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Essigsäure

Essigsäure

Essigsäure, nach IUPAC auch Ethansäure genannt, ist eine farblose, ätzend wirkende, typisch nach Essig riechende Flüssigkeit. Sie gehört zur Stoffklasse der Monocarbonsäuren, da ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften durch die saure Carboxylgruppe geprägt werden. Ihre Formel lautet CH3COOH. Als Lebensmittelzusatzstoff hat sie die Bezeichnung E 260.

Eigenschaften


- Reine (über 99%ige) Essigsäure erstarrt schon unterhalb einer Schmelztemperatur von 16,2 °C. Daher wird reine Essigsäure auch als Eisessig bezeichnet.
- Eisessig ist in jedem Verhältnis mit Wasser mischbar. Wässrige Lösungen der Essigsäure werden kurz Essig genannt. Beim Lösen der Essigsäure in Wasser dissoziiert etwa jedes Hundertste Essigsäure-Molekül unter Bildung eines Acetat-Ions. Das abgespaltene Proton wird auf ein Wasser-Molekül übertragen. Die dabei gebildeten Hydronium-Ionen verursachen die sauren Eigenschaften der Essigsäure-Lösungen.
- Der pKs-Wert für Essigsäure beträgt 4,76.
- Essigsäure besitzt mit 118 °C eine relativ hohe Siedetemperatur gegenüber polaren Stoffen mit vergleichbarer molarer Masse (beispielsweise 1-Propanol: Sdt. 97 °C). Ursache dafür ist die Fähigkeit der Essigsäure-Moleküle, über ihre Carboxylgruppen zwei "gegenseitige" Wasserstoffbrückenbindungen auszubilden, so dass "Dimere" aus zwei Essigsäure-Molekülen entstehen, die sich wie ein Molekül doppelter molarer Masse verhalten. Daher wird für die Überleitung dieser Dimere in die Gasphase ein höherer Energiebetrag erforderlich, erkennbar an der "erhöhten" Siedetemperatur.
- Die Dichte von Eisessig beträgt 1,049 g/ml bei 25°C.

Chemische Reaktionen


- Essigsäure verbrennt an der Luft vollständig zu Wasser und Kohlenstoffdioxid.
- Unedle Metalle wie Magnesium, Calcium und Zink und auch Eisen lösen sich in verdünnter Essigsäure unter Bildung der löslichen Acetate und Freisetzung von Wasserstoff.
- Essigsäure reagiert mit Ethanol unter der katalytischen Wirkung von konzentrierter Schwefelsäure zu Essigsäureethylester, einem viel verwendeten Lösemittel.
- Salicylsäure lässt sich ebenfalls mit Essigsäure verestern. Dabei entsteht Acetylsalicylsäure, der Wirkstoff von Aspirin.
- Mit Kupfer reagiert die Essigsäure zu Kupferacetat, einem grünen, gesundheitschädlichem Salz. Eher bekannt ist es unter dem Namen Grünspan.
- Die Essigsäure durchdringt die Zellwand der Mikroorganismen und verändert die Eiweiße der Zelle (Denaturierung).
- Bei einem pH-Wert von 3 (stark saures Milieu) hat die Essigsäure eine 10-100-fach stärkere antimikrobielle Wirkung als andere Säuren. Grund dafür ist ihre hohe Fettlöslichkeit.

Vorkommen und Herstellung

Klassische biologische Herstellung

Die klassische Herstellung von Essigsäure ist die Fermentation. Acetobacter-Bakterien wandeln das durch andere Gärungsprozesse entstandene Ethanol (Alkohol) in Essigsäure um (Gärungsessig). Ausgangsprodukte können Wein, Bier oder Malz sein. Haushaltsessig ist eine Mischung aus verdünntem synthetischen Essig und Gärungsessig und enthält 5% Essigsäure. Essigessenz ist eine 25%ige Essigsäurelösung in Wasser, riecht stark stechend und darf nicht unverdünnt in Speisen verwendet werden.

Großtechnische chemische Herstellung

Die bedeutendste industrielle Herstellmethode für Essigsäure ist die katalytische Umsetzung von Methanol mit Kohlenmonoxid unter Druck: Bild:Essigsäure_Herstellung.png Daneben kann Essigsäure auch synthetisch durch Oxidation von Acetaldehyd mit Luft oder Sauerstoff oder durch partielle Oxidation anderer Kohlenwasserstoffe hergestellt werden.

Verwendung

Essigsäure und ihre Salze Kaliumacetat (E 261), Natriumacetat (E 262) und Calciumacetat (E 263) werden als Konservierungsmittel und als Säuerungsmittel bei Obst und Gemüse in Dosen und Gläsern (0,5-3 % Essigsäure), bei Fisch in allen Variationen (Konserven, verschiedenste Marinaden), Feinkostsalaten, Majonäsen, Salatsoßen (zusammen mit Sorbinsäure (E 200) oder Benzoesäure (E 210) und beim Einlegen und Abwaschen von frischem Fleisch verwendet. Die Essigsäure hat eine große Bedeutung als Geschmacksstoff. Sie verändert Eiweiße, dabei bilden sich angenehme Aromen. Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Alkansäure Kategorie:Carbonsäure ja:酢酸 ko:아세트산

IUPAC

Die International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC; deutsch: „Internationale Union für reine und angewandte Chemie“) wurde im Jahr 1919 von Chemikern aus der Industrie und von den Universitäten gegründet. Ziel war es die weltweite Kommunikation der Chemiker untereinander zu ermöglichen und zu fördern. Die IUPAC ist seit langem als die bestimmende Institution anerkannt, wenn es sich um verbindliche Empfehlungen zu Nomenklatur, Symbolen, Terminologie, standardisierten Messmethoden, Werte für molare Massen der chemischen Elemente in natürlicher Isotopengemisch-Zusammensetzung und viele andere Themen in Bereichen der Chemie handelt. Die IUPAC gibt die Zeitschrift "Pure and Applied Chemistry" heraus. Chemiker auf der ganzen Welt engagieren sich ehrenamtlich im Rahmen von Projekten für die IUPAC, die sich in die folgenden acht Abteilungen gliedern:
- Physikalische und biophysikalische Chemie
- Anorganische Chemie
- Organische und biomolekulare Chemie
- Makromolekulare Chemie
- Analytische Chemie
- Chemie und Umwelt
- Chemie und Gesundheit
- Chemische Nomenklatur und Strukturdarstellung

Entstehung

Unter den Chemikern bestand bereits lange vor Gründung der IUPAC der Wunsch die internationale Zusammenarbeit zu fördern. So gab es schon eine Vorläufer-Organisation, die International Association of Chemical Societies (IACS), die sich 1911 in Paris traf und sich u.a. bereits um Fragen der Nomenklatur und der Standardisierung in der Chemie kümmern sollte. Versuche die chemische Nomenklatur zu standardisieren begannen allerdings schon 1860, als August von Kekulé die ersten internationalen Treffen organisierte, die schliesslich 1892 zur sog. Genfer Nomenklatur für organisch chemische Verbindungen führten.

Weblinks


- [http://www.iupac.org/ Homepage der IUPAC (englisch)]
- [http://www.chem.qmw.ac.uk/iupac/ IUPAC Nomenklatur Homepage (englisch)]
- [http://www.acdlabs.com/iupac/nomenclature/ IUPAC Nomenklatur der organischen Chemie (englisch)] Kategorie:Wissenschaftliche Gesellschaft Kategorie:Chemie ja:国際純正・応用化学連合

Carboxylgruppe

Die Carboxylgruppe (auch Carboxygruppe) ist die charakteristische funktionelle Gruppe der Carbonsäuren. Sie hat die Formel -COOH. An das Kohlenstoff-Atom der Carboxylgruppe ist über eine Doppelbindung ein Sauerstoff-Atom und über eine Einfachbindung eine Hydroxylgruppe gebunden. Da das Sauerstoff-Atom auf Grund seiner starken Elektronegativität einen elektronenziehenden Effekt (-I-Effekt) auf das Kohlenstoff-Atom ausübt, wird das Kohlenstoff-Atom positiv polarisiert, es erhält eine positive Partialladung. Der partielle Elektronenmangel am C-Atom bewirkt, dass die polare Atombindung zwischen dem Sauerstoff- und dem Wasserstoff-Atom der Hydroxylgruppe noch stärker polarisiert wird, so dass das positiv polarisierte Wasserstoff-Atom in wässriger Lösung leicht als Proton auf ein Wasser-Molekül unter Bildung eines Oxonium-Ions übertragen werden kann. Das Proton der Carboxylgruppe kann somit leichter abgespalten werden, als das Proton einer Hydroxylgruppe. Zudem ist die entstehende, negativ geladene Carboxylatgruppe resonanzstabilisiert, da die negative Ladung über das C-Atom und die zwei O-Atome delokalisiert ist. So erklärt sich die höhere Acidität (Säurestärke) der Carbonsäuren gegenüber den Alkoholen. Kategorie:Funktionelle Gruppe ja:カルボキシル基

