommodell

Kategorisierung und Ordnung

Die Anzahl der Protonen in einem Atom ist die Kernladungszahl oder auch Ordnungszahl (Stellung des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente), die Summe der Protonen und Neutronen die Massenzahl. Atome mit der gleichen Anzahl an Protonen werden dem gleichen chemischen Element zugeordnet. Atome mit der gleichen Protonenzahl aber unterschiedlichen Neutronenzahlen nennt man Isotope, sie gehören dem gleichen chemischen Element an. Bei den meisten chemischen Reaktionen spielt die Anzahl der Neutronen keine Rolle. Wichtig ist die Anzahl der Neutronen im Bereich der Strahlungslehre. In der Kernphysik unterscheidet man Atomsorten nach der Zahl der Protonen und Neutronen, da diese eine unterschiedliche Radioaktivität aufweisen. Meist sind nur ein oder zwei Isotope eines Elements stabil, die anderen zerfallen radioaktiv. Von einigen Elementen gibt es auch überhaupt kein stabiles Isotop. Atom(kern)e mit untereinander gleicher Zahl an Protonen bzw. Neutronen bezeichnet man als Nuklide. Das kleinste Atom ist das Wasserstoffatom mit nur einem Proton im Atomkern. Eines der schwersten Atome ist das Uran-Atom mit 92 Protonen im Atomkern (siehe Periodensystem). Das schwerste Atom, dessen Herstellung in entsprechenden Experimenten bisher gelungen ist, ist das Ununoctium-Atom mit 118 Protonen im Atomkern (Stand Aug.2004). Es ist jedoch extrem kurzlebig.

Allgemeines

Die Chemie beschäftigt sich mit den Atomen und ihren Verbindungen, den Molekülen. Dies setzt auch genaue Kenntnisse über die Struktur der Atomhülle voraus. Die Physik beschäftigt sich unter anderem mit dem Aufbau der Atomhülle (Atomphysik), dem Aufbau der Atomkerne aus Elementarteilchen (Kernphysik) und weiter mit den Eigenschaften der Elementarteilchen (Elementarteilchenphysik).

