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Glaselektrode

Glaselektrode

Die Glaselektrode ist die häufigste Variante einer pH-Elektrode und wird somit zur Messung des pH-Wertes (der Wasserstoffionenkonzentration) eingesetzt. Sie ist in der täglichen Laborpraxis geeigneter als die Wasserstoffelektrode. Die Glaselektrode muss allerdings mit Lösungen bekannten pH-Wertes kalibriert werden (siehe pH-Elektrode). Prinzipiell sind zur pH-Messung zwei Elektroden notwendig, die Bezugselektrode und die Glaselektrode selbst. Meistens wird jedoch eine Bauform gewählt, bei der beide Elektroden in einer sogenannten Einstabmesskette vereint werden.

Die kombinierte Glaselektrode

Diese Einstabmesskette ist aus einem inneren Rohr und einem äußeren Mantel aufgebaut. Der äußere Mantel dient als Referenz und besteht aus einem Silberdraht, Silberchlorid und einer Elektrolytlösung (meist Kaliumchlorid). Auch im inneren Rohr befinden sich Silberdraht, Silberchlorid und Kaliumchloridlösung, die zusätzlich noch einen Puffer enthält. Das innere Rohr ist mit dem äußeren Mantel über ein Diaphragma verbunden, der äußere Mantel ist wiederum mit einem Diaphragma mit der zu messenden Lösung verbunden. Am unteren Ende des inneren Rohrs der Einstabmesskette befindet eine Glasmembran, die die eigentliche pH-sensitive Schicht darstellt. Diese Glasmembran besitzt innen und außen eine Quellschicht, in der Na⁺-Ionen gegen H⁺-Ionen ausgetauscht werden. Die äußere Seite der Glasmembran hat zur messenden Lösung Kontakt, die innere Seite zu einer gepufferten, also auf einen genauen pH-Wert eingestellten Lösung. Wird nun die Elektrode in eine Lösung gehalten, so werden sich im sauren Milieau H⁺-Ionen in die Quellschicht des Glases einlagern, oder es werden im basischen Milieau H⁺-Ionen aus der Quellschicht herausbewegen. Auf der Glasaußenseite wird dieser Vorgang durch die Messlösung kontrolliert, auf der Glasinnenseite durch die Pufferlösung mit fest eingestelltem pH-Wert. Es bildet sich also bei niedrigen pH-Werten außen eine positiv geladene Quellschicht und innen eine negativ geladene. Umgekehrt läd sich bei hohen pH-Werten die äußere Schicht negativ und die innere Schicht positiv auf. Dieses daraus entstehende elektrische Potential lässt sich nicht direkt erfassen. Es wirkt sich aber auf die beiden Ag/AgCl-Elektroden aus, wo es dann indirekt gemessen werden kann.

Verwendung und Einsatzgebiete

- Messung des pH-Wertes im Labor
- Durchführung von Säure-Base-Titrationen
- pH-Wert-Bestimmung in Aquarien

Siehe auch

- Elektrochemie

Literatur

- Ludwig Kratz: Die Glaselektrode und ihre Anwendungen, Frankfurt 1950 (Steinkopff)

Weblinks

- [http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_11/kap11_2/kap11_25.html Potentiometrische pH-Messung ] Kategorie:Elektrochemie

PH-Elektrode

Der Begriff pH-Elektrode wird verwendet um ein Instrument zu bezeichnen, das zum Messen des pH-Wertes verwendet wird. Dafür gibt es allerdings eine größere Anzahl von Prinzipien und Bauweisen. In der Praxis wird meistens mit einer Glaselektrode gearbeitet, die üblicherweise als sogenannte "Einstabmesskette" ausgeführt ist.

Grundlagen

Die zur Definition des pH-Wertes herangezogene EMK einer Zelle aus zwei Wasserstoffelektroden wäre in der Praxis zu schwierig handzuhaben, weshalb eben andere Arten von pH-Elektroden konstruiert wurden (und noch immer werden). Allerdings gibt es bei den unterschiedlichen Prinzipien und Bauweisen auch unterschiedliche Messfehler und Einsatzgrenzen.

Bauweisen und Messprinzipien

Für die unterschiedlichsten Anwendungszwecke existieren verschiedenste Bauweisen, die beispielsweise mit Gel- oder Flüssig-Elektrolyt oder festem Polymer eingesetzt werden.