Lebensmittelzusatzstoff

Lebensmittelzusatzstoffe sind Stoffe, die Lebensmitteln absichtlich zugesetzt werden, um deren Eigenschaften (z. B. Haltbarkeit, Verarbeitbarkeit, Geschmack oder Aussehen) den Wünschen der Konsumenten und Lebensmittelhersteller anzupassen. Das deutsche Lebensmittelrecht definiert Zusatzstoffe als "Stoffe, die dazu bestimmt sind, Lebensmitteln zur Beeinflussung ihrer Beschaffenheit oder zur Erzielung bestimmter Eigenschaften oder Wirkungen zugesetzt zu werden." (LMBG §2). Darunter versteht man im Wesentlichen
- technologische Eigenschaften wie Backfähigkeit, Streichfähigkeit oder Maschinentauglichkeit
- chemische Eigenschaften wie Oxidationsfähigkeit
- Verhalten einzelner Zutaten zueinander
- Genuss und Aussehen des Lebensmittels
- ernährungsphysiologische Eigenschaften Für Lebensmittelzusatzstoffe besteht das Verbotsprinzip – das bedeutet, alle Stoffe, die nicht ausdrücklich erlaubt sind (siehe Positivliste unten), sind automatisch verboten. In Deutschland regelt die "Zusatzstoff-Zulassungsverordnung – ZZulV" deren Anwendung. Die meisten Zusatzstoffe sind nur für bestimmte Lebensmittel und nur in limitierter Menge zulässig. Wenn keine Höchstmengen vorgeschrieben sind, gelten die Regeln der Guten Herstellungspraxis (GHP): "So viel wie nötig, so wenig wie möglich" (=quantum satis, abgekürzt "qs"). Aber auch dann ist der Zusatz dieser Stoffe nur erlaubt, wenn sie # technologisch notwendig sind (z.B. Verhinderung des Verderbs, Verbesserung von Aussehen, Geschmack etc.) # den Verbraucher nicht täuschen # gesundheitlich unbedenklich sind Um die verschiedenen Zusatzstoffe in der Europäischen Union zu ordnen, wurden die E-Nummern eingeführt, die in allen Ländern der Europäischen Union gelten. (E steht hierbei für "Europäische Union" aber auch für "edible" = engl. für essbar.) Mit ihrer Hilfe ist es möglich, die verwendeten Zusatzstoffe sprachunabhängig zu identifizieren. Stoffe erhalten eine E-Nummer, sobald die interessierten Firmen bei der Europäischen Behörde für Lebensmittelsicherheit um eine Zulassung anfragen und dabei wissenschaftliche Dokumente vorlegen, die die Unbedenklichkeit bestätigen. Wenn diese Dokumente nachweisen, dass diese Stoffe die Gesundheit nicht gefährden und als sicher eingestuft werden können, erhalten sie eine Zulassung. Insgesamt gibt es zurzeit in der EU 305 zugelassene Zusatzstoffe. Lebensmittelzusatzstoffe müssen für den Verbraucher in der Zutatenliste angegeben werden (Verbraucherschutz) – entweder mit ihrem wissenschaftlichen bzw. Trivial-Namen oder mit der E-Nummer. Im Gegensatz dazu stehen sogenannte Nichtzusatzstoffe (gemäß deutschem Lebensmittelrecht), die beim Produktionsprozess und bei der Verwendung eine Rolle spielen und auch möglicherweise im Lebensmittel verbleiben, aber nicht deklarationspflichtig sind. Hierzu zählen z.B. Rieselhilfen beim Kochsalz. Es sind dies Calcium- und Magnesiumcarbonat, welche auch in der Natur vorkommen. Billigeren Kochsalzen werden zu diesem Zweck auch Natrium- und Kaliumhexacyanoferrat beigesetzt, welche allerdings wieder deklarierungspflichtig sind (E-Nummern 535 und 536). Beides sind Blausäureverbindungen, welche allerdings als ungefährlich gelten, da sie sich im Körper nicht aufspalten sollen.

Gruppierung

Lebensmittelfarben


- (gelb) E 100 E 101 E 101a E 102 E 104
- (orange) E 110
- (rot) E 120 E 122 E 123 E 124 E 127 E 128 E 129
- (blau) E 131 E 132 E 133
- (grün) E 140 E 141 E 142
- (braun, schwarz) E 150a-d E 151 E 153 E 154 E 155
- (gelb, orange, rot) E 160a E 160b E 160c E 160d E 160e E 160f E 161b E 161g E 162 E 163
- (weiß, rot, silbrig, golden) E 170 E 171 E 172 E 173 E 174 E 175
- E 180

Konservierungsmittel


- E 200 E 202 E 203
- E 210 E 211 E 212 E 213 E 214 E 215 E 216 E 217 E 218 E 219
- E 220 E 221 E 222 E 223 E 224 E 225 E 226 E 227 E 228
- E 230 E 231 E 232 E 233 E 234 E 235 E 239
- E 242 E 249
- E 250 E 251 E 252
- E 260 E 261 E 262a E 262b E 263
- E 270
- E 280 E 281 E 282 E 283 E 284 E 285
- E 290

Antioxidationsmittel


- E 300 E 301 E 302 E 304a E 304b E 306 E 307 E 308 E 309
- E 310 E 311 E 312 E 315 E 316
- E 320 E 321 E 322 E 324

Säuerungsmittel, Säureregulatoren


- E 296 E 297
- E 325 E 326 E 327 E 328 E 329
- E 330 E 331 E 332 E 333 E 334 E 335 E 336 E 337 E 338 E 339 E 340 E 341
- E 350 E 351 E 352 E 353 E 354 E 355 E 356 E 357
- E 363
- E 380 E 385

Geliermittel, Verdickungsmittel und Feuchthaltemittel


- E 400 E 401 E 402 E 403 E 404 E 405 E 406 E 407 E 407a
- E 410 E 412 E 413 E 414 E 415 E 416 E 417 E 418
- E 420 E 421 E 422 E 425

Emulgatoren, Schaummittel


- E 322
- E 430 E 431 E 432 E 433 E 434 E 435 E 436 E 437 E 438 E 439
- E 440 E 441 E 442 E 443 E 444 E 445 E 446 E 447 E 448 E 449
- E 450 E 451 E 452 E 453 E 454 E 455 E 456 E 457 E 458 E 459
- E 460 E 461 E 462 E 463 E 464 E 465 E 466 E 467 E 468 E 469
- E 470 E 471 E 472 E 473 E 474 E 475 E 476 E 477 E 478 E 479
- E 480 E 481 E 482 E 483 E 484 E 485 E 486 E 487 E 488 E 489
- E 490 E 491 E 492 E 493 E 494 E 495 E 496 E 497 E 498 E 499

Verschiedene Zusatzstoffe (Backtriebmittel, Verdickungsmittel, Säureregulatoren, Geschmacksverstärker, Schaumverhüter, Überzugsmittel, Treibgase, Mehlbehandlungsmittel)


- E 500 E 501 E 503 E 504 E 507 E 508 E 509
- E 510 E 511 E 512 E 513 E 514 E 515 E 516 E 517
- E 520 E 521 E 522 E 523 E 524 E 525 E 526 E 527 E 528 E 529
- E 530 E 535 E 536 E 537 E 538
- E 541 E 542 E 543 E 544 E 545 E 546 E 547 E 548 E 549
- E 550 E 551 E 552 E 553a E 553b E 554 E 555 E 556 E 557 E 558 E 559
- E 570 E 574 E 575 E 576 E 577 E 578 E 579
- E 585
- E 620 E 621 E 622 E 623 E 624 E 625 E 626 E 627 E 628 E 629
- E 630 E 631 E 632 E 633 E 634 E 635
- E 640
- E 650
- E 900 E 901 E 902 E 903 E 904 E 905
- E 912 E 914
- E 920 E 927b
- E 938 E 939
- E 941 E 942 E 943a E 943b E 944 E 948 E 949

Süßstoffe, Zuckeraustauschstoffe


- E 950 E 951 E 952 E 953 E 954 E 957 E 959
- E 965 E 966 E 967

Schaummittel


- E 999

Modifizierte Stärken und Verdickungsmittel


- E 1404 E 1410 E 1412 E 1413 E 1414
- E 1420 E 1422
- E 1440 E 1442
- E 1450 E 1451

Trägerstoffe


- E 1505 E 1518 E 1520

Enzyme

Enzyme sind meist keine Zusatzstoffe, sondern Verarbeitungshilfsstoffe (processing aids) und müssen nicht deklariert werden, sofern sie keine Wirkung mehr im Endprodukt haben oder vorher entfernt werden. Sind Enzyme noch im Endprodukt vorhanden und üben eine technologische Wirkung aus, so sind sie auch Zusatzstoff.