Geschichte

Siehe auch: Atomismus und Atommodell Die Geschichte der Idee des Atoms beginnt im antiken Griechenland um 400 vor Christus.
- um 400 vor Christus - Demokrit und das Teilchenmodell ::Demokrit, ein altgriechischer Gelehrter, äußerte als erster die Vermutung, dass die Welt aus unteilbaren Teilchen - (griechisch a-tomos = unteilbar) Atomen - bestände. Daneben gäbe es nur leeren Raum. Alle Eigenschaften der Stoffe ließen sich, nach Meinung Demokrits, auf die Abstoßung und Anziehung dieser kleinen Teilchen erklären. Diese Idee wurde von den Zeitgenossen Demokrits abgelehnt, da man damals die Welt als etwas Göttliches ansah. Demokrits philosophischer Kontrahent war vor allem Empedokles, der die Lehre von den vier Elementen Feuer, Erde, Luft und Wasser begründete. Demokrits Vorschlag blieb fast 2 Jahrtausende unbeachtet.
- um 1400 - Die Alchemisten - Gold kann nicht hergestellt werden ::Auch wenn die Alchemisten in ihren Versuchen, aus niederen Stoffen (wie etwa Blei) Gold herzustellen, scheiterten, leisteten sie Vorarbeit für die spätere experimentelle Physik und Chemie.
- 1803 - John Dalton - Atomtheorie der Elemente ::Der englische Chemiker John Dalton griff als erster wieder die Idee von Demokrit auf. Aus konstanten Mengenverhältnissen bei chemischen Reaktionen schließt Dalton darauf, dass immer eine bestimmte Anzahl von Atomen miteinander reagiert.
- 1896 entdeckt Henri Becquerel die Radioaktivität, und stellt fest, dass sich Atome umwandeln können.
- 1897 - Joseph John Thomson - Entdeckung des Elektrons ::Bei einem Versuch mit Strom stellte der britische Physiker Thomson fest, dass Strahlen in Vakuumröhren aus kleinen Teilchen bestehen. Damit war ein erster Bestandteil der Atome gefunden, obwohl man von der Existenz der Atome immer noch nicht überzeugt war. Eine Besonderheit war die Entdeckung vor allem deshalb, weil man dachte, Strom wäre eine Flüssigkeit.
- 1898 - Marie und Pierre Curie - Radioaktivität ::Immer mehr Forscher beschäftigten sich mit den kleinsten Teilchen. Die Curies untersuchten unter anderem Uran, das sie aus Pechblende gewannen. Die Uran-Atome zerfallen unter Abgabe von Wärme und Strahlen, die man als Radioaktivität (von radius = Strahl) bezeichnet. Marie Curie erkannte, dass sich Elemente bei diesem Zerfall verwandeln. (Die Radioaktivität wurde 1896 von Henri Becquerel entdeckt.)
- 1900 - Ludwig Boltzmann - Atomtheorie ::Boltzmann war ein theoretischer Physiker, der die Ideen von Demokrit umsetzte. Er berechnete aus der Idee der Atom-Existenz einige Eigenschaften von Gasen und Kristallen. Da er allerdings keinen experimentelle Beweis lieferte, waren damals seine Ideen umstritten.
- 1900 - Max Planck - Quanten ::Der Berliner Physiker Planck untersuchte die Schwarzkörperstrahlung. Bei der theoretischen, thermodynamischen Begründung seiner Formel führte er die sog. Quanten ein und wurde somit zum Begründer der Quantenphysik.
- 1905 - Albert Einstein - Erklärung der Brownschen Bewegung ::In der dritten Arbeit des „annus mirabilis“ erklärte der Physiker Albert Einstein die Brownsche Bewegung mit Hilfe der Atomhypothese. Damit wurde zum ersten Mal ein beobachtbares physikalisches Phänomen direkt aus Boltzmanns Theorie hergeleitet.
- 1906 - Ernest Rutherford - Experimente ::Der Physiker Ernest Rutherford ging im Gegensatz zu Boltzmann und Planck experimentell auf die Suche nach den Atomen. 1906 entdeckte er mit dem rutherfordschen Experiment, dass Atome nicht massiv sind, ja sogar im Grunde fast gar keine Substanz besitzen. (Damit ist das Wort "Atom" für das, was es bezeichnet, im Grunde falsch. Es wurde aber beibehalten.) Aus dem Experiment leitete Rutherford bis 1911 die genaue Größe eines Atoms, also der Atomhülle und der Größe des Atomkerns ab. Ferner konnte er ermitteln, dass der Atomkern die positive Ladung, die Atomhülle eine entsprechende negative Ladung trägt. So entdeckte er das Proton.
- 1913 - Niels Bohr - Schalenmodell ::Aus dem rutherfordschem Atommodell entwickelte der dänische Physiker Niels Bohr ein planetenartiges Atommodell. Danach bewegen sich die Elektronen auf bestimmten Bahnen um den Kern, wie Planeten die Sonne umkreisen. Die Bahnen werden auch als Schalen bezeichnet. Das besondere daran war, dass die Abstände der Elektronen-Bahnen streng-mathematischen Gesetzmäßigkeiten folgen. Die Bahnen besitzen verschiedene Radien, und jede Bahn besitzt eine maximale Kapazität für Elektronen. Atome streben Bohr zufolge an, dass alle Bahnen komplett besetzt sind. Damit haben sich sowohl viele chemische Reaktionen erklären lassen als auch die Spektrallinien des Wasserstoffs. Da sich das Modell für komplexere Atome als unzureichend erwies, wurde es 1916 von Bohr und dem deutschen Physiker Arnold Sommerfeld insofern verbessert, als man nun für bestimmte Elektronen exzentrische, elliptische Bahnen annahm. Das bohr-sommerfeldsche Atommodell erklärt viele chemische und physikalische Eigenschaften von Atomen.
- 1929 - Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg und andere - Das Orbitalmodell ::Aufbauend auf Schrödingers Wellenmechanik und Heisenbergs Matrizenmechanik wurde ein weiteres, bis heute modernes Atommodell entwickelt, das weitere Unklarheiten beseitigen konnte.
- 1929 - Ernest O. Lawrence - Der erste Teilchenbeschleuniger, das Zyklotron ::Um Informationen über den Aufbau der Atomkerne zu bekommen, wurden die Kerne mit Strahlen beschossen. Um nicht auf die schwache natürliche Strahlung angewiesen zu sein, entwickelte Lawrence das Zyklotron. Geladene Teilchen wurden auf kreisförmigen Bahnen beschleunigt.
- 1932 - Paul Dirac und David Anderson - Antimaterie ::Der theoretische Physiker Paul Dirac fand eine Formel, mit der sich die Beobachtungen der Atomphysik beschreiben lassen. Allerdings setzte diese Formel die Existenz von Anti-Teilchen voraus. Diese Idee stieß auf heftige Kritik, bis der amerikanische Physiker Anderson in der kosmischen Strahlung das Positron nachweisen konnte. Dieses Anti-Teilchen zum Elektron hat eine positiver Ladung aber die gleiche Masse wie ein Elektron. Treffen ein Teilchen und sein Anti-Teilchen zusammen, zerstrahlen sie sofort als Energie gemäß der Formel E = m
- c². 1932 wurde dann noch das Neutron von dem englischen Physiker James Chadwick entdeckt.
- 1933 - Irène und Frédéric Joliot-Curie - Materie aus dem Nichts ::Eher zufällig beobachten die Eheleute Curie, dass sich nicht nur Masse in Energie umwandeln lässt. In einem Experiment verwandelte sich ein Lichtstrahl in ein Elektron und ein Positron (vgl. Paarbildung).
- 1938 - Otto Hahn und Lise Meitner - Die erste Kernspaltung ::Der deutsche Chemiker Hahn, ein Schüler Rutherfords, untersuchte weiter die Atomkerne. Dazu beschoß er Uran-Atome mit Neutronen und erhielt Cäsium und Rubidium oder Strontium und Xenon. Was eigentlich passierte, konnte er nicht erklären. Dies gelang jedoch seiner Mitarbeiterin Lise Meitner, die aufgrund ihrer jüdischen Religion vor den Nazis nach Schweden geflohen war. Sie stellte fest, dass die Summe der Kernteilchen (Protonen und Neutronen) bei den Produkten der des Urans entspricht. Hahn erhielt dafür den Nobelpreis, erwähnte seine Mitarbeiterin aber mit keinem Wort.
- 1938 - Hans Bethe - Kernfusion in der Sonne ::Neben zahlreichen Beiträgen zum Aufbau der Atome erforschte der in Straßburg geborene Bethe die Energieproduktion in Sternen. Er stellte fest, dass in unserer Sonne zwei Wasserstoff-Atomkerne miteinander verschmelzen, während in größeren und helleren Sternen Kohlenstoff-Kerne in die schwereren Stickstoff-Kerne verwandelt werden. Bethe arbeitete auch in Los Alamos mit, wurde aber nach dem Krieg ein engagierter Gegner von Massenvernichtungswaffen.
- 1942 - Enrico Fermi - Der erste Kernreaktor ::Der italienische Physiker Fermi erkannte die Möglichkeit, die Kernspaltung für eine Kettenreaktion zu nutzen. Die bei der Spaltung von Uran freiwerdenden Neutronen, konnten für die Spaltung weiterer Kerne verwendet werden. Damit legte Fermi die Grundlagen sowohl für die kriegerische Nutzung der Kernenergie in Atombomben, als auch friedliche Nutzung in Kernreaktoren. Fermi baute den ersten funktionierenden Kernreaktor.
- 1942 - Werner Heisenberg - Atomforschung für die Nazis ::Die Nazis beauftragten den Physiker Heisenberg, eine Atombombe zu entwickeln. Durch einen Rechenfehler misslang ihm dies aber. Bei der Berechnung der kritischen Masse verrechnete er sich um den Faktor 1000.
- 1942 - Albert Einstein und Leo Szilard - Roosevelt soll die Atombombe bauen ::Eigentlich hat Einstein selber nicht zum Bau der Atombombe beigetragen. Er unterstützte aber einen Brief an den amerikanischen Präsidenten Roosevelt, dass die Atombombe unbedingt vor den Nazis entwickelt werden solle. Auch der ungarische Universalgelehrte Szilard erkannte die Gefahr, die von einer deutschen Atombombe ausging. Er lieferte zwar wichtige Ideen für den Bau der Atombombe, war aber an deren Entwicklung in Los Alamos nicht beteiligt. Auch später warnte Szilard noch vor dem Gebrauch der Atombombe.
- 1945 - J. Robert Oppenheimer - Die erste Atombombe ::Oppenheimer war der Organisator, der in Los Alamos die besten Physiker und Ingenieure versammelte. So gelang es innerhalb kürzester Zeit der Bau einer Atombombe, das Manhattan-Projekt. Nach dem Einsatz der Atombombe in Hiroshima wurde Oppenheimer zum Gegner von Atombomben.
- 1951 - Erwin Müler – das Feldionenmikroskop ::Müller gelingt mit der Konstruktion eines Feldionenmikroskopes erstmals die direkte Abbildung von Atomen auf einer Wolfram-Spitze.
- 1952 - Edward Teller - Die Wasserstoffbombe ::Der ungarische Physiker Teller war Mitarbeiter von Oppenheimer. Allerdings hatte er eine weitergehende Idee. Er wollte eine Bombe auf der Basis der Kernfusion bauen, die Bethe in der Sonne nachgewiesen hat. Aus Angst vor dem Kommunismus wurde Teller zu einem Rüstungsfanatiker und entwickelte die Wasserstoffbombe.
- 1960 - Donald A. Glaser - Die Blasenkammer ::Nach dem Ende des zweiten Weltkrieges konzentrierte sich die Forschung auf den Aufbau der Elementarteilchen. Mit der Entwicklung der Blasenkammer hatte man nun eine Möglichkeit, die kleinsten Teilchen, die in Teilchenbeschleunigern entstanden, zu "sehen".
- 1964 - Murray Gell-Mann - Die Quarks ::Mit Hilfe der Blasenkammer konnte auf einmal eine riesige Anzahl an bisher unsichtbaren Teilchen sichtbar gemacht werden, die Widersprüche zu der bisherigen Physik darstellte. Um dies zu erklären, postulierte der Physiker Gell-Mann Grundbausteine, aus denen die Kernbausteine aufgebaut sein sollen. Mittlerweile gibt es sehr viele Indizien für die Existenz der Quarks, auch wenn sie einzeln nicht zu beobachten sind.
- 1978 - Der Fusionreaktor ::Um die riesigen Mengen an Energie zu nutzen, die bei einer Kernverschmelzung (Kernfusion) frei werden, versuchte man, die Fusionsenergie gezielt zu nutzen. Die Kernverschmelzung (Kernfusion) gelang erstmals mit Teilchenbeschleunigern. Derzeit laufen Versuche, Kernfusionsreaktoren herzustellen, bislang konnte aber nur für sehr kurze Zeit mehr Energie gewonnen werden, als in den Prozess hineingesteckt wurde
- 1995 - Eric Cornell, Wolfgang Ketterle und Carl Wiemann - Das Bose-Einstein-Kondensat ::In einem ultrakalten Gas aus Rubidium-Atomen wird erstmals ein Bose-Einstein-Kondensat hergestellt, ein bereits von Einstein vorhergesagter Zustand der Materie.
- 2000 - CERN - Das Higgs-Boson ::Das Kernforschunngszentrum CERN in Genf forscht in ihrem Beschleuniger nach dem Higgs-Boson, das als Erlöser-Teilchen bezeichnet wird und dessen Existenz die bestehenden Theorien zur Elementarteilchenphysik bestätigen soll. Bisher gibt es keine eindeutigen experimentellen Belege für die Existenz des Higgs-Bosons.
- 2002 - Brookhaven - seltsame Materie ::Im Schwerionenbeschleunigerring RHIC im amerikanischen Brookhaven prallen Goldionen hoher Energie aufeinander. Dabei sollen sie für extrem kurze Zeit und in einem sehr kleinen Raumbereich ein Quark-Gluonen-Plasma erzeugen. Dies ist ein Zustand der Materie, der heute in der Natur nicht mehr vorkommt, aber vermutlich unmittelbar nach dem Urknall existierte.

Zitate

- Nur scheinbar hat ein Ding eine Farbe, nur scheinbar ist es süß oder bitter; in Wirklichkeit gibt es nur Atome und den leeren Raum. – Demokrit (5. Jh. v. Chr.)
- Richard Feynman hat einmal gesagt, müsste er das wichtigste Ergebnis der modernen Naturwissenschaft in einem Satz zum Ausdruck bringen, entschiede er sich für: "Die Welt besteht aus Atomen." – Brian Greene (Der Stoff, aus dem der Kosmos ist, ISBN 388680738X, S. 255)

Literatur

- Bernhard Bröcker u.a.: dtv Atlas Atomphysik: Tafeln und Texte. 6. Aufl. 1997. ISBN 3-423-03009-7.