Praktisches Messen

Vor der eigentlichen Messung ist es nötig die pH-Elektrode zu prüfen bzw. einzustellen. Dieser Vorgang wird in der Praxis als Kalibrierung bezeichnet (wobei es sich jedoch genau genommen um eine Justierung handelt, da der systematische Messfehler dabei minimiert wird). Zu diesem Zweck wird die pH-Elektrode in mindestens 2 unterschiedliche Pufferlösungen mit einem definierten pH-Wert getaucht und der dabei am Messgerät angezeigte Wert auf den Sollwert gestellt. Normalerweise wird zuerst mit einem Puffer mit pH 7,0 die Asymmetrie der Elektrode korrigiert und anschließend mit einem anderen Puffer (vorzugsweise im zu erwartenden pH-Bereich) die Steilheit. Aufgrund der Temperaturabhänigkeit des pH-Wertes ist dabei auf die Temperatur des Puffers zu achten. Anschließend erfolgt die Messung durch Eintauchen der Elektrode in die zu untersuchende Probe. Auch hierbei ist die Temperatur zu beachten bzw. beim ermittelten Messwert mit anzugeben. Besonders bei hochviskosen Proben als auch bei älteren pH-Elektroden ist oft eine gewisse Zeit zur Stabilisierung des Messwertes zu warten. Kategorie:Elektrochemie

PH-Wert

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration und damit ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen Wirkung einer Lösung. Der Begriff leitet sich von pondus Hydrogenii oder potentia Hydrogenii (lat. pondus = Gewicht; potentia = Kraft; hydrogenium = Wasserstoff) ab.
- pH <7 entspricht einer sauren Lösung
- pH 7 entspricht einer neutralen Lösung
- pH >7 entspricht einer alkalischen Lösung Genau bestimmt werden kann der pH-Wert mit Hilfe von bestimmten Messgeräten (pH-Elektrode) oder ungefähr mit einem Universal-Indikator und dem Vergleich mit einer Farbskala.

Beispiele für verschiedene pH-Werte

Bild:PH-Skala-Unviersalindikator mit Beispielen.png

Exakte Definition des pH im wässrigen Milieu

Die Definition: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration. bzw.

pH = -log_ \ c(H^+)

; Einheit: [1] genügt normalerweise, das Wesen des pH gedanklich zu erfassen. Wer sich jedoch etwas genauer damit befasst, benötigt drei kleine Korrekturen dieser Definition. Dies sind:
- Das Oxonium- bzw. Hydroniumion H⁺ • H₂O ≡ H₃O⁺ (Oxoniumion) H₃O⁺ • 3 H₂O ≡ H₉O₄⁺ (Hydroniumion)
- Die Aktivität pH = -log₁₀ a(H₃O⁺) a = f • c (a: Aktivität; f: Aktivitätskoeffizient) 0 < f < 1 (Ausnahmen: f > 1) daraus folgt a < c Vereinbarung für verdünnte Lösungen: a = c und f = 1, da Werte sehr ähnlich sind.
- Die Einheit

pH = -\log_ \ a(H_3O^+)

; Einheit: [mol/L] (ist unsinnig!) Richtig:

pH = -\log \frac

Einheit:

\left [-\log_ \frac = 1 \right ]

definitionsgemäße Vereinbarung: a(H₂O) = 1 mol/L (eigentlich jedoch 55,34 mol/L!) Daraus folgt die allgemein bekannte Vereinfachung zu

-\log\ c(H_3O^+)

mit der Einheit [1]. Aus a – c folgende korrigierte verbale Definition: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Verhältnisses aus Aktivität der Hydroniumionen zur Aktivität von einem Mol Wasser. Und als Formel:

pH = -\log \frac

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Werden Säuren oder Basen in Wasser gelöst, geben diese durch die Dissoziation Wasserstoffionen ab und verändern dadurch den pH-Wert. Damit wird der pH-Wert zu einem Maß der Menge an Säuren und Basen in einer Lösung. Je nach Stärke der Säure oder Base dissoziiert sie zu einem größeren Anteil und verändert somit den pH-Wert drastischer. Wie schon erwähnt, gibt man pH-Werte zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch) an. Wie allerdings aus der Definition hervorgeht, kann er theoretisch bei sehr starken Basen auch größer als 14 und bei sehr starken Säuren auch kleiner als 0 sein. In der Praxis hat dies allerdings keine Bedeutung, da sich solche pH-Werte mit handelsüblichen Messgeräten nicht mehr messen lassen. Eine besondere Bedeutung haben Lösungen schwacher Säuren und Basen mit einem pH Wert nahe ihrer Säurekonstante. Sie dienen als sogenannte Pufferlösungen. Der pH-Wert solcher Pufferlösungen ändert sich bei Zugabe von Säuren und Basen in Abhängigkeit von der Pufferkapazität nur gering. Eine Aufnahme von einer Säure erfolgt beispielsweise auch dadurch, dass Kohlenstoffdioxid sehr gut in Wasser löslich ist. Lässt man Wasser an der Luft stehen, nimmt es aufgrund der sich durch Lösen von Kohlenstoffdioxid bildenden Kohlensäure einen pH-Wert von etwa 5 an. Dieser pH-Wert gilt als dermatologisch neutral.

Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen

Der pH-Wert Wert lässt sich bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen in einer wässrigen Lösung auch berechnen. So entspricht der pH-Wert starker Säuren den negativen Dekadischen Logarithmus der Konzentration der Säure, da man davon ausgeht, dass die Konzentration der Säure der der Oxoniumionen entspricht und die Autoprotolyse des Wassers außer Acht lässt. Der pH-Wert von schwachen Säuren ist die Hälfte der Differenz von pKS-Wert und dem dekadischen Logarithmus der Säurekonzentration. Bei mehrprotonigen Säuren muss man diese Werte für jedes abgegebene Proton berechnen und anschließend addieren. Diese Berechnungen können für das Herstellen von Lösungen mit einem bestimmten pH-Wert sehr hilfreich sein. Für Lösungen eines Salzes einer Säure/Base lässt sich der pH-Wert über die sogenannte Henderson-Hasselbalch-Gleichung näherungungsweise berechnen. Sind jedoch verschiedene Salze oder Salze von mehrbasiger Säuren gelöst, verkompliziert sich diese Gleichung sehr rasch. Für eine genaue Berechnung muss zusätzlich noch die Aktivität (Chemie) berücksichtigt werden. Eine Lösung dieser Gleichungen ist dann nur noch über iterative Verfahren möglich.

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Eine Art "pH-Wert" ist auch für andere protische Lösungsmittel (also solche, die Protonen übertragen können) definiert und beruht ebenfalls auf der Autoprotolyse dieser Lösungsmittel. Die allgemeine Reaktion lautet: 2LH Bild:Gleichgewicht.png LH₂⁺ + L^- (allg. Formulierung der Autoprotolyse) LH₂⁺ = Lyonium-Ion; L^- = Lyat-Ion Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert (der Index p weist darauf hin, dass es sich nicht um wässrige, aber protische Lösungen handelt): :pH_p = -log ₁₀ [LH₂⁺] Beispiele: 2HCOOH Bild:Gleichgewicht.png HCOOH₂⁺ + HCOO^- (wasserfreie) Ameisensäure 2NH₃ Bild:Gleichgewicht.png NH₂^- + NH₄⁺ Ammoniak 2CH₃COOH Bild:Gleichgewicht.png CH₃COO^- + CH₃COOH₂⁺ Eisessig 2C₂H₅OH Bild:Gleichgewicht.png C₂H₅OH₂⁺ + C₂H₅O^- Ethanol