Gefährlichkeit

Zusatzstoffe werden in vielen Lebensmitteln, Fertiggerichten und Fast Food eingesetzt. Diese Lebensmittel haben deshalb teilweise den Ruf, wegen des Einsatzes von Zusatzstoffen gesundheitsschädigend zu sein. Hier gilt anzumerken, dass auch bei solchen Nahrungsmitteln die Grenz- und Toleranzwerte der Behörden eingehalten werden müssen. Siehe dazu auch Acceptable Daily Intake. Die Zusatzstoffe sind zum Teil umstritten. 1. unschädliche Zusätze E 100, 101, 103, 104, 105, 111, 121, 122, 126, 130, 132, 140, 151, 152, 160, 162, 163, 170, 174, 175, 180, 181 E 200, 201, 202, 203, 236, 237, 238, 260, 261, 262, 263, 270, 280, 281, 282, 290, E 300, 301, 303, 305, 306, 307, 308, 309, 322, 325, 326, 327, 331, 332, 333, 334, 335, 336, 337, 382 E 400, 401, 402, 403, 404, 405, 406, 408, 410, 411, 413, 414, 420, 421, 422, 440, 471, 472, 473, 474, 475, 480 2. verdächtige Zusätze E 125, 141, 150, 153, 171, 172, 173, 240, 244, 477 3. gefährliche Zusätze E 102, 110, 124 4. Störungen der Gesundheit ???
Darmstörungen: E 220, 221, 222, 223, 224
Verdauungsstörungen: E 338, 339, 340, 341, 450, 461, 463, 465, 466, 407 (Eiscreme)
Hauterkrankungen: E 230, 231, 232, 233
Zerstörung von Vitamin B12: E 200 (unbedenklich - keine negative Wirkung nachgewiesen!)
Cholesterin: E 320 (vermutet)
Empfindlichkeit der Nerven: E 311, 312
Mundfäule: E 330 (Zitronensäure - nur beim Verzehr größerer Mengen kann es zu Zahnverfall kommen) 5. Krebs erregende Zusätze: E 123 (gilt im Tierversuch als Krebs erregend, in den USA verboten und durch E 129 ersetzt [Quelle unbekannt?! lt. AK Wien nur allergische Reaktionen möglich), 131 (unbedenklich!), 142 (unbedenklich!), 210, 211, 213, 214, 215, 216, 217 (E 210 - 219: allergische Reaktionen möglich), 239 (allergische Reaktionen möglich)

Parathion oder E 605

Parathion, ein Insektizid und Akarizid, das auch als "E 605" bezeichnet wird, ist ein giftiges Pflanzenschutzmittel und trug seinen Namen schon lange, bevor es die EU-Liste für Lebensmittelzusatzstoffe gab. Es hat mit Lebensmitteln nichts zu tun.

Siehe auch


- Aroma

Weblinks


- [http://www.zusatzstoffe-online.de Homepage der Verbraucherinitiative e.V. zu LM-Zusatzstoffen]
- [http://www.inform24.de/zusatz/zusatz.html Ernährungsinformationen]
- [http://www.ecc-kiel.de/food/enummern.html Sehr gute Zusatzinformationen des Europäischen Verbraucherzentrums Kiel]
- [http://www.admin.ch/ch/d/sr/817_021_22/app1.html Lebensmittelverordnung: Liste der zugelassenen Zusatzstoffe (Schweiz)]
- [http://home.arcor.de/tbraeuti/index.html private Homepage: u.a. Infos über E-Nummern]
- [http://www.dge.de Homepage der Deutschen Gesellschaft für Ernährung]
- [http://wien.arbeiterkammer.at/www-397-IP-24285.html E-Nummern-Verzeichnis der Arbeiterkammer Wien]
- [http://www.Heko.ch Hier sind alle Zusatzstoffe genau erklärt]
- [http://www.kogeldesigns.de/lebensmittelforum/simplemachines/index.php?board=25.0/ Diskussionsforum zum Thema Lebensmittel, deren Zusatzstoffe und was sonst noch so interessant ist] Kategorie:Lebensmittelchemie Kategorie:Lebensmittelrecht ja:食品添加物

Essig

Essig (lat. Acetum) ist ein sauer schmeckendes Würz- und Konservierungsmittel, das durch Fermentation alkoholhaltiger Flüssigkeiten mit Essigsäurebakterien (Essigmutter) hergestellt wird. In Deutschland darf Speiseessig nach der Verordnung über den Verkehr mit Essig und Essigessenz von 1972 zwischen 5 % und 15,5 % Essigsäure enthalten. Bei einem Essigsäuregehalt zwischen 15,5 % und 25 % muss eine Essigsäurelösung Essigessenz genannt werden. Auch mit Wasser verdünnte Essigsäure wird oft als Essig bezeichnet, in Deutschland darf allerdings im Speiseessig keine ohne Mikroorganismen chemisch hergestellte Essigsäure enthalten sein.

Herstellung

Im Allgemeinen wird Essig aus alkoholhaltigen Flüssigkeiten hergestellt, kann aber auch direkt aus zuckerhaltigen Flüssigkeiten hergestellt werden, beispielsweise aus Traubensaft oder Malz. Der Hauptanteil wird aus reinem destilliertem Alkohol nach Verdünnung hergestellt. (White vinegar) Der Vorgang wird oft als Essigsäuregärung bezeichnet, ist jedoch eigentlich eine teilweise Veratmung, da dabei – im Gegensatz zur alkoholischen Gärung – Sauerstoff aus der Luft nötig ist. Deshalb kann Essig auch nicht in geschlossenen, ungelüfteten Behältern produziert werden. Für die Herstellung gibt es mehrere Verfahren:

Orléans-Verfahren

Beim offenen sogenannten Orléans-Verfahren wird die Ausgangsflüssigkeit mit Essigmutter (Essigbakterien) angeimpft, der Fermentationsvorgang wird in offenen Kesseln und zur Beschleunigung in warmen Räumen sich selbst überlassen. Nach einiger Zeit bildet sich auf der Flüssigkeitsoberfläche eine Bakterienhaut, die den Alkohol zu Essig umwandelt. Ist der Alkohol praktisch restlos in Essigsäure umgewandelt, wird der Essig unter der Haut vorsichtig abgelassen. Dieses Verfahren liefert besonders aromareichen Essig, die Herstellung nach diesem Verfahren ist jedoch zeitaufwendig, birgt die Gefahr der Fehlgärung und eignet sich nicht für große Mengen. Dieses Verfahren ist das Ursprüngliche und wurde vermutlich zufällig entdeckt. Denn Wein, der offen herumsteht, wird früher oder später von selbst zu Essig. Die Frage, warum dies so ist, konnte erst im 19. Jahrhundert beantwortet werden, als Louis Pasteur den Beweis dafür erbrachte, dass kleine Lebewesen, die nicht mit dem bloßen Auge erkennbar sind, diesen Umwandlungsprozess vollziehen. In seiner 1868 veröffentlichten Arbeit Etudes sur le vinaigre schrieb er, die Essigsäuregärung sei ein biologischer Prozess, der von bestimmten Bakterien, Acetobacter genannt, durchgeführt wird. Diese wilden Essigbakterien siedeln sich bei offener Lagerung oft ganz von selbst an, auch die Essigfliege kann als Überträger fungieren.

Schnellessigverfahren

Von den Personen, die versuchten, die Essigherstellung zu verbessern – d. h. vor allem zu beschleunigen – ist vor allem Johann Sebastian Schützenbach zu nennen. Er führte das Schnellessigverfahren ein, bei dem Buchenspäne zum Einsatz kommen, auf denen sich die Bakterien ansiedeln und festheften, „gefesselt“ werden. Man nennt das Verfahren deshalb auch Fesselverfahren. Die Buchenspäne vergrößern die durch Essigmutter besiedelte Oberfläche – und damit auch die, auf der sie mit Sauerstoff in Kontakt kommen – enorm. Bei diesem Rundpump- oder Umwälzverfahren werden die Späne in einem Tank (Essiggeneratoren oder Großraumbildner) beständig mit der Ausgangsflüssigkeit (Maische) überrieselt. Von unten wird die von den Bakterien benötigte Frischluft eingeblasen. Dieses Verfahren eignet sich zur großtechnischen Herstellung, die Fermentation kann innerhalb weniger Tage bis Wochen abgeschlossen werden. Nachteil ist der hohe Aufwand; Temperatur und Belüftung müssen ständig reguliert werden.

Aktuelle Verfahren

Das neueste Verfahren ersetzt die Buchenspäne durch Keramikscherben. Diese müssen nicht nach etwa 20 Jahren getauscht werden, sondern halten fast ewig. Allerdings ist es durch Patentschutz für 15 Jahre nur einem einzigen Unternehmen erlaubt, auf diese Art und Weise Essig günstiger zu produzieren. Moderne Submersverfahren arbeiten ohne Späne, die Bakterien sind direkt in der Flüssigkeit suspendiert (sozusagen untergetaucht, daher auch der Name des Verfahrens). Die Produktion dauert je nach Venturiverfahren zwei bis drei Tage oder in Turbinenanlagen 24 Stunden. Turbinenanlagen bringen bei der industriellen Alkoholessiggewinnung die besten Ergebnisse.