Siehe auch

- Atomabsorption
- Atombombe
- Atomkraft
- Atomwaffe
- Atomgewicht
- Elementarteilchen
- Heisenbergsche Unschärferelation
- Kernmodell
- Kernreaktionen
- Liste von Mineralen
- Molekül
- Nebelkammer
- Quantenmechanik
- Quantenphysik
- Strahlenschutz
- Superatome
- Teilchenbeschleuniger
- Teilchendetektor
- Teilchenquelle
- Wechselwirkung

Weblinks

Animationen

- Animationen der Atome aller Elemente: http://www.physik.rwth-aachen.de/~harm/aixphysik/atom/Periodic/index.html
- Animation eines Heliumatoms: http://www.purchon.com/chemistry/helium.htm

Sonstiges

- [http://www.pm-magazin.de/de/wissensnews/wn_id878.htm "Kraftmikroskopie zeigt einzelne Atome"] von Peter Rösch (P.M.)
- [http://www.chemieseite.de/allgemein/node4.php Übersicht über die verschiedenen Atommodelle] Kategorie:Atomphysik ja:原子 ko:원자 ms:Atom simple:Atom th:อะตอม

Barium

Barium (Symbol Ba) ist das chemische Element mit der Ordnungszahl 56. Es ist ein Erdalkalimetall und ein Periode-6-Element, das erstmals 1774 von Carl Wilhelm Scheele identifiziert wurde. Barium ist im elementaren Zustand metallisch-glänzend und von silbrigweißer Farbe. Es kommt aber in der Natur wegen seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor. Barium und alle löslichen Verbindungen sind giftig.

Geschichte

metallisch Erstmals wurde Barium um das Jahr 1600 herum durch den italienischen Schuhmacher und Alchemisten Vincenzo Casciarolo untersucht, dem glänzende Steinchen auffielen, die nach dem Erhitzen im Dunkeln leuchteten. Sie wurden durch die Publikationen von Ulisse Aldrovandi einem weiteren Publikum als „Bologneser Stein“ bekannt. 1774 wurde von dem schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele bei der Untersuchung dieses heute als Bariumsulfat bekannten Materials erstmals Bariumoxid identifiziert, das zunächst neue alkalische Erde genannt wurde. Zwei Jahre später fand Johan Gottlieb Gahn die gleiche Verbindung bei ähnlichen Untersuchungen. Ebenfalls im 18. Jahrhundert war dem englischen Mineralogen William Withering in Bleibergwerken Cumberlands ein schweres Mineral aufgefallen, bei dem es sich nicht um ein Blei erz handeln konnte und dem er die Bezeichnung „terra ponderosa“ gab. Es ist heute als Bariumcarbonat beziehungsweise mineralogisch als Witherit bekannt. Barium, jedoch nicht in Reinform, wurde erst 1808 von Sir Humphry Davy in England durch Elektrolyse eines Gemisches aus Bariumoxid und Quecksilberoxid hergestellt. Daraufhin erfolgte die Namensgebung Barium nach dem vorher schon bekannten Baryt (von griech. βαρυς: „schwer“, wegen seiner großen Dichte). Die erste Reindarstellung des Bariums erfolgte 1855 durch Robert Bunsen und A. Mathiessen durch Schmelzelektrolyse eines Gemisches aus Bariumchlorid und Ammoniumchlorid. 1910 wurde über die Nutzung von Barium von Marie Curie das dem Barium ähnliche Radium gewonnen. Eine wichtige Rolle spielte das Metall auch 1938 bei den kernchemikalischen Experimenten Otto Hahns und Fritz Straßmanns, die Uran mit langsamen Neutronen beschossen und zu ihrem Erstaunen das viel leichtere Element Barium in den Reaktionsprodukten fanden. Die im schwedischen Exil lebende Physikerin Lise Meitner deutete dieses unerwartete Resultat korrekt als Ergebnis einer Kernspaltung.

Vorkommen

Barium kommt wegen seiner hohen Reaktivität in der Natur nicht elementar, sondern nur in Verbindungen vor. Mit einem Anteil von etwa 0,03 % ist Barium das 14. häufigste Element der Erdkruste. Sein Anteil in Böden schwankt zwischen 0,002 % und 0,23 %, liegt im Mittel aber bei 0,05 %. Der Barium-Anteil in der Hydrosphäre schwankt zwischen 10 ppb (Milliardstel Anteilen) im Atlantik und 20 ppb im Pazifik. Barium wird vor allem in den Mineralen Baryt (oder Schwerspat, kristallisiertes Bariumsulfat) und Witherit (Bariumkarbonat) gefunden, und meist aus Baryt gewonnen. Die Weltjahresproduktion an Baryt ist innerhalb der letzten 30 Jahre von etwa 4,8 Millionen Tonnen (1973) auf 6,7 Millionen Tonnen (2003) gestiegen, die weltweiten Reserven werden auf etwa 400 Millionen Tonnen geschätzt. Die deutschen Vorkommen von Bariumverbindungen liegen im Sauerland, dem Harz und in Rheinland-Pfalz, das größte Vorkommen der Welt findet sich in Meggen (Westfalen). Abbauwürdige Vorkommen von Bariumverbindungen finden sich jedoch weltweit: die Hauptförderländer von Barium sind die Volksrepublik China, Mexiko, Indien, Türkei, USA, Deutschland, Tschechien, Marokko, Irland, Italien und Frankreich.

Gewinnung und Darstellung

Jährlich werden etwa 4 bis 6 Millionen Tonnen Barium meist aus Bariumsulfat gewonnen. Die Gewinnung aus Bariumcarbonat ist zwar einfacher, allerdings ist Bariumcarbonat in der Natur seltener zu finden als Bariumsulfat. Technisch wird Barium aus Baryt über Bariumsulfid und Bariumcarbonat in Bariumoxid umgewandelt, das dann mit Silizium, Aluminium oder ähnlichen Stoffen zum Reinmetall reduziert wird. Die Reaktionsgleichungen dieser Prozessfolge lauten:
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\mathrm

- Bariumsulfat reagiert mit Kohlenstoff zu Bariumsulfid und Kohlenstoffdioxid.
-

\mathrm

- Bariumsulfid wird mit Wasser und Kohlenstoffdioxid versetzt und reagiert zu Bariumcarbonat und Schwefelwasserstoff.
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\mathrm

- Das Bariumcarbonat fällt aus dem Wasser aus, weil es unlöslich ist, Bariumcarbonat zerfällt beim Erhitzen zu Bariumoxid und Kohlenstoffdioxid.
-

\mathrm

- Bariumoxid reagiert mit Aluminium zu Aluminiumoxid und reinem Barium. Diese Reaktion ist eine Variante des Thermit-Prozess. Hochreines Barium wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Bariumchlorid hergestellt.

Eigenschaften

Chemische und physikalische Eigenschaften

Barium ist ein festes, paramagnetisches Erdalkalimetall, das in einem kubisch-raumzentrierten Gitter kristallisiert. In den chemischen Eigenschaften ähnelt es Calcium und den anderen Erdalkalimetallen. Es reagiert heftiger als die meisten anderen Erdalkalimetalle mit Wasser und mit Sauerstoff und löst sich leicht in fast allen Säuren - eine Ausnahme bildet konzentrierte Schwefelsäure, da die Bildung einer Sulfatschicht (Passivierung) die Reaktion stoppt. Barium kann deshalb als eines der unedelsten Metalle bezeichnet werden. Wegen dieser hohen Reaktivität wird es unter Schutzflüssigkeiten aufbewahrt (siehe Vorsichtsmaßnahmen). Es besitzt eine silberweiße Farbe, wird an der Luft jedoch schnell mattgrau, weil sich eine Oxidschicht bildet (siehe Bild). Barium weist eine grüne bis fahlgrüne Flammenfärbung auf; die charakteristischen Spektrallinien liegen bei 524,2 und 513,7 nm. Barium hat eine Dichte von 3,62 g/cm³ (bei 20 °C) und zählt damit zu den Leichtmetallen. Die Mohshärte beträgt 1,25, es ist damit vergleichsweise weich, allerdings härter als die anderen Erdalkalimetalle und Blei. Der Schmelzpunkt liegt bei 1.000 K (727 °C), der Siedepunkt bei 1.913 K (1.640 °C). Das elektrochemische Standardpotenzial liegt bei -2,912 V. Die Aufbewahrung reinen Bariums erfolgt aufgrund der leichten Oxidierbarkeit unter Luftabschluss in geeigneten sauerstofffreien Flüssigkeiten wie beispielsweise Benzin. Im Gegensatz zu anderen Erdalkalimetallen bildet Barium nur eine dünne Oxidschicht und kann sich in feuchter Luft selbst entzünden.