Bedeutung des pH-Wertes

Die Auswirkung des pH-Werts auf das Wachstum von Pflanzen

Grundsätzlich beeinflusst der pH-Wert des Bodens die Verfügbarkeit der Nährsalze (zum Beispiel Eisenmangel bei neutralem und alkalischem pH-Wert). Zudem schädigen extreme pH-Werte die Pflanzenorgane (saurer Regen, Verätzungen). Für den Nährstoffhaushalt von Pflanzen ist (neben Phosphor, Schwefel und Kali) Stickstoff von besonderer Bedeutung. Stickstoff wird fast immer in Form von wasserlöslichem Ammonium (NH₄⁺ Ionen) oder häufiger als Nitrat (NO₃^- Ionen) aufgenommen. Ammonium und Nitrat stehen in Böden mit einem pH-Wert von 7 im Gleichgewicht. Bei sauren Böden überwiegen die NH₄⁺ Ionen, bei alkalischen Böden überwiegen die NO₃^- Ionen. Wenn nun eine Pflanze aufgrund der Durchlässigkeit der Wurzelmembranen nur NH₄⁺ aufnehmen kann, ist sie an saure Böden gebunden und dementsprechend obligat acidophil (säureliebend). Wenn sie nur Nitrat NO₃^- aufnehmen kann, kann sie nur auf basenreichen Böden wachsen (obligat basophil). Wenn sie jedoch sowohl Ammonium, als auch Nitrat aufnehmen kann, kann sie sowohl auf sauren als auch auf basenreichen Böden wachsen. In Mineraldüngern wird Ammoniumnitrat (NH₄NO₃) verwendet, ein Salz aus Ammonium- und Nitrat-Ionen. Viele Pflanzenarten bevorzugen einen bestimmten pH-Bereich. Wenn dieser Idealbereich nur leicht über- oder unterschritten wird, ist für die meisten Pflanzen ein normales Wachstum noch ohne weiteres möglich, zumal ein „falscher“ pH-Wert durch andere das Wachstum beeinflussende Faktoren ausgeglichen werden kann (zum Beispiel Sonneneinstrahlung, Nährstoffgehalt und so weiter). Bei übermäßig hohem oder niedrigem pH-Wert sind die Nährstoffe im Boden festgelegt und stehen somit für die Pflanzen nur noch unzureichend zur Verfügung. Außerdem werden bei einem sehr niedrigen pH-Wert für Pflanzen giftige Stoffe des Bodens freigesetzt. Dazu gehören Aluminium- und Mangan-Ionen. Siehe auch: Boden-pH, Bodenversauerung

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen. Ein Beispiel:

Auch bei der menschlichen Fortpflanzung hat der pH-Wert eine entscheidende Bedeutung. Während das Scheidenmilieu zur Abwehr von Krankheitserregern sauer ist, hat das Sperma des Mannes einen basischen pH-Wert. Die beim Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion, führt zu einem optimalen Milieu zur Bewegung der Spermien. Somit handelt es sich beim pH-Wert um keine abstrakte Größe, sondern um eine existenzielle "Größe". Auch ist die Haut des Menschen leicht sauer, dieser Säuremantel ist ein Schutz vor Krankheitserregern. Seifen, normalerweise basisch, "trocknen" somit die Haut aus, weil sie die Säureschicht zerstören, ein "pH-hautneutrale" Seife hat deswegen keinen neutralen pH-Wert, sondern einen leicht sauren.

Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien

In Aquarien muss für die Pflanzen und Fische ein bestimmter pH-Wert gehalten werden. Die Lebewesen haben einen Toleranzbereich für den pH-Wert und können außerhalb von diesem nicht überleben. Meist haben Pflanzen im Aquarium einen größeren Toleranzbereich als Fische. Richtwerte von Aquarienfischen: Saures Wasser (pH ~ 6):
- Südamerikaner (Neon, Skalar, Diskus, L-Welse, etc.)
- Asiaten (Guaramis, Fadenfische, etc.) Neutrales Wasser (pH ~ 7)
- Mittelamerikaner (Feuermaulbuntbarsch, etc.) Alkalisches Wasser (ph ~ 8)
- Ostafrikanische Grabenseen (Buntbarsche aus dem Tanganjika- und Malawisee, etc.)

Weblinks

- http://chemometrix.uia.ac.be/dl/acidbase/acidbaselab.php
- http://www.bi.umist.ac.uk/users/mjfrbn/buffers/makebuf.asp
- http://www.fundgrube.priv.at/index.jsp?file=/chemie/saeurenBasen.xml
- http://www.chemlin.de/chemie/ph-wert.htm
- http://www.chemlin.de/markt/ph-meter.htm Kategorie:Chemie ja:水素イオン指数 ko:수소 이온 농도 simple:PH

Wasserstoffelektrode

Der Begriff Wasserstoffelektrode wird allgemein für Elektroden verwendet, an denen Wasserstoffgas H₂ entwickelt oder verbraucht wird. Die Wasserstoffelektrode im speziellen ist ein wichtiges Hilfsmittel für Messungen der Elektrochemie und der Physikalischen Chemie: Sie ist eine der wichtigsten Referenzelektroden, das heißt, sie dient zur Bestimmung des Potenzials anderer Elektroden durch eine einfache Spannungsmessung. Das Potenzial ist die wichtigste Größe zur Beschreibung des elektrochemischen Zustands einer Elektrode. Besonders bedeutsam ist die Normal-Wasserstoffelektrode, da deren Potenzial als Nullpunkt der Standardpotenzialskala definiert ist. Das Potenzial von Wasserstoffelektroden wird durch die Reaktion 2 H⁺ + 2 e^-

\;\overrightarrow\;

H₂ festgelegt.