Verwendung

Die Anwendungsbereiche von Essig sind sehr vielfältig. Unter anderem wird er eingesetzt, als
- Speisezutat (überwiegend Salat)
- Erfrischungsgetränk
- Konservierungsmittel
- Putzmittel (Kalklöser)
- Naturheilmittel Naturheilmittel Einfache Essigsorten und handelsübliche Essigkonzentrate bis 30% eignen sich neben dem Gebrauch bei der Zubereitung von Speisen auch sehr gut zur Entkalkung von Kochtöpfen und elektrischen Schnellkochern. Durch Erwärmung bis zum Kochen wird die Wirkung beschleunigt. Mit Konzentraten ist vorsichtig umzugehen (siehe Essigsäure). Von Essig, der in Speisen und Getränken Verwendung findet, gibt es unzählige Varianten. Es können praktisch alle alkoholhaltigen Getränke, je nach Kulturkreis beispielsweise Wein, Apfelmost, Bier oder im asiatischen Raum Reiswein, aber auch zuckerhaltige Flüssigkeiten wie Traubensaft oder Malz als Grundlage dienen. Der echte Aceto Balsamico Tradizionale di Modena wird aus eingedicktem Most von spätgelesenen Trauben gemacht. Seine Herstellung im offenen Gärverfahren ist sehr zeitaufwändig und die Lagerung dauert 12 oder gar 25 Jahre. Die Reifung erfolgt in Fässern aus Eichen-, Kirschen-, Maulbeeren- und Kastanienholz. Unter dem Namen Balsamico werden heute allerdings hauptsächlich wesentlich billigere braungefärbte Essig-Traubensaft-Gemische verkauft. Nach der Herstellung wird Essig oft mit Gewürzen, Kräutern oder Früchten versetzt, um seinen Geschmack zu verfeinern. Gerne verwendet werden Salbei, Estragon oder Himbeeren

Weblinks

[http://www.haiku-plus.de/essig.html Eine Anleitung zur Herstellung von Essig] Siehe auch:
- Apfelessig Kategorie:Esskultur Kategorie:Gewürz Kategorie:Wein ja:酢

Acetat

Als Acetate werden die Salze oder Ester der Essigsäure (Ethansäure) bezeichnet. Die salzartigen Acetate sind zumeist weiße, kristalline Feststoffe, die in ihren Kristallgittern (Ionengittern) das Acetat-Ion (CH3COO-) enthalten. Dieses ist das Säureanion der Essigsäure. Beispiele für salzartige Acetate sind das Natriumacetat (NaCH3COO), Kaliumacetat (KCH3COO) oder Blei(II)-acetat (Pb(CH3COO)2). Die salzartigen Acetate gewinnt man durch Neutralisation der Essigsäure mit Metallhydroxiden oder Metalloxiden. :\mathrm :Essigsäure und Natriumhydroxid reagieren zu Natriumacetat und Wasser. :\mathrm :Essigsäure und Bleioxid ergeben Bleiacetat und Wasser. In der chemischen Analytik können Acetate leicht nachgewiesen werden, indem man das Salz, von dem man annimmt, dass es ein Acetat ist, mit Kaliumhydrogensulfat im Mörser zerreibt. Dabei wird das Proton (H+) des Hydrogensulfat-Ions auf das Acetation übertragen, wobei die flüchtige Essigsäure entsteht, die leicht an ihrem typischen Geruch identifiziert werden kann. :\mathrm :Acetat wird durch Hydrogensulfat protoniert. Es entsteht Essigsäure und Sulfat. Die esterartigen Acetate (Essigsäurealkylester) enthalten als Säurerest den Acetylrest. Der bekannteste dieser Ester ist der Essigsäureethylester. Organische Acetate erhält man durch eine Veresterung der Essigsäure mit Alkoholen (R-OH). :\mathrm Kategorie:Stoffgruppe

PKS-Wert

Die Säurekonstante K_S ist eine Stoffkonstante in der Chemie. Sie gibt Aufschluss darüber, in welchem Maße eine (schwache) Säure in Wasser protolysiert. Sie ist daher ein Maß für die Stärke einer Säure. Die Säurekonstante lässt sich aus dem Massenwirkungsgesetz herleiten. Schwache Elektrolyte wie Essigsäure protolysieren im Gegensatz zu starken wie der Salzsäure in wässriger Lösung nicht vollständig, sondern nur teilweise. Die Acidität, also die Stärke der Säure, hängt von der Struktur des betreffenden Stoffes ab; es gilt der Merksatz: Je stabiler das resultierende Anion nach Abspaltung des Protons, desto stärker die Säure! Verbindungen, deren Acidität die der Schwefelsäure übersteigt, werden als Supersäuren bezeichnet. Die Bestimmung des Protonierungsvermögens geschieht bei Supersäuren in der Regel über die Säurefunktion H_0 nach Hammett, da die direkte Bestimmung des pK_S-Wertes zunehmend schwieriger wird. Für organische Verbindungen sind vor allem drei Struktureigenschaften wichtig: # Stabilisierung des entstehenden Anions durch Mesomerie: So sind z.B. Carbonsäuren saurer als Alkohole. Mesomere Effekte spielen hierbei eine entscheidende Rolle: Ein -M-Effekt erhöht die Säurestärke, ein +M-Effekt verringert sie. # Hybridisierung des Kohlenstoffatoms: Mit steigendem s-Gehalt nimmt die Stärke zu. So hat Ethin (sp-Hybridorbital) einen niedrigeren pKs-Wert als Ethen (sp²-Hybridorbital) und dieses einen niedrigeren als Ethan (sp³-Hybridorbital), es gilt also für den pKs-Wert: sp<sp²<sp³ # Induktive Effekte: Die Säurestärke steigt wenn elektronenziehende Gruppen vorhanden sind wie z.B. Chlor. Trichloressigsäure ist beispielsweise stärker als Essigsäure).

Reaktion

Bei der Reaktion einer Säure HA in wässriger Lösung: \mathrmBild:Gleichgewicht.png\mathrm sieht das Massenwirkungsgesetz z.B. folgendermaßen aus: \mathrm=K Da die Konzentration von Wasser (\mathrm) bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich \mathrm in die Konstante K einbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die Säurekonstante K_S: K_S = \mathrm Häufig wird statt K_s der negative dekadische Logarithmus pK_s angegeben. pK_S = -\lg K_S = \mathrm Je kleiner der pK_S-Wert, desto stärker ist die Säure. Starke Säuren haben einen kleineren pK_S-Wert als schwache Säuren. Für Basen wird entsprechend der pK_B-Wert angegeben, der mit zunehmender Basenstärke sinkt.

pK_S-Werte einiger Verbindungen

siehe auch: pH-Wert, Massenwirkungsgesetz, Dissoziationskonstante Kategorie:Chemie

Siedetemperatur

Der Siedpunkt (Abk.: Sdp) oder auch Kochpunkt (Abk.: Kp) eines Reinstoffes ist ein Wertepaar in dessen Phasendiagramm und besteht aus zwei Größen: Der Sättigungstemperatur (speziell auch Siedetemperatur) und dem Sättigungsdampfdruck (speziell auch Siededruck) an der Phasengrenzlinie zwischen Gas und Flüssigkeit. Er setzt sich also aus den beiden Zustandsgrößen Druck und Temperatur beim Übergang eines Stoffes vom flüssigen in den gasförmigen Aggregatzustand zusammen. Der Siedepunkt stellt die Bedingungen dar, welche beim Phasenübergang eines Stoffes von der flüssigen in die gasförmige Phase vorliegen, was man als Sieden oder Verdampfen bezeichnet. Zudem ist er für den umgekehrten Vorgang der Kondensation, allerdings nur bei Reinstoffen, identisch mit dem Kondensationspunkt. Beim Verdampfen eines Stoffgemisches kommt es zu einem veränderten Siedeverhalten und man beobachet einen Siedebereich anstatt eines einzelnen Siedepunktes. Bei einem Phasenübergang von der flüssigen in die gasförmige Phase unterhalb des Siedepunktes, spricht man von einer Verdunstung. In Tabellenwerken werden die Siedetemperaturen bei Normaldruck angegeben, also bei 1013,25 hPa. Dieser Siedepunkt wird als Normalsiedepunkt, die angegebene Siedetemperatur als Normalsiedetemperatur (TSied) bezeichnet. Der Begriff Siedepunkt wird dabei häufig als Kurzform für die Normalsiedetemperatur verwendet und stellt daher im allgemeinen Sprachgebrauch meist deren Synonym dar, was jedoch den Siedpunkt auf nur ein einziges Wertepaar reduzieren würde und daher formal inkorrekt ist.
Bei einem Schnellkochtopf macht man sich beispielsweise zu nutze, dass die Siedetemperatur und der Siededruck voneinander abhängen. Durch eine Druckerhöhung von meist einem Bar erreicht man auf diese Weise eine Steigerung der Siedetemperatur des Wassers von 100 °C auf ungefähr 120 °C. Beide Temperaturen stellen Siedetemperaturen dar, jedoch ist nur der Wert von 100 °C auch die Siedetemperatur unter Normaldruck und somit die Normalsiedetemperatur. Eine Vermischung beider Begriffe ist daher unspezifisch, keineswegs selbstverständlich und sollte vermieden werden.