Eigenschaften des isolierten Bariumatoms

Benzin Barium hat eine Atommasse von 137,327. Der Atomradius beträgt 215 pm (berechnet: 253 pm), der Kovalenzradius 198 pm. Die Elektronenkonfiguration ist Xe]6s². Barium kommt in ionischen Verbindungen zweifach geladen vor. Dies lässt sich damit begründen, dass die Summe der ersten und zweiten Ionisationsenergie vergleichsweise niedrig ist, so dass der energetische Aufwand zur Abspaltung zweier Elektronen durch die bei der Bildung des kristallinen Festkörpers freiwerdende Gitterenthalpie kompensiert werden kann.

Isotope und radioaktive Eigenschaften

In der Natur kommen sieben stabile Bariumisotope vor, wobei ¹³⁸Ba mit 71,8 % das häufigste Isotop ist. Des Weiteren sind von Barium 33 radioaktive Isotope mit Halbwertszeiten zwischen 10,5 Jahren bei ¹³³Ba und 150 Nanosekunden bei ¹⁵³Ba bekannt, wobei die meisten jedoch innerhalb von wenigen Sekunden zerfallen. Barium hat durchgängig Isotope mit mindestens 58 bis maximal 97 Neutronen (von ¹¹⁴Ba bis ¹⁵³Ba). Stabile Bariumisotope entstehen durch verschiedene Zerfallsreihen, beispielsweise des ¹³⁷I in ¹³⁷Ba. Die radioaktiven Isotope zerfallen in Lanthan-, Xenon-, Cäsium- und Iodisotope. In der folgenden Tabelle sind neben den sieben stabilen die vier radioaktiven Isotope mit den längsten Halbwertszeiten angegeben. Weitere Isotope siehe Weblinks. Einige Auszüge aus weiteren Zerfallsreihen an denen Barium (meist nur mit radioaktiven Isotopen) beteiligt ist:
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\mathrm

:Californium zerfällt spontan in Barium, Molybdän und vier Neutronen.
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\mathrm

:Uran wird mit langsamen Neutronen beschossen und zerfällt dabei in Barium, Krypton und drei weitere Neutronen.

Verwendung

Elementares Barium findet nur wenige Anwendungen, zum Beispiel in Spezialbereichen der Metallurgie. Es wird gelegentlich als Zusatz für Metalllegierungen benutzt und ist Bestandteil vieler Hochtemperatursupraleiter, von Aluminium- und Magnesiumlegierungen als Gettermetall in Elektronenröhren, von Vakuumröhren und von Nickel-Barium-Zündkerzen. Ungeachtet ihrer Giftigkeit finden auch Bariumverbindungen vielfache Anwendung:
- Bariumsulfat wird als "Permanentweiß" für Farben und in der Medizin als Röntgenkontrastmittel verwendet. Es gilt wegen seiner geringen Löslichkeit von nur 10^-5 Mol pro Liter als ungefährlich.
- Bariumcarbonat ist ein wirksames Rattengift. Es wird auch als Rohstoff zur Glasherstellung verwendet.
- Unreines Bariumsulfid phosphoresziert nach Lichteinwirkung.
- Bariumoxid dient zur Herstellung von Spezialgläsern mit hohem Brechungsindex.
- Bariumnitrat und Bariumchlorat werden wegen ihrer brandfördernden Eigenschaften und der grünen Flammenfärbung in der Pyrotechnik benutzt.
- Bariumchlorid wird zum Härten von Stahl und als Indikator verwendet.
- Mit etwa 90 % der Bariumverbindungen werden in der Öl- und Gasindustrie Bohrschlämme hergestellt, die bei Gesteinsbohrungen als Schmiermittel wirken.
- Das Bariummineral Benitoit, ein Barium-Titan-Silikat, ist oft durchscheinend und von blauer Farbe und kann bei guter Qualität als Schmuckstein genutzt werden.
- Bariumperoxid wird zum Zünden von Thermitgemischen beim Thermitverfahren genutzt.

Nachweis

Nasschemische Methoden

- Eine Methode zum Nachweis ist das Umsetzen mit verdünnter Schwefelsäure, woraufhin weißes Bariumsulfat ausfällt. Befindet sich Barium in Gesellschaft von anderen Elementen, die ebenfalls schwerlösliche Sulfate bilden, so kann dieses Verfahren nicht angewendet werden. Trennung und Nachweis erfolgen dann, sofern nur Erdalkalielemente vorhanden sind nach dem Chromat-Sulfat-Verfahren. Im Rahmen dieses Verfahrens wird die Bariumlösung mit Kaliumchromatlösung versetzt und es entsteht ein gelber Niederschlag von Bariumchromat. Sind noch andere Elemente mit schwerlöslichen Sulfaten vorhanden, muss ein geeigneter Trennungsgang durchgeführt werden (siehe Qualitative Analyse).

Instrumentelle Methoden

- Ein zum Nachweis von Barium geeignetes Verfahren ist die Atomspektroskopie. Der Nachweis von Barium und Bariumsalzen erfolgt hierbei über das charakteristische Spektrum. Gebräuchliche Gerätetypen hierzu sind beispielsweise das Flammenatomabsorptionsspektrometer oder das Atomemissionsspektrometer mit induktiv gekoppeltem Hochfrequenzplasma. Es können selbst geringe Spuren von Barium nachgewiesen werden. Wenn kein Spektrometer vorhanden ist kann man unter Umständen auch einfach eine Probe in eine Bunsenbrennerflamme halten, und die grüne Flammenfärbung beobachten. Die Anwendung der Flammenfärbung ist nicht möglich, wenn Elemente mit ähnlichen Flammenfarben anwesend sind.

Toxikologie

Alle wasser- oder säurelöslichen Bariumverbindungen sind giftig. Die maximale Arbeitsplatzkonzentration (MAK-Wert) liegt bei 0,5 mg/m³. Eine Dosis von 1 bis 15 Gramm ist abhängig von der Löslichkeit der jeweiligen Bariumverbindung für einen Erwachsenen tödlich. Das in der Röntgenologie verwendete wasserunlösliche Kontrastmittel Bariumsulfat, das zur Darstellung des Magen-Darm-Trakts beziehungsweise des Schluckakts in der Videokinematographie eingesetzt wird, muss deshalb frei von löslichen Bariumverbindungen sein, das heißt als Reinsubstanz zugeführt werden. Bariumvergiftungen erfolgen meist am Arbeitsplatz oder in der Nähe Barium-verarbeitender Industriezweige. Dabei kann Barium eingeatmet werden oder über das Trinkwasser in den Organismus gelangen. Abgelagert wird Barium in der Muskulatur, den Lungen und den Knochen, in die es ähnlich wie Kalzium, jedoch schneller aufgenommen wird. Seine Halbwertszeit im Knochen wird auf 50 Tage geschätzt. Nachdem Kalzium auch an der Zellmembran der Muskulatur durch Barium ersetzt werden kann, wird - in niedriger Dosierung - deren Durchlässigkeit erhöht und die Muskelkontraktion gesteigert, was zu einer Blutdrucksteigerung und Senkung der Herzfrequenz, aber auch zu Muskelkrämpfen führen kann. Höhere Dosen führen zu Muskelschwäche bis hin zu -lähmung, die auf die Beeinträchtung des Zentralen Nervensystems zurückgeführt wird. Herzrhythmusstörungen (Extrasystolie und Kammerflimmern), Tremor, allgemeines Schwächegefühl, Schwindel, Angst und Atemprobleme können auftreten. Bei akuten wie subakuten Vergiftungen können Störungen des Magen-Darm-Trakts wie Leibschmerzen, Erbrechen und Durchfall auftreten. Viele Symptome werden auch durch den begleitenden Kaliumabfall erklärt. Erste Hilfe kann durch Zugabe von Natriumsulfat- oder Kaliumsulfatlösung erfolgen, wodurch die Bariumionen in schwerlöslichem und damit ungiftigem Bariumsulfat gebunden werden.