Siedevorgang

Wasser Hauptartikel: Verdampfen, Verdampfungswärme und Siedeverzug Unterhalb und oberhalb des Siedepunktes führt eine Erwärmung der Flüssigkeit bzw. des Gases nur zu einer Erhöhung der Temperatur. Die zugeführte Energie wird in Bewegungsenergie der Teilchen umgewandelt. Während des Phasenübergangs der Flüssigkeit zum Gas jedoch bleibt die Temperatur konstant, sofern auch der Druck konstant bleibt. Sämtliche zugeführte thermische Energie wird in die Zustandsänderung investiert. Ist der Siedepunkt erreicht, so werden bei weiterer Zufuhr von Energie die chemisch-physikalischen Wechselwirkungen zwischen den Teilchen gelöst - die Teilchen treten in die Gasphase über. Die Temperatur der Flüssigkeit stagniert, da die zugeführte thermische Energie vollständig für die Lösung der zwischenmolekularen Bindungen eingesetzt wird. Die Energie, die hierfür bei einem Mol des Stoffes benötigt wird, bezeichnet man auch als Verdampfungsenthalpie und ihr nicht stoffmengenbezogenes Gegenstück als Verdampfungswärme. Erst wenn alle Teilchen in der Gasphase sind, steigt die Temperatur des Systems wieder an. Wasser, Wasserstoffperoxid oder Laugen (zum Beispiel Natronlauge) ohne Staubpartikel oder Gasbläschen lassen sich in reinen Gefäßen auch über die Siedetemperatur hinaus erwärmen, ohne dass es zum Sieden kommt. Kleinste Störungen, wie zum Beispiel Erschütterungen, die eine Durchmischung nach sich ziehen, können zu einer explosionsartigen Trennung der flüssigen von der Dampfphase führen, was man als Siedeverzug bezeichnet. Aufgrund dessen fügt man in der Chemie Flüssigkeiten, die von einem Siedeverzug gefärdet sind, so genannte Siedesteinchen aus Ton oder Bimsstein zu, die durch die Chemikalie nicht angegriffen werden, aber durch ihre poröse Struktur die Bildung kleiner Blasen erleichtern, so dass es nicht zum Siedeverzug kommt. Siehe auch : Verdunstung, Vergasen, Evaporation, Transpiration, Pictet-Trouton-Regel

Siedepunktskurve

Pictet-Trouton-Regel Alle Temperatur-Druck-Wertepaare an der Phasengrenzlinie Gas-Flüssigkeit in einem Phasendiagramm ergeben zusammen genommen die Siedepunktskurve, wobei auf ihr ein thermodynamisches Gleichgewicht herrscht. Man bezeichnet die Siedepunktskurve hierbei häufig auch als Siedekurve, Siedelinie, Siededruckkurve oder Siedepunktkurve. Diese Kurve wird dabei von zwei Punkten begrenzt:
- Tripelpunkt: Ist das Druck-Temperatur-Wertepaar niedriger als die Tripel-Temperatur beziehungsweise der Tripel-Druck, so ist nur noch ein Übergang zwischen festem und gasförmigem Zustand, also eine Sublimation bzw. Resublimation möglich.
- Kritischer Punkt: Ist das Druck-Temperatur-Wertepaar höher als die kritische Temperatur beziehungsweise der kritische Druck, so besteht zwischen der Dichte des flüssigen und der des gasförmigen Zustands kein Unterschied mehr, weshalb man sie auch nicht mehr durch eine Phasengrenzlinie trennt und den Stoff daher in diesem Zustand als überkritsches Fluid bezeichnet. Das Gleichgewicht der Siedepunktskurve ist ein dynamisches Gleichgewicht. Aus einer Flüssigkeit treten beständig Teilchen in die Gasphase über - sie verdampfen. Andererseits treten diese Teilchen auch wieder in die flüssige Phase ein - sie kondensieren. Das Zahlenverhältnis der aus der flüssigen Phase austretenden Teilchen und der wieder in sie eintretenden Teilchen ist hierbei sowohl von der Temperatur, als auch vom Druck abhängig: Je höher die Temperatur ist, desto mehr Teilchen verdampfen auf Grund ihrer höheren Geschwindigkeit (siehe Maxwell-Boltzmann-Verteilung). Je mehr Teilchen verdampfen, desto höher wird aber auch der Dampfdruck, und desto mehr Teilchen kondensieren auch wieder. Ein Gleichgewicht stellt sich dann ein, wenn genau so viel Teilchen in die Gasphase übertreten, wie wieder in die flüssige Phase zurücktreten. Da in diesem Zustand die Gasphase gesättigt ist, spricht man dann auch vom Sättigungsdampfdruck. Die thermodynamische Gesetzmäßigkeit, aus der sich die Siedepunktskurve quantitativ ableitet, bezeichnet man als Clausius-Clapeyron-Gleichung. Für Wasser lässt sich dieser Zusammenhang zwischen Sättigungsdampfdruck und Sättigungstemperatur auch über die Näherungsgleichungen vom Typ der Magnus-Formel bestimmen.

Gleichgewichtsänderung am Beispiel des Wassers

Magnus-Formel Ausgangspunkt: Wasser befindet sich im Gleichgewicht mit seiner Gasphase beim Siedepunkt Sdp (74 °C, 333 hPa): :H2O(flüssig) \;\overrightarrowH2O(gasförmig) Die Reaktionen des Systems auf die Änderungen einzelner Zustandsgrößen laufen auf eine Verschiebung der Gleichgewichtslage hinaus: Es läuft derjenige Phasenübergang verstärkt ab, der die Störung wieder rückgängig macht (siehe Prinzip vom kleinsten Zwang). #Wird das System auf 53 °C abgekühlt, so ist der Dampfdruck der Gasphase zu hoch, und Wasserdampf kondensiert so lange, bis der Dampfdruck den neuen Gleichgewichtswert von 143 hPa aufweist oder kein gasförmiges Wasser mehr übrig ist. #Wird das System auf 95 °C erwärmt, so ist der Dampfdruck der Gasphase zu niedrig und Wasser verdampft so lange, bis der Dampfdruck den neuen Gleichgewichtswert von 845 hPa aufweist oder kein flüssiges Wasser mehr übrig ist. #Wird der Druck bei gleichbleibender Temperatur von 333 auf 560 hPa erhöht, so ist der Dampfdruck der Gasphase zu hoch, und gasförmiges Wasser kondensiert so lange, bis der Dampfdruck den alten Gleichgewichtswert von 333 hPa aufweist oder kein Wasserdampf mehr übrig ist. #Wird der Druck bei gleichbleibender Temperatur von 333 auf 65 hPa erniedrigt, so ist der Dampfdruck der Gasphase zu niedrig, und Wasser verdampft so lange, bis der Dampfdruck den alten Gleichgewichtswert von 333 hPa aufweist oder kein flüssiges Wasser mehr übrig ist.

Stoffabhängigkeit des Siedepunktes

Prinzip vom kleinsten Zwang # Der Siedepunkt ist von der molaren Masse bzw. Molekülmasse des Stoffes abhängig. Es gilt: Je größer die molare Masse ist, desto höher ist der Siedepunkt. Vergleicht man beispielsweise die Reihe HCl (36 g/mol) – HBr (81 g/mol) – HI (128 g/mol) auf der dunkelblauen Linie, so kann man diesen Zusammenhang gut erkennen. Erklärung: Je größer die Masse eines Teilchens ist, desto mehr kinetische Energie benötigt es um in die Gasphase übertreten zu können. # Der Siedepunkt ist zudem von der Stärke der Bindungskräfte zwischen den kleinsten Teilchen der flüssigen Phase abhängig: Je stärker die Bindungskräfte sind, desto höher ist der Siedepunkt, da diese zunächst überwunden werden müssten. Dies wird deutlich, wenn man beispielsweise HF und HCl vergleicht: Im flüssigen Fluorwasserstoff bilden die Moleküle Wasserstoffbrückenbindungen aus, während im flüssigen Chlorwasserstoff die schwächeren Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vorherrschen. Gleiches gilt für den vergleichsweise sehr hohen Siedpunkt des Wassers, was deutlich wird, wenn man diesen mit Kohlenstoffdioxid vergleicht und den Einfluss der Molmassen mit berücksichtigt. :Die Beobachtung, dass Stoffe einen höheren Siedepunkt haben als ähnliche Stoffe mit höherer molaren Masse, wird als Siedepunktsanomalie bezeichnet. :Noch schwächer als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind van-der-Waals-Wechselwirkungen. Aus diesem Grund haben beim Vergleich alle Wasserstoffverbindungen der Elemente der IV. Hauptgruppe die niedrigsten Siedepunkte. :Die Stärke der zwischenmolekularen Bindungskräfte hängt auch von der Geometrie der Moleküle ab. Siehe dazu die Siedepunkte der Homologen Reihe der Kohlenwasserstoffe oder der Alkohole.

Beispiele für Normalsiedepunkte von Reinstoffen

Chemische Elemente


- Die niedrigste Normalsiedetemperatur aller Elemente mit –269 °C hat Helium, obwohl es eine größere molare Masse als Wasserstoff mit einem Normalsiedetemperatur von -253 °C hat. Dies liegt darin begründet, dass das Wasserstoffmolekül etwas leichter zu polarisieren ist als Helium und daher auch etwas stärkere van-der-Waals-Wechselwirkungen ausbildet.
- Die höchste Normalsiedetemperatur hat Wolfram mit 5555 °C.
- Ein Gruppenvergleich von Edelgasen, Nichtmetallen, Halbmetallen und Metallen zeigt, dass Metalle einen deutlich höheren Siedepunkt haben als Nichtmetalle, da die Metallbindung (neben der Ionen- und Atombindung) die stärkste Bindung darstellt. Ausnahmen: :Quecksilber hat mit 357 °C eine für Metalle ungewöhnlich niedrige Normalsiedetemperatur :Kohlenstoff weist einen für Nichtmetalle extrem hohen Siedpunkt von 4827 °C auf.

Verbindungen

Eine der niedrigsten Normalsiedetemperaturen hat Kohlenstoffmonoxid mit –191,6 °C, die höchsten weisen Metallcarbide wie Titan-(IV)-carbid (TiC, 4820 °C) und Wolfram-(IV)-carbid (WC, 6000 °C auf). Eine Besonderheit liegt bei einer Modifikation von Schwefeltrioxid (SO3) vor: hier ist die Normalsiedetemperatur mit 44,8 °C niedriger als die Normalschmelztemperatur mit 62,3 °C. Liegt der kritische Druck unter dem Normaldruck, so kann keine Normalsiedetemperatur angegeben werden. Um die Flüssigkeit dennoch zum Sieden zu bringen, muss dies unter niedrigerem Druck geschehen. In diesem Fall muss bei der Angabe der Siedetemperatur auch der Siededruck angegeben werden, was ein weiterer Grund dafür ist, die Begriffe Normalsiedetemperatur und Siedepunkt strikt zu trennen. Liegt der Druck des Tripelpunktes über dem Normaldruck, so wird statt der Normalsiedetemperatur die Normalsublimationstemperatur oder eine Siedetemperatur bei höherem Siededruck angegeben. Beispiel: Schwefelhexafluorid SF6 sublimiert unter Normaldruck bei –63 °C. Viele, vor allem makromolekulare, organische Verbindungen zersetzen sich beim Erhitzen vor Erreichen des Siedepunktes. Ihre zwischenmolekularen Bindungen sind stärker als die Bindungen innerhalb des Moleküls. Hier kann man keine Siedetemperatur, sondern nur die Zersetzungstemperatur angeben. Beispiel: Schwefelsäure zersetzt sich bei 340 °C, bevor der Siedevorgang einsetzt.

Homogene Mehrstoffsysteme

Die Siedepunkte homogener Gemische wie Legierungen, Gasgemische oder wässrige Lösungen weisen gegenüber den Reinstoffen veränderte Siedepunkte und ein verändertes Siedeverhalten auf.

Siedepunktserhöhung

Wird in einem Lösungsmittel ein Stoff aufgelöst, dann erhöht sich der Siedepunkt des Gemisches im Vergleich zum reinen Lösungsmittel. Dies liegt vereinfacht daran, dass die Teilchen des gelösten Stoffes den Übergang der Lösungsmittelteilchen in die Gasphase behindern. Nach dem Raoultschen Gesetz von François Marie Raoult (1830-1901) ist diese Erhöhung ΔTSdp proportional zur Stoffmenge des gelösten Stoffes:
\Delta T_ = K_e \cdot b = K \cdot n
Hierbei stehen die einzelnen Formelzeichen für folgende Größen:
- ΔTSdp - Siedepunktserhöhung
- Ke - ebullioskopische Konstante
- b - Molalität des gelösten Stoffes
- K - molare Siedepunktserhöhung
- n - Stoffmenge Der Proportionalitätsfaktor ist wie dargelegt entweder die ebullioskopische Konstante (auch Siedepunktskonstante KS), also die Änderung des Siedepunktes von einem Kilogramm der Lösung gegenüber dem reinen Lösungsmittel, wobei die Stoffmenge des gelösten Stoffes ein Mol beträgt oder die molare Siedepunktserhöhung, welche weniger gebräuchlicher ist und keine Aussage zur Masse trifft.
So steigt beispielsweise der Siedepunkt von einem Kilogramm Wasser um 0,51 °C auf 100,51 °C, wenn man genau ein Mol irgendeines anderen Stoffes darin auflöst, vorausgesetzt der Stoff löst sich in Wasser und ist nicht selbst schwerflüchtig. Löst man zwei Mol in einem Kilogramm Wasser auf, so siedet das Wasser erst bei (100 + 2 · 0,51 °C) = 101,02 °C.
Es ist dabei zu beachten, dass Salze in wässiger Lösung dissoziieren. Kochsalz (NaCl) zerfällt zum Beispiel in die Ionen Na+ und Cl-. Die Siedepunkterhöhung ist daher (in verdünnten Lösungen) doppelt so hoch wie zunächst erwartet. Ein praktisches Beispiel: Nudelwasser hat einen typischen Kochsalzgehalt von 10 g/kg. Bei einer Molmasse von 58,4 g/mol entspricht dies, zusammen mit oben erwähnter Verdopplung, 0,34 mol/kg Ionen. Durch den Salzgehalt ergibt sich also eine Siedepunkterhöhung von nur etwa 0,17 K. Das Raoultsche Gesetz gilt nur für „ideale Lösung“, das sind Lösungen, bei welchen ein Stoff nur physikalisch gelöst wird. Bei „nichtidealen“ Lösungen treten während des Mischens energetische Erscheinungen (Erwärmung oder Abkühlung) auf, welche in der Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen oder durch Protolysen hervorgerufen werden. Dadurch ergeben sich Abweichungen vom Raoultschen Gesetz. Nur in sehr starker Verdünnung gilt die Formel auch bei „nichtidealen“ Lösungen in Annäherung, weshalb man im Falle der idealen Lösung auch von einer unendlich verdünnten Lösung spricht. Die Siedepunktserhöhung ist zudem eine kolligative Eigenschaft und hängt daher zwar von der Teilchenzahl des gelösten Stoffes, nicht jedoch von dessen Art ab. Über eine Umstellung der obigen Formel kann die Siedepunktserhöhung auch zur Molmassebestimmung dienen, was man als Ebullioskopie bezeichnet. Ebenso von der Konzentration der gelösten Stoffe abhängig ist der Schmelzpunkt, weshalb man auch von einer Schmelzpunkterniedrigung spricht. Ursache für diese Effekte ist ebenfalls eine Erhöhung des chemischen Potenzials. Kombiniert man Siedepunkterhöhung und Schmelzpunkterniedrigung, so zeigt sich insgesamt eine Ausdehnung des thermodynamischen Zustandsbereiches der Flüssigkeit zulasten der anderen Aggregatzustände.

Siedebereich

chemischen Potenzials Wird eine Mischung (= ein durch die Entropiezunahme zu beschreibender Gleichverteilungsvorgang) erhitzt, so beginnt sie zu sieden, wenn die Temperatur die Siedetemperatur desjenigen Bestandteils hat, der den niedrigsten Siedepunkt aufweist. Beim Sieden treten nun die Teilchen dieses Bestandteils vermehrt in die Gasphase über. Dadurch ändert sich aber die Zusammensetzung des Gemisches, und sein Siedepunkt ändert sich damit kontinuierlich. Dieser Temperaturanstieg endet erst dann, wenn der Siedepunkt derjenigen Komponente mit der höchsten Siedetemperatur erreicht ist. Man spricht daher auch in diesem Fall von einem Siedebereich des Gemisches und nicht mehr von einem Siedepunkt. Die Abhängigkeit des Aggregatszustandes und der Zusammensetzung von Mischungen von der Temperatur wird in T-x-Siedediagrammen dargestellt: Beispiel: Enthält ein flüssiges Gemisch zu gleichen Teilen Stickstoff und Sauerstoff, dann liegt der Siedebereich zwischen –191,5 °C und –183 °C. Bei azeotropen Stoffgemischen ist bei einem bestimmten Stoffmengenverhältnis die Siedetemperatur des Stoffgemisches höher oder niedriger als die Siedetemperatur der beiden Reinstoff-Komponenten. Bei diesem Mischungsverhältnis liegt ein Siedepunkt und kein Siedebereich vor.

Bedeutung für die Lebewesen

Das Siedeverhalten des Wassers führt unter den physikalischen Bedingungen auf der Erde dazu, dass Wasser in großen Mengen als Flüssigkeit existiert. Dies ist eine der grundlegenden Voraussetzungen für die Entwicklung von Lebewesen. Bei einem niedrigeren Luftdruck oder höheren Temperaturen des Wassers wäre dies freilich anders und würde dazu führen, dass Gewässer binnen kürzester Zeit verdampfen und somit auch eine wichtige Bedingung für das Leben überhaupt, nämlich flüssiges Wasser, wesentlich seltener anzutreffen wäre. Bei einem höheren Luftdruck bzw. einer niedrigeren Temperatur würde jedoch immer weniger Wasser verdunsten können, und somit würde die Voraussetzung für Niederschläge, nämlich gasförmiges Wasser in der Atmosphäre, immer seltener, was beispielsweise eine Einschränkung der Süßwasservorkommen nach sich ziehen würde.