Verbindungen und Reaktionen

Einige der wichtigsten Reaktionen des Bariums sind:
- mit Wasserstoff H₂ zu Bariumhydrid: :

Ba\,(s) + H_2\,(g) \rightarrow BaH_2\,(s)

- mit Sauerstoff O₂ zu basischem Bariumoxid: :

2\,Ba\,(s) + O_2\,(g) \rightarrow 2\,BaO\,(s)

- mit Stickstoff N₂ zu Bariumnitrid: :

3\,Ba\,(s) + N_2\,(g) \rightarrow Ba_3N_2\,(s)

- mit Schwefel S₈ zu Bariumsulfid: :

8\,Ba\,(s) + S_8\,(s) \rightarrow 8\,BaS\,(s)

- mit Halogenen X₂ (X = Fluor, Chlor, Brom, Iod) zu Bariumhalogeniden: :

Ba\,(s) + X_2\,(s, l, g) \rightarrow BaX_2\,(s)

- mit Wasser H₂O zu Bariumhydroxid: :

Ba\,(s) + 2\,H_2O\,(l) \rightarrow Ba^\,(aq) + 2\,OH^\,(aq) + H_2\,(g)

- mit Ammoniak NH₃ zu Komplexen, die zu Bariumamid zerfallen: :

Ba\,(s) + 6\,NH_3\,(l) \rightarrow [Ba(NH_3)_6]

[Ba (NH_3)_6] \rightarrow Ba(NH_2)_2 + 4\,NH_3\,(g) + 3\,H_2\,(g)

Obwohl Barium selbst ein Leichtmetall ist, weisen einige Bariumverbindungen eine hohe Dichte auf, wie beispielsweise bei Bariumsulfat bereits aus dem Mineraliennamen "Schwerspat" abzulesen ist. Bariumverbindungen verbrennen mit grüner Flamme. In Verbindungen kommt Barium immer als Ba²⁺ vor.

Wichtige Bariumverbindungen:
- Bariumoxid, Bariumperoxid
- Bariumhydroxid und Barytwasser,
- Bariumsulfat,
- Bariumsulfid,
- Bariumnitrat,
- Bariumcarbonat,
- Bariumchlorat, Bariumperchlorat
- Bariumchlorid,
- Bariumtitanat,
- Bariumchromat.

Barium in der belebten Natur

Pflanzen nehmen Barium aus dem Boden auf und reichern es an. Die höchste Konzentration in einer Nutzpflanze findet sich mit einem Anteil von 1 % entsprechend 10.000 ppm (Millionstel Anteilen) bei der Paranuss. Auf Barium richtiggehend angewiesen sind dagegen die Zieralgen (Desmidiaceae), eine Familie von einzelligen, etwa einen Millimeter großen Grünalgen (Chlorophyta), die in kalten, nährstoffarmen Süßgewässern, insbesondere in Hochmooren vorkommen. In ihren Zellen befinden sich flüssigkeitsgefüllte Hohlräume, in denen sich winzige Bariumsulfatkristalle befinden. Das dazu notwendige Barium wird offenbar selektiv dem Wasser entzogen, selbst bei verschwindend geringen Konzentrationen von nur 1 ppb (Milliardstel Anteil). Auch um Größenordnungen darüber liegende Konzentrationen des leichteren Erdalkalimetalls Kalzium ändern daran nichts. Umgekehrt werden für andere Organismen tödliche Bariumkonzentrationen von bis zu 35 ppm (Millionstel Anteile) toleriert. Die biologische Funktion der Kristalle ist noch unklar, eine Rolle bei der Schwerewahrnehmung wird jedoch vermutet. Dass Barium für die Pflanzen essentiell ist, zeigt sich dadurch, dass sie bei Entzug nicht mehr weiter wachsen. Auch im menschlichen Körper kommt Barium vor, der durchschnittliche Gewebeanteil liegt bei 100 ppb (Milliardstel Anteilen), in Blut und Knochen mit jeweils bis zu 70 ppb etwas niedriger. Mit der Nahrung wird täglich etwa ein Milligramm Barium aufgenommen.

Literatur

- Harry H. Binder, Lexikon der chemischen Elemente. Hirzel, Stuttgart, 1999, ISBN 3-7776-0736-3
- Ekkehard Fluck, Klaus G. Heumann, Periodensystem der Elemente, Tafel. Wiley-VCH, Weinheim, 2002, ISBN 3-527-30716-8
- Erwin Riedel, Anorganische Chemie. de Gruyter, Berlin, 2002, ISBN 3-11-017439-1
- A. F. Holleman, Egon Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie. de Gruyter, Berlin, 1995, ISBN 3-11-012641-9
- Morton, W.: Lancet 1956/I, 738, Bericht über eine Massenvergiftung von 84 Personen durch Bariumcarbonat

Weblinks

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ba/index.html WebElements.com - Barium]
- [http://www1.physik.tu-muenchen.de/~gammel/matpack/html/Nuclear/Nuclids/nuclids6.html Isotope]
- [http://www.cancerhelp.org.uk/help/default.asp?page=1541 Information on barium meal]
- [http://www.seilnacht.tuttlingen.com/Lexikon/56Barium.htm Deutschsprachige Informationen zum Barium auf der Homepage von Thomas Seilnacht]
- [http://www.pniok.de/ba.htm Abbildung in der Elementansammlung von Heinrich Pniok auf www.Pniok.de] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Erdalkalimetall Kategorie:Periode-6-Element ja:バリウム ko:바륨 th:แบเรียม

Strontium

Strontium ist ein chemisches Element; sein Symbol ist Sr, seine Kernladungszahl ist 38. Wie alle Erdalkalimetalle ist auch Strontium an der Luft sehr reaktionsfreudig, und oxidiert schnell. Unter Schutzgas zeigt sich Strontium als ein weiches, weißlich-silbriges Metall. Das radioaktive Isotop Sr-90 wurde durch Atomwaffenversuche und durch die Katastrophe von Tschernobyl in der Biosphäre verbreitet, und ist dort aufgrund seiner Halbwertszeit von 28 Jahren immer noch nachweisbar.

Geschichte

Adair Crawford erkannte 1790, dass das Mineral Strontianit, benannt nach der schottischen Stadt Strontian, von anderen Mineralen zu unterscheiden sei. Klaproth und Hope wiesen Strontium selbst im Jahre 1798 nach; metallisches Strontium wurde zuerst von Sir Humphry Davy im Jahre 1808 mittels Elektrolyse hergestellt.

Vorkommen

Strontium ist in der Natur verbreitet, in der Hauptsache als Sulfate (Coelestin ist SrSO₄) und als Carbonat (Strontianit ist SrCO₃). Der bergmännische Abbau erfolgt in der Regel bei Coelestin, da die Vorkommen oft ausgedehnter sind. Strontianit wäre geeigneter, da Strontium oft als Carbonat Einsatz findet. Die wichtigsten Vorkommen liegen in England.

Eigenschaften

Aufgrund seiner Reaktionsfreudigkeit kommt Strontium in der Natur nur in Verbindung mit anderen chemischen Elementen vor. (Strontianit, Coelestin). Das reine Metall ist weicher als Kalzium, und in Wasser auch reaktiver als selbiges; dabei entsteht Strontiumhydroxid und Wasserstoffgas. Strontiumpulver entflammt spontan in Luft.

Verwendung

Strontium wird vorwiegend als Leuchtstoff in Fernsehschirmen eingesetzt. Daneben wird es zur Herstellung von Ferritmagneten benutzt. Strontiumtitanat besitzt einen sehr hohen Brechungsindex. Daher findet es sich in optischen Geräten. Strontiumsalze werden im Feuerwerk eingesetzt, um rote Farbwirkungen zu erzielen. Neuere medizinische Untersuchungen belegen, dass Strontium-Ranelat zur Behandlung von Osteoporose geeignet ist. Das neue Medikament senkt das Risiko, eine Fraktur zu erleiden.

Isotope

Strontium hat vier stabile, natürlich vorkommende Isotope: Sr-84 (0,56 %), Sr-86 (9,86 %), Sr-87 (7,0 %) und Sr-88 (82,58 %). Sr-87 ist ein Zerfallsprodult von Rubidium-87, das eine Halbwertszeit von 48,8 Millionen Jahren hat. Daher kann man das Alter mancher Gesteine mit Hilfe ihrer Strontiumisotopenverhältnisse bestimmen. Gesteine, die viel Kalzium enthalten, sind für derartige Altersbestimmungen geeignet, da Strontium aufgrund seines ähnlichen Atomradius und Bindungsstruktur im Kristallgefüge Kalzium ersetzen kann. Daneben kennt man 16 instabile Isotope, deren bekanntestes und wichtigstes Sr-90 mit einer Halbwertszeit von 29 Jahren ist. Es ist eines der energiereichsten, langlebigen Isotope, die Betastrahlung aussenden. Daher wird es in Isotopenbatterien verwendet.