Anwendungen


- Chemische Analytik: Der Siedepunkt ist eine spezifische Stoffeigenschaft. Somit lassen sich Reinstoffe auf Grund ihres Siedepunktes identifizieren.
- Schnellkochtopf: Wird das Wasser im oben luftdicht verschlossenen Kochtopf auf über 100 °C erhitzt, erhöht sich der Siedepunkt und der Siededruck des Wassers. Dadurch kommt es zu einer schnelleren Garung.
- Der Autoklav funktioniert nach dem Prinzip des Schnellkochtopfes. Er wird zur Sterilisierung von Laborgeräten eingesetzt.
- Die Ebullioskopie (lat. bulla = Siedeblase, gr. skopein = betrachten) ist eine Methode zur Bestimmung der Molaren Massen durch Siedepunktserhöhung. Da Siedepunktserhöhungen kleiner ausfallen als Gefrierpunktserniedrigungen, wird in der Regel die Kryoskopie bevorzugt. Bei beiden Methoden findet ein spezielles Thermometer seine Anwendung, welches 1888 von Ernst Beckmann (1853-1923) entwickelt wurde: das Beckmannsche Thermometer. Es hat eine Skala, die nur ungefähr 6° umfasst, kann jedoch auch auf 0,01 Grad genau abgelesen werden. Der Nullpunkt der Skala kann auf die jeweils gewünschte Temperatur eingestellt werden.
- Destillation
- Fraktionierte Destillation (zum Beispiel Erdöldestillation)
- Wasserentsalzung
- Dampfmaschinen
- Höhenmessung: Da der Luftdruck mit zunehmender Höhe sinkt, sinkt auch der Siedepunkt. Als Faustregel gilt: Der Siedepunkt wird pro 300 m um etwa ein Grad abgesenkt. So lässt sich durch die Bestimmung der Siedetemperatur von reinem Wasser die jeweilige Höhe über dem mittleren Meeresspiegel (Normalnull) abschätzen.

Weblinks


- [http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/raoult_gesetz/raoult_gesetz.htm Beschreibungen zur Siedepunktserhöhung und dem Raoultschen Gesetz] Kategorie:Schwellenwert (Temperatur) Kategorie:Physikalische Chemie Kategorie:Stoffeigenschaften ja:沸点 ko:끓는점 th:จุดเดือด

Wasserstoffbrückenbindung

Wasserstoffbrückenbindungen oder Wasserstoffbrücken sind chemische Bindungen. Sie gehören zu den Dipol-Dipol-Kräften, die elektrostatischer Natur sind und deren Bindungsenergien deutlich unter denen der kovalenten Atombindung und der ionischen Bindungen liegen. Wasserstoffbrücken entstehen, wenn zwei Moleküle oder zwei geeignet weit voneinander getrennte Abschnitte eines Makromoleküls über Wasserstoffatome (H) in Wechselwirkung treten. Dazu muss das H kovalent an ein stark elektronegatives Atom (z. B. N, O oder F) gebunden sein, was dem H eine positive Partialladung und dem Bindungspartner des H eine negative Partialladung verschafft, weil das elektronegativere Atom eine starke Anziehungskraft auf das gemeinsame Elektronenpaar ausübt. Man spricht von der Ausbildung eines positiven Pols (beim H) und eines negativen Pols (beim Bindungspartner des H), oft auch von einem starken Dipol. Die elektrostatischen Kräfte der Dipole führen zu einer Ausrichtung und gegenseitigen Anziehung der Dipole (+ Pol eines Dipols zieht - Pol eines anderen Dipols an). Die Wasserstoffbrücke ist gebildet. Oder: Die Wasserstoffbrücke wird nun vom H des einen Moleküls, dem Donator, zu einem Atom mit negativer Partialladung eines anderen Moleküls gebildet, dem Akzeptor. Dieser Prozess ist ansatzweise dem zur Dissoziation von Protonen bei Säuren führenden Vorgang (Protolyse) ähnlich. :H-O-H...O-H2 Wasserstoffbrücken sind verantwortlich für die speziellen Eigenschaften vieler für Lebewesen äußerst wichtiger Moleküle:
- Wasser: flüssiger Aggregatzustand, Kohäsion, erhöhter Siedepunkt
- DNA: komplementäre Basenpaarung innerhalb der Doppelhelix
- RNA: komplementäre Basenpaarung innerhalb von tRNA-Molekülen oder zwischen RNA- und DNA-Molekülen
- Proteine: Stabilisierung der Sekundärstrukturen (Alpha-Helix oder Faltblatt) und der Tertiärstruktur, Bindung zur Quartärstruktur (es treten bei Proteinen aber auch andere Bindungstypen auf). Wenn zum Beispiel im Wasser zwischen den H2O-Molekülen keine Wasserstoffbrücken bestünden, würde Wasser nicht bei 0 °Celsius schmelzen und bei 100 °C sieden, sondern beides bereits bei Temperaturen von zwei- bis dreistelligen Minustemperaturen tun, mit der Folge, dass es auf der Erde kein gefrorenes Eis und kein flüssiges Wasser, sondern nur gasförmigen Wasserdampf gäbe. Das Leben auf der Erde in der heutigen Form würde unter solchen Bedingungen nicht existieren können. Wasserstoffbrückenbindung verursacht auch die Dichteanomalie des Wassers. Die Idee der schwachen Wechselwirkung des Sauerstoffatom eines Wassermoleküls mit dem Wasserstoffatom eines anderen stammt von Maurice Huggins, einem Studenten Gilbert Newton Lewis', der den Ausdruck Wasserstoffbrückenbindung im Jahr 1923 prägte. Kategorie:Chemische Bindung ja:水素結合

Dichte

Die Dichte, Formelzeichen: ρ (griechisch: rho), ist eine physikalische Eigenschaft eines Materials. Sie ist über das Verhältnis der Masse m eines Körpers zu seinem Volumen V definiert: :\rho = \frac in Worten: : = \frac Der Kehrwert der Dichte wirdspezifisches Volumen genannt und spielt vor allem in der Thermodynamik der Gase und Dämpfe eine Rolle. Die Dichte sollte nicht mit dem spezifischen Gewicht verwechselt werden, denn diese ist zwar sehr ähnlich zur Dichte, unterscheidet sich aber in einem Punkt: Während bei der Dichte das Volumen im Verhältnis zur Masse steht, geschieht dies beim spezifischen Gewicht mit dem Volumen und der Gewichtskraft. Das Verhältnis der Dichte eines Stoffes zur Dichte im Normzustand wird als Relative Dichte bezeichnet. Bei porösen Stoffen wird zudem zwischen der Rohdichte (Hohlräume inklusive) und der Reindichte (Volumen ohne Hohlräume) unterschieden.

Einheit

Die abgeleitete SI-Einheit der Dichte ist Kilogramm pro Kubikmeter (kg/m3). Weit verbreitet und besonders bei Feststoffen gebräuchlich ist zudem die Angabe in g/cm3. Weitere in Spezialfällen genutzte Einheiten sind Gramm pro Liter (g/l) und Gramm pro Kubikdezimeter (g/dm3). Hierbei gilt: 1.000 kg/m3 = 1 kg/dm3 = 1 kg/l oder 1 g/cm3 = 1 g/ml. Alle diese Größen stellen die Bezugsdichte von Wasser dar. Wasser hat als Bezugspunkt bei einer Temperatur von 3,98 °C seine größte Dichte (Dichteanomalie) mit 1.000 kg/m3, was einem g/cm3 entspricht. Ein Liter ist definiert als das Volumen, das genau ein Kilogramm Wasser bei seiner höchsten Dichte (bei 3,98 °C ≈ 4 °C) bei Normaldruck einnimmt. Die Abweichung von 1 dm³ ist so gering, dass man im Normalfall 1 l und 1 dm3 als gleich ansehen kann. Für Feststoffe wird die Dichte üblicherweise in g/cm³ bei 20 °C angegeben und für gasförmige Stoffe in g/l bei 0 °C und einem Luftdruck von 1.013,25 hPa = 101.325 Pa (Normalbedingungen).

Beispiel

Die Dichte von Kupfer bestimmt man experimentell wie folgt: Die Stoffprobe wiegt z.B. 35 g. Nun füllt man ein Reagenzglas teilweise mit Wasser; nehmen wir beispielsweise 16 ml. Jetzt lässt man den Stoff eintauchen und liest den Füllstand 17,7 ml des Wasserspiegels ab. Die Differenz der beiden Füllmengen beträgt 1,7 ml. Also kann für die Dichte von Kupfer die Näherung :\rho \approx \approx 20,6 \;\mathrm/\mathrm^3 ermittelt werden.