Vorsichtsmaßnahmen

Aufgrund seiner Reaktivität gilt reines Strontium als feuergefährlich. Der Menschliche Körper unterscheidet kaum zwischen Kalzium und Strontium. (Kalzium ist ein wichtiger Bestandteil, unter anderem der Knochen.) Die geringen Mengen natürlich vorkommenden Strontiums schaden dem Organismus nicht, aber das radioaktive Strontium-90 Isotop ist aufgrund seiner Anreicherung und seiner langen biologischen Halbwertszeit gefährlich. Mögliche Folgen sind Knochenerkrankungen und auch Knochenkrebs.

Weblinks

- [http://www.pniok.de/ Abbildung in der Elementansammlung von Heinrich Pniok auf www.Pniok.de]
- [http://www.zdf.de/ZDFde/inhalt/13/0,1872,2117997,00.html Achtloser Umgang mit radioaktivem Material] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Erdalkalimetall Kategorie:Periode-5-Element ja:ストロンチウム nb:Strontium

Natrium

Natrium (von ägypt. netjer = Natron aus arab. natrun = Natron, da Natrium den Hauptbestandteil von Natron bildet, veraltete und englisch-französische Bezeichnung Sodium), chem. Symbol Na, ist ein chemisches Element. Es gehört zur 1. Hauptgruppe des Periodensystems und hat die Ordnungszahl 11. Natrium ist ein weiches, wachsartiges, silberglänzendes, hochreaktives Alkalimetall, das eine hohe Strom- und Wärmeleitfähigkeit besitzt.

Geschichte

Natriumverbindungen sind seit langem bekannt. Die Herstellung des Elements gelang als erstem Sir Humphry Davy im Jahre 1807 durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumhydroxid unter Verwendung von Voltaschen Säulen als Stromquelle.

Gewinnung und Darstellung

Die großtechnische Herstellung von Natrium erfolgt heute durch Schmelzflusselektrolyse von trockenem Natriumchlorid in einer Downs-Zelle. Zur Schmelzpunkterniedrigung wird ein Salzgemisch aus Calcium- (46 %), Natrium- (28 %) und Bariumchlorid (26 %) eingesetzt. Die zylindrische Elektrolysezelle besteht aus einer mittigen Graphitanode, über der das entstehende Chlorgas abgezogen wird. Oberhalb der kleeblattförmig um die Graphitanode angeordneten Stahlblechkathoden wird das flüssige Natrium abgezogen und nach einer Zwischenlagerung einem Reinigungsprozess zugeführt.
Anodenvorgang:

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Kathodenvorgang:

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Gesamtvorgang bei der Elektrolyse:

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Seit Einführung der Chlor-Alkali-Schmelzfluss-Elektrolyse hat sich der Preis für Natrium drastisch verringert. Heute ist Natrium volumenbezogen das preiswerteste Metall überhaupt.

Vorkommen

Natrium ist ein auch im Weltall relativ häufig vorkommendes Element. Im ausgestrahlten Licht vieler Himmelskörper, auch dem der Sonne, können die gelben Spektrallinien der D-Serie gut nachgewiesen werden. In der Erdkruste ist Natrium das sechsthäufigste Element. Es kommt aber nicht elementar vor. Wichtige Natriumdepots sind die Ozeane mit 10 bis 11g Na⁺ pro l Meerwasser, sowie Salzlager und Mineralvorkommen. Wichtige natürlich vorkommende Minerale sind:
- Steinsalz (Halit) - NaCl
- Natronsalpeter (Chilesalpeter) - NaNO₃
- Kryolith (Eisstein) - Na₃[AlF₆]
- Natronfeldspat (Albit) - Na[AlSi₃O₈]

Eigenschaften

Natronfeldspat Analog den anderen Alkalimetallen reagiert Natrium mit anderen Elementen und Verbindungen sehr heftig und kommt in der natürlichen Umwelt nur in gebundener Form vor. Natrium reagiert heftig mit Wasser und seinen Derivaten unter Bildung von Natriumhydroxid und Freisetzung von Wasserstoff. Da das Natriumstück unkontrolliert zerplatzen kann, ist Vorsicht bei einem Experiment ratsam. Als Alternative bietet sich der Versuch mit Lithium an. mit Wasser:

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allgemein:

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Durch die hohe Reaktionswärme schmilzt es auf. Bei feiner Verteilung des Natriums (große Reaktionsoberfläche) kann es sich entzünden. Wegen des frei gesetzten Wasserstoffs kann es bei Luftzutritt zu Verpuffungen oder Explosionen kommen. Kommt Natrium mit chlorierten Verbindungen wie Dichlormethan, Chloroform, Tetrachlormethan in Kontakt, kommt es unter Bildung von NaCl zu einer schnellen und exothermen Reaktion. In Luft entzündet es sich in der Regel erst bei einer Temperatur oberhalb von 388 Kelvin (115 °C). Die dann einsetzende Verbrennung unter einer intensiv gelbgefärbten Flamme führt zum Natriumperoxid Na₂O₂ und nicht zum einfachen Oxid Na₂O. In getrocknetem Sauerstoff ist Natrium dagegen relativ beständig und kann sogar ohne Selbstentzündung geschmolzen werden. Sauerstoff Kleinere Mengen Natrium werden unter Petroleum aufbewahrt. Für größere Mengen gibt es integrierte Handhabungssysteme mit Schutzgasatmosphäre. Natriumbrände lassen sich mit Natriumcarbonat, Kochsalz oder trockenem Zement löschen.

Physiologie

Na⁺-Ionen spielen eine wichtige Rolle bei der Regulierung des Wasserhaushaltes von Lebewesen (Regulierung durch osmotischen Druck), sowie bei der Übertragung von Nervenimpulsen. Die Aufnahme von Na⁺ als Mineralstoff ist für Lebewesen daher essentiell. Mit Speisesalz (NaCl) nehmen Menschen täglich Natrium auf. Dabei entspechen 5 Gramm Kochsalz etwa 2 Gramm reinem Natrium. Dies entspricht auch der täglich benötigten Menge eines erwachsenen Menschen. Mit der heutigen Nahrung wird jedoch mehr Kochsalz, als erforderlich, aufgenommen. Gefäßverkalkung, Durchblutungsstörungen, Bluthochdruck, Wassersucht, Herzinfarkt und Schlaganfall sind mit die Ursache für übermäßigen Salzgenuss. Für den Abbau von überschüssigem Natrium entzieht der Organismus dem Körper die wichtigen Mineralien Magnesium und Calcium.

Verwendung

Metallisches Natrium ist eine essentielle Komponente bei der Herstellung von Estern und organischen Verbindungen. Anwendungen :
- Gefügeverbesserung von Werkstoffen, beispielsweise zur Desoxidation und Kornfeinung in Aluminium-Siliziumlegierungen
- Herstellung von Titan, Niob und Tantal: Reduzierung der Oxide und Halogenide.
- Trocknen von halogenfreien Lösemitteln
- NaK, ein Werkstoff aus Natrium und Kalium zur Wärmeübertragung
- zur "Kühlung" von Ventilen in Hochleistungsmotoren. Hier sorgt das in den Ventilen eingeschlossene flüssige Natrium aufgrund seiner hohen Wärmekapazität für eine schnelle Abführung der Wärme von den Ventilsitzen in den Ventilschaft.
- zur Kühlung im Primär- und Sekundärkreislauf von Kernkraftwerken mit Brutreaktoren
- Natrium-Dampf-Lampen zählen zu den effektivsten Lichtquellen. Natrium beziehungsweise Na⁺-Kationen werden in vielen weiteren Anwendungen eingesetzt. Als Rohstoff werden dort aber Natriumverbindungen eingesetzt.

Technisch wichtige Verbindungen

Natrium-Dampf-Lampen
- Natriumamid
- Natriumazid
- Natriumborhydrid
- Natriumcarbonat
- Natriumchlorat
- Natriumchlorid
- Natriumcyanid
- Natriumfluorid
- Natriumfluorophosphat
- Natriumhydrid
- Natriumhydrogencarbonat
- Natriumhydrogenfluorid
- Natriumhydroxid
- Natriumhypochlorit
- Natriumnitrat
- Natriumperoxid
- Natriumpersulfat
- Natriumsulfat
- Natriumsulfid
- Natriumsulfit
- Natriumthiosulfat
- Trinatriumcitrat

Weblinks

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Na/index.html WebElements.com - Sodium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Na.html EnvironmentalChemistry.com - Sodium] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Alkalimetall Kategorie:Periode-3-Element ja:ナトリウム ko:나트륨 simple:Sodium th:โซเดียม

Kalium

Kalium, (von Kali aus arab. al qalja = Pflanzenasche) ist ein chemisches Element der 1. Hauptgruppe des Periodensystems mit der Ordnungszahl 19.

Geschichte

Am 19. November 1807 berichtete Davy, es sei ihm gelungen, durch Elektrolyse von schwach angefeuchteten Ätzalkalien zwei verschiedene Metalle zu gewinnen; das eine Metall nannte er Sodium (dies ist noch heute die französische und englische Bezeichnung für Natrium), weil es in Soda enthalten ist, das andere Potassium (= englische und französische Bezeichnung für Kalium), weil man es aus Pottasche gewinnen kann. Im deutschen Sprachgebiet wird das Sodium Davys seit 1811 nach einem Vorschlag von Berzelius als Natrium bezeichnet, während man für das Potassium Davys den von Klaproth 1796 eingeführten Ausdruck Kalium (von arab.: al-qali = Asche, aus Pflanzenasche gewinnbar) übernahm.

Vorkommen

Kalium kommt in der Natur nur als Kation in Kaliumverbindungen vor. Im Meerwasser liegt die durchschnittliche Konzentration bei etwa 0,38 gK⁺/l. Natürlich vorkommende kaliumhaltige Minerale sind:
- Sylvin - KCl

- Sylvinit - KCl
- NaCl

- Carnalit - KCl
- MgCl₂
- 6 H₂O

- Kainit - KCl
- MgSO₄
- 3 H₂O

- Schönit - K₂SO₄
- MgSO₄
- 6 H₂O

- Polyhalit - K₂SO₄
- MgSO₄
- MgSO₄
- 2 CaSO₄

- Orthoklas (Kalifeldspat) - K[AlSi₃O₈]

Eigenschaften

Mineral Analog den anderen Alkalimetallen reagiert Kalium mit anderen Elementen und Verbindungen sehr heftig und kommt in der natürlichen Umwelt nur in gebundener Form vor. Chemisch ist es reaktionsfähiger als Natrium. Kalium reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Kaliumhydroxid und Freisetzung von Wasserstoff. Bei Luftzutritt entzündet sich der Wasserstoff, es kann dabei zu Verpuffungen und Explosionen kommen. In trockenem Sauerstoff verbrennt es unter violetter Flamme zu Kaliumhyperoxid KO₂. An feuchter Luft reagiert es mit Wasser und Kohlenstoffdioxid weiter zu Kaliumcarbonat. In flüssigem Ammoniak ist Kalium, wie alle Alkalimetalle, unter Bildung einer blauvioletten Lösung gut löslich. Mit den Halogenen Brom und Iod setzt sich Kalium unter Detonation zu den entsprechenden Halogeniden um. Die Entsorgung von Kalium geschieht durch vorsichtiges Einbringen kleiner Stücke des Metalls in einem großen Überschuss an tert-Butanol, in dem es sich unter Bildung des Alkoholats auflöst. An der Luft überzieht sich die silberweiß glänzende Schnittfläche des frischen Metalls innerhalb von Sekunden mit einer bläulich schimmernden Oxidschicht. Metallisches Kalium wird deshalb unter Schutzgas oder Paraffinöl aufbewahrt. Im Gegensatz zu Natrium kann Kalium bei längerer Lagerung dennoch Krusten aus Oxiden, Peroxiden und Hydroxiden bilden, die das Metall in Form rötlich-gelber Schichten überziehen und die bei Berührung oder Druck explodieren können. Eine sichere Entsorgung ist dann nicht mehr möglich, hier bietet sich nur noch der Abbrand des kompletten Gebindes unter kontrollierten Bedingungen an. Kalium besteht zu 0,012% aus dem radioktiven Isotop K40 welches einen wesentlichen Beitrag zur natürlichen Radioaktivität liefert.

Verwendung

Kalium wird hauptsächlich in schnellen Brütern in Form einer Na-K-Legierung als Kühlflüssigkeit eingesetzt. Ansonsten hat metallisches Kalium nur geringe technische Bedeutung, da es durch das billigere Natrium ersetzt werden kann.
- Dotierung von Wolframdrähten zur Herstellung von Glühlampenwendeln
- NaK Wärmelegierung (Siehe Natrium)
- Kaliumluftfilter ( Kalipatronen ) u.a. auf U-Booten zur Luftfilterung im Einsatz

Biologische Bedeutung

Wasserlösliche Kaliumsalze werden überwiegend als Düngemittel verwendet, da Pflanzen die im Boden vorkommenden Kaliumsilicate schlecht aufschließen können. Wichtige kaliumhaltige Düngemittel:
- Kornkali mit MgO
- Patentkali
- Kaliumsulfat
- Nitrophoska
- Hakaphos Kalium ist ein essentieller Mineralstoff, der tägliche Bedarf des Menschen liegt bei ungefähr 2.000 mg. Kaliumreiche Lebensmittel sind u.a. Pilze, Bananen, Bohnen, Käse, Spinat und Kartoffeln, in denen es mit bis zu 5g Kalium/100 g Lebensmittel vorkommt. Im Körper spielt Kalium eine herausragende Rolle bei der Regulation des Membranpotentials. Die intrazelluläre Kaliumkonzentration liegt bei ungefähr 150 mmol/l, extrazellulär finden sich 4 mmol/l. Die Konzentration an Natrium liegt intrazellulär bei ca. 10 mmol/l, extrazellulär bei 140 mmol/l. Diese Konzentrationsunterschiede werden durch die Na/K-ATPase aufrecht erhalten und sind für die Funktion der Zelle lebenswichtig. Ein dauerhaftes Verschieben dieser zellulären Konzentrationen kann bei erhöhter (Hyperkaliämie) oder erniedrigter (Hypokaliämie) Blutkaliumkonzentration auftreten und führt zu Krankheitssymptomen, die lebensbedrohend sein können. Die in den USA zu Hinrichtungen verwendete Giftspritze enthält Kaliumchlorid, das zu einer Lähmung der Herzmuskulatur und damit zum Tode führt. Kalium gehört zu den wichtigsten Elektrolyten der Körperflüssigkeit und ist für die Steuerung der Muskeltätigkeit mit verantwortlich. Bei Hochleitungssportler kann es durch übermäßiges Ausschwitzen von Kalium, zu Krämpfe und Erschöpfunszustände kommen.

Nachweis von Kalium

Neben dem spektroskopischen Nachweis kann man in Wasser gelöste Kalium-Ionen mit ionenspezifischen Elektroden nachweisen. Die meisten Kaliumelektroden nutzen die spezifische Komplexierung von Kalium durch Valinomycin C₅₄H₉₀N₆O₁₈, welches in einer Konzentration von etwa 0,7 % in eine Kunststoffmembran eingebettet ist.

Verbindungen

In seinen Verbindungen kommt Kalium nur als 1-wertiges Kation vor:
- Kaliumbromid
- Kaliumcarbonat (Pottasche)
- Kaliumchlorat
- Kaliumchlorid
- Kaliumchromat
- Kaliumcyanid
- Kaliumdichromat
- Kaliumfluorid
- Kaliumhydrid
- Kaliumhydroxid
- Kaliumhyperoxid
- Kaliumiodat
- Kalium-Natrium-Tartrat (Seignette-Salz)
- Kaliumnitrat
- Kaliumpermanganat
- Kaliumpolysulfid
- Kaliumsulfat
- Kaliumthiocyanat
- Kaliumhexacyanoferrat(III)

Weblinks

- [http://www.vitaminwelten.com/index.php?id=88 Vitaminwelten GmbH Vitalstoff-Bibliothek: Kalium]
- [http://userpage.chemie.fu-berlin.de/~tlehmann/sonderab/kalium.html Entsorgung von Kalium]
- http://www.m-ww.de/gesund_leben/ernaehrung/mineral_spuren/kalium.html Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Alkalimetall Kategorie:Periode-4-Element ja:カリウム ko:칼륨 simple:Potassium th:โพแทสเซียม

Calcium

Kalzium (auch Calcium) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Ca und der Ordnungszahl 20.
Das glänzende silberweiße, im hochreinen Zustand auch goldgelbe Metall begegnet uns in der Umwelt als Bestandteil von Kalk, Marmor, Kreide und anderen Mineralien.

Geschichte

Die Elementbezeichnug leitet sich von dem lateinischen calx ab. So bezeichneten die Römer Kalkstein, Kreide und daraus hergestellten Mörtel.
Metallisches Kalzium gewann 1808 Sir Humphry Davy durch Abdampfen des Quecksilbers aus elektrolytisch gewonnenen Kalziumamalgam.