Eigenschaften

Die Dichte von Flüssigkeiten hängt deutlich von der Temperatur ab, bei Gasen zusätzlich vom Druck. Ein Beispiel hierfür ist die Temperaturabhängigkeit der Luftdichte im unteren Abschnitt. Die Dichte von hygroskopischen Stoffen wie zum Beispiel Holz ist zudem von der Luftfeuchte (Wirkung auf Holzfeuchte) abhängig. Um deren Messergebnisse vergleichen zu können, bezieht man sich auf ein sogenanntes Normalklima. Körper in einer Flüssigkeit, die eine geringere Dichte als diese haben, steigen entsprechend dem archimedischen Prinzip nach oben (Auftrieb), bis sie irgendwann einen Gleichgewichtszustand erreichen (schwimmen). Körper mit größerer Dichte sinken entsprechend nach unten bzw. haben einen höheren Tiefgang als Körper mit geringeren Dichten. Insbesondere kann daher das weniger dichte Eis auf dem Wasser schwimmen und verdrängt dabei genau das Volumen an Wasser, das die gleiche Masse wie das Eis hat. In Gasen gilt entsprechendes. Ein mit Helium gefülltes Luftschiff schwebt in der Luft, da das Helium bei gleichem Druck und gleicher Temperatur eine geringere Dichte als Luft hat. Die dichteste auf der Erde natürlich vorkommende Substanz ist Iridium mit etwa 22.650 kg/m3. Neutronensterne dagegen können eine Dichte von etwa 1014 kg/m3 haben.

Tabellenwerte

Tabellenwerte zur Dichte verschiedene Stoffe sind in folgenden Artikeln zu finden:
- Liste der Dichte fester Stoffe
- Liste der Dichte von Flüssigkeiten
- Liste der Dichte gasförmiger Stoffe

Temperaturabhängigkeit der Luftdichte

Die Wirkung der Temperatur auf die Luftdichte, die Schallgeschwindigkeit und die Schallkennimpedanz ist in folgender Tabelle dargestellt. Der Luftdruck hat auf die Schallgeschwindigkeit keinen Einfluss, auch wenn diese Fehlangabe in vielen Büchern zu finden ist. Größen:
- \vartheta (theta) = Temperatur in °C
- ρ (rho) = Luftdichte oder Dichte der Luft in kg/m3
- c = Schallgeschwindigkeit in m/s
- Z = Schallkennimpedanz in N·s/m3

Messmethoden

Von einem Körper mit exakt bekannter Geometrie kann die Dichte mittels Masse und berechnetem Volumen bestimmt werden. Nach dem Prinzip von Archimedes erfährt ein Körper in der Umgebung einer Flüssigkeit genau so viel Auftriebskraft, wie die von seinem Volumen verdrängte Flüssigkeit an Gewichtskraft ausüben würde. Alle direkten Dichtemessverfahren beruhen noch heute auf diesem Prinzip und können auch auf die Dichtebestimmung von Gasen übertragen werden. Bei bekannter Dichte der Flüssigkeit, lässt sich auch das Volumen des eingetauchten Festkörpers bestimmen und schließlich auch dessen Dichte bestimmen. Beispiel für die Bestimmung der Dichte eines Festkörpers: Das Gewicht des Festkörpers wird an Luft gemessen. Eigentlich müsste man die Messung im Vakuum durchführen, da der Festkörper auch in Luft einen gewissen Auftrieb erfährt. Man erhält m_. Anschließend wird der Festkörper in Wasser eingetaucht und gewogen. Er scheint leichter zu sein als an der Luft. Man erhält m_. Nach dem Prinzip von Archimedes ist die Masse des verdrängten Wassers m_ = m_ - m_. Das Volumen des verdrängten Wassers V_ ist gleich dem Volumen des Festkörpers V_. Es ist bekannt, dass \rho_ für die Dichte des Wassers gilt. Durch Einsetzen und Umformen erhält man folglich: \frac= V_. Im letzten Schritt erhält man somit für die Dichte des Festkörpers: \rho_=\frac Dichten von Flüssigkeiten werden mit einem Aräometer gemessen. Dichten von Festkörpern werden z. B. mit einem Pyknometer gemessen oder über indirekte Bestimmungsverfahren, wie der Isotopenmethode ermittelt. Der Biegeschwinger ermöglicht es mit Hilfe eines mit Messflüssigkeit gefüllten U-Rohres, die Dichte von flüssigen Reinstoffen und binären Mischungen exakt zu ermitteln. Die Dichte von Holz kann man mit einem Resistographen bestimmen.

Beispiele

Wasser Wasser hat eine sehr seltene Eigenschaft, indem es bei 3,98 °C die größte Dichte besitzt (Anomalie des Wassers). Es dehnt sich beim weiteren Abkühlen aus, die abnehmende Dichte bewirkt eine Volumenausdehnung. Hierdurch treten Frostschäden beispielsweise bedingt durch die Frostverwitterung auf. Bei zugefrorenen Seen befindet sich so auch das 3,98 °C warme Wasser am Seeboden, während kälteres Wasser mit geringerer Dichte nach oben steigt. Dies verhindert das Zufrieren von Gewässern bis auf den Grund und ermöglicht es erst den Lebewesen in Seen und Meeren zu überleben. Atmosphäre In der Atmosphäre steigen erwärmte und damit weniger dichte Luftschichten vom Boden auf (Konvektion). Sie kühlen dabei jedoch ab, wobei Wasserdampf kondensieren kann und sich daraufhin Wolken ausbilden. Entsprechend sinken kühlere Luftschichten wieder ab.

Abgeleitete Bezeichnungen

In Analogie werden auch andere Größen pro Raumeinheit als Dichten bezeichnet, zum Beispiel die Teilchendichte, die Ladungsdichte oder die Wahrscheinlichkeitsdichte. Teilweise wird der Begriff Dichte auch für Größen pro Flächeneinheit verwendet (Stromdichte, Strahlungsstromdichte, elektrische und magnetische Flussdichte). Eine spezifische Dichte ist API-Grade für Rohöl. Weitere Analogien (neben den schon genannten):
- Darrdichte
- Fülldichte
- Klopfdichte
- Längendichte
- Pressdichte
- Relative Dichte
- Schüttdichte
- Sinterdichte
- Stopfdichte

Weblinks


- [http://www.sengpielaudio.com/Rechner-dichteeinheiten.htm Umrechnung von allen Dichte-Einheiten]
- [http://www.engnetglobal.com/tips/convert.asp?catid=9 Umrechnung von Dichte-Einheiten - auch amerikanische und englische Größen]
- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Dichte Mineralienatlas - Dichte]
- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph08/m11_dichte.htm Versuche und Aufgaben zur Dichte] Kategorie:Werkstoffeigenschaft Kategorie:Physikalische Größe Kategorie:Mineralogie ms:Ketumpatan ja:密度

Wasser

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

Etymologie und alternative Bezeichnungen

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

Vorkommen

Erde

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

Sonnensystem

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

Herkunft

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

Wassermolekül

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

Eigenschaften des Wassers

Hauptartikel: Eigenschaften des Wassers, Stoffdaten des Wassers

Synthese, Elektrolyse und Nachweis

Wasser wurde zum ersten Mal synthetisiert, als Henry Cavendish ein Gemisch aus Wasserstoff und Luft zum Explodieren brachte. Da Wasserstoff in der Zukunft Energieträger werden soll, ist geplant, durch die Elektrolyse des Wassers diesen Wasserstoff zu gewinnen. Allerdings ist ein hoher Energieaufwand für die Elektrolyse nötig. Mittlerweile ist es Forschern gelungen, Wasser durch Anwesenheit eines Katalysators nur mittels Sonnenlicht in Sauerstoff und Wasserstoff aufzuspalten: : \mathrm Wasser färbt weißes Kupfersulfat hellblau und blaues Cobalt(II)-chloridpapier wird durch Wasser rot gefärbt, Karl-Fischer-Titration.

Geschichte der Wassernutzung

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

Bedeutung des Wassers in den Wissenschaften

Zur Bedeutung für das Leben und die Welt allgemein siehe: Bedeutung des Wassers Wasser spielt wegen seiner besonderen chemischen und physikalischen Eigenschaften, vor allem des Dipolmoments, der Wasserstoffbrückenbindung und der Dichteanomalie, eine zentrale Rolle in vielen Wissenschaften und Anwendungsgebieten. Es ist der wahrscheinliche Entstehungsort des irdischen Lebens und unter Umständen auch eine Bedingung für dieses. In Organismen und in unbelebten Bestandteilen der Geosphäre spielt es als vorherrschendes Medium bei fast allen Stoffwechselvorgängen beziehungsweise geologischen und ökologischen Elementarprozessen eine entscheidende Rolle. Die Erdoberfläche ist zu circa 72 % von Wasser bedeckt, wobei Ozeane hieran den größten Anteil tragen. Süßwasserreserven bilden lediglich 2,53 % des irdischen Wassers und nur 0,3 % sind als Trinkwasser zu erschließen (Dyck 1995). Durch die Rolle des Wassers in Bezug auf Wetter und Klima, als Landschaftsgestalter im Zuge der Erosion und durch seine wirtschaftliche Bedeutung unter anderem in den Bereichen der Land-, Forst- und Energiewirtschaft ist dieses zudem in vielfältiger Weise mit Geschichte,