Vorkommen

Kalzium ist das fünft-häufigste Element der Erdkruste. Aufgrund seiner chemischen Reaktivität kommt es natürlich nur chemisch gebunden vor. Als essentieller Bestandteil der belebten Materie ist es am Aufbau von Blättern, Knochen, Zähnen und Muscheln beteiligt. Neben K⁺, Na⁺ spielt Ca²⁺ eine wichtige Rolle bei der Reizübertragung in Nervenzellen. Aber auch in anderen Zellen spielen Kalzium-Ionen eine wichtige Rolle bei der Signaltransduktion.
Kalziumhaltige Minerale wie Kalkstein und Gips sind vielfältig vorhanden. Die Herstellung des Metalls erfolgt unter Vakuum durch Reduktion von gebranntem Kalk mit Aluminiumpulver in der Hitze (Pidgeon Prozess). Weitere Reinigung erfolgt durch Destillation.

Eigenschaften

Kalzium ist weicher als Blei und lässt sich mit einem Messer schneiden. In trockener Luft läuft es schnell an. In Wasser reagiert es heftig unter Bildung von Kalziumhydroxid und Wasserstoff. In Luft verbrennt es zu Kalziumoxid und Kalziumnitrid. Fein verteiltes Kalzium ist selbstentzündlich. Kalzium gehört zu den Erdalkalimetallen und liegt in chemischen Verbindungen meist in der Oxidationszahl +2 vor. Kalzium-Ionen sind doppelt positiv geladen.

Verwendung

Metallisches Kalzium dient als Reduktionsmittel in der Metallurgie zur Herstellung von Metallen wie Thorium, Vanadium, Zirkonium, Yttrium und anderen Metallen der seltenen Erden, als Reduktionsmittel in der Stahl- und Aluminiumherstellung, als Legierungszusatz in Aluminium-, Beryllium-, Kupfer-, Blei- und Magnesiumlegierungen. Ausgangsstoff zur Herstellung von Kalziumhydrid. Die technische Nutzung des Kalziums erfolgt überwiegend in gebundener Form. Kalkstein ist einer der wichtigsten Rohstoffe der Industrie :
- Verschlackungsmittel in der Stahlherstellung. Der Verbrauch liegt bei 0,5 Tonnen Kalkstein pro Tonne Stahl
- Ausgangsstoff zur Herstellung von gebranntem Kalk
- Kreide als Füllstoffe für Kunststoffe, zum Beispiel PVC. Ziel ist die Verbesserung der Steifigkeit und Schlagzähigkeit, sowie eine Verringerung der Schrumpfung. Die ebenfalls stark erhöhte thermische Leitfähigkeit erlaubt höhere Arbeitstakte beim Extrudieren.
- Feinkörniges Kalziumcarbonat dient als Füllstoff von hochwertigem, holzfreiem Papier Kalziumsulfat (Gips) wird als Baustoff verwendet Kalziumcarbid dient als Ausgangsstoff für chemische Synthesen und zur Herstellung von Kalkstickstoff-Dünger Kalziumchlorid dient als Tau- und Trocknungsmittel sowie als Beton-Abbindebeschleuniger

Ernährung und Funktion im menschlichen Organismus

Kalzium ist ein Mengenelement, das im Körper in Konzentrationen von mehr als 50 mg pro kg Körpergewicht vorliegt. Funktionen: Mit einem Körperbestand von 1-1,1 kg ist Kalzium der mengenmäßig am stärksten vertretene Mineralstoff im menschlichen Organismus. 99 % des im Körper vorkommenden Kalziums befinden sich in Knochen und Zähnen - Kalzium verleiht ihnen Stabilität und Festigkeit. Gleichzeitig dienen die Knochen als Speicher für Kalzium - bei Kalziummangel kann ein Teil davon aus den Knochen gelöst und für andere Aufgaben zur Verfügung gestellt werden. Die Knochenentkalkung, Osteoporose, kommt vor allem bei älteren Menschen vor. Kalzium ist an der Blutgerinnung, an der Erregung von Muskeln und Nerven sowie an der Aktivierung einiger Enzyme und Hormone beteiligt. So führt erst der Einstrom von Kalzium-Ionen zu einer Kontraktion der Muskulatur. Im Blut muss ständig eine Konzentration von 2,1-2,6 mmol/l Kalzium gegeben sein. Sie wird durch die Hormone Kalzitonin und Parathormon reguliert. Risikogruppen für eine unzureichende Kalziumzufuhr sind junge Frauen, Schwangere, Stillende und Senioren. Die empfohlene Tageszufuhr für Erwachsene liegt bei 1000 mg. Voraussetzung dafür, dass Kalzium in größeren Mengen vom Körper aufgenommen werden kann, ist eine ausreichende Versorgung mit Vitamin D. Durch die gleichzeitige Zufuhr von Oxalsäure, Phytinsäure und Ballaststoffen wird die Kalziumaufnahme verringert. Ausgeschieden wird Kalzium über den Harn und über den Stuhl, wobei unter anderem eine hohe Zufuhr von Eiweiß, Speisesalz, Kaffee oder Alkohol die Kalziumausscheidung erhöht.

Kalzium: empfohlene tägliche Zufuhr
Alter Zufuhr (mg)

Säuglinge
0 bis unter 4 Monate 220
4 bis unter 12 Monate 400

Kinder
1 bis unter 4 Jahre 600
4 bis unter 7 Jahre 700
7 bis unter 10 Jahre 900
10 bis unter 13 Jahre  1100

Jugendliche und Erwachsene
13 bis unter 19 Jahre  1200
ab 19 Jahre        1000

Lebensmittel (pro 100 g verzehrbaren Anteil) Kalzium (mg)
- Käse
- Appenzeller, 50 % Fett i. Tr. 800
- [Bavariablu], 70 % Fett i. Tr. 360
- Bergkäse, 45 % Fett i. Tr. 1100
- Brie, 50 % Fett i. Tr. 400
- Butterkäse, 30 % Fett i. Tr. 800
- Butterkäse, 60 % Fett i. Tr. 600
- Edamer, 30 % Fett i. Tr. 800
- Emmentaler, 45 % Fett i. Tr. 1100
- Gouda, 40 % Fett i. Tr. 800
- Gouda, 48 % Fett i. Tr. 751
- Mozzarella 450
- Parmesan, 32 % Fett i. Tr. 1180
- Romadur, 20 % Fett i. Tr. 448
- Schmelzkäse, 45 % Fett i. Tr. 547
- Tilsiter, 30 % Fett i. Tr. 851
- Tilsiter, 45 % Fett i. Tr. 858
- Ziegenweichkäse, 45 % Fett i. Tr. 430
- Greyerzer, 45 % Fett i. Tr. 1000
- Leerdamer, 45 % Fett i. Tr. 751
- Limburger, 20 % Fett i. Tr. 510
- Limburger, 40 % Fett i. Tr. 534
- andere Milchprodukte
- Buttermilch 109
- Dickmilch, 3,5 % Fett 120
- H-Milch, fettarm, 1,5 % Fett 123
- Joghurt, fettarm, 1,5 % Fett 123
- Joghurt, 3,5 % Fett 120
- Kefir, 3,5 % Fett 120
- Gemüse
- Bleichsellerie 80
- Brennessel 357
- Grünkohl 212
- Brokkoli 105
- Brunnenkresse 180
- Löwenzahn 158
- Spinat 126
- Samen
- Haselnüsse 225
- Mohnsaat 2475
- Sesam 783

Verbindungen

- Apatit
- Kalziumacetat
- Kalziumcarbid
- Kalziumfluorid
- Kalziumglukonat (parentales Kalzium)
- Kalziumhydroxid, gelöschter Kalk
- Kalziumkarbonat, Kalkstein, Marmor
- Kalziumnitrat
- Kalziumoxid, gebrannter Kalk
- Kalziumphosphat
- Kalziumsilikat
- Kalziumsulfat, Gips

Siehe auch

- Kalziumkanal
- Kalziumkanalblocker

Weblinks

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ca/index.html WebElements.com - Kalzium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ca.html EnvironmentalChemistry.com - Kalzium]
- [http://www.pniok.de/ca.htm Abbildung in der Elementansammlung von Heinrich Pniok auf www.Pniok.de] Kategorie:Erdalkalimetall Kategorie:Periode-4-Element Kategorie:Nahrungsergänzung ja:カルシウム ko:칼슘 simple:Calcium th:แคลเซียม