Normal-Wasserstoffelektrode

Die Normal-Wasserstoffelektrode dient zunächst wie jede Bezugselektrode dem Zweck, ein genau definiertes Potenzial zu liefern. Darüber hinaus ist sie zur Bestimmung von Standardpotenzialen besonders geeignet, da ihr Potenzial definitionsgemäß der Nullpunkt der Potenzialskala ist.

Aufbau und Funktion

Das Potenzial der Elektrode wird durch die Reaktion 2 H⁺ + 2 e^-

\;\overrightarrow\;

H₂ festgelegt. Für die zuverlässige Potenzialmessung ist es wichtig, dass auch tatsächlich eine Reaktion stattfinden kann, d.h. die Hin- und Rückreaktion müssen genügend schnell verlaufen, damit sich ein Gleichgewicht einstellen kann. Daher ist ein Katalysator notwendig, in diesem Fall Platin, das zugleich als Edelmetall eine nicht korrodierende Elektrode bildet. Die Normal-Wasserstoffelektrode, die den Nullpunkt der Standardpotenzialskala festlegt, besteht daher aus einem platinierten, d.h. elektrolytisch mit Platinschwarz überzogenem, Platinblech, welches in eine Säure-Lösung mit einer H⁺ (aq)-Ionenaktivität von a(H⁺) = 1 eintaucht. Die Platinelektrode wird von Wasserstoffgas bei einem Druck von 101,3 kPa umspült. Das Wasserstoffgas adsorbiert teilweise am Platin und bildet ein Gleichgewicht mit den Wasserstoffionen, und legt so das elektrochemische Potenzial fest. Das elektrische Potenzial, das sich an dieser Elektrode bildet, ist das Normalpotenzial, welches als identisch Null definiert wird.

Andere Wasserstoffelektroden

Für manche elektrochemischen Untersuchungen werden auch Wasserstoffelektroden verwendet, die beim Umgebungsdruck betrieben werden; die Wasserstoffelektroden für die Wasserelektrolyse arbeiten oft bei Überdruck. Für Untersuchungen in Säuren oder Laugen benutzt man manchmal auch eine Wasserstoffelektrode in derselben Lösung wie die zu messende Elektrode; auf diese Weise kann man erreichen, dass sich das gemessene Potenzial nicht mit dem pH-Wert ändert. Allgemein gilt für Wasserstoffelektroden, an denen die Reaktion 2 H₃O⁺ + 2 e^-

\;\overrightarrow\;

H₂ + 2 H₂O abläuft, folgende Abhängigkeit des Gleichgewichtspotenzials im Vergleich zur Normalwasserstoffelektrode vom Wasserstoffdruck p(H₂) und von der Konzentration E = E₀₀ + RT/F ( ln( a(H₃O⁺) - ln(p(H₂))/2 ) mit E₀₀ = 0 V per Definition, R = Gaskonstante, T = Temperatur, F = Faraday-Konstante. Bei der Elektrolyse von Wasser treten noch Überspannungen auf, das bedeutet, die benötigte Zellspannung ist aufgrund kinetischer Hemmung höher als die Gleichgewichtsspannung. Die Überspannung steigt mit zunehmender Stromdichte an den Elektroden. Die Messung von Gleichgewichtspotenzialen erfolgt daher möglichst stromlos.

Bedeutung und Handhabung

Aufgrund der Definition, dass Standardpotenziale relativ zur Standard-Wasserstoffelektrode gemessen werden, hat diese natürlich eine enorme Bedeutung für die Physikalische Chemie. Andererseits ist sie sehr umständlich in der Handhabung: Zum einen erfordert sie den Umgang mit Wasserstoffgas, wobei durch geschlossene Gefäße die Knallgasbildung vermieden werden muss. Eine sauerstofffreie Atmosphäre im Elektrolytgefäß ist aber auch nötig, da Sauerstoff das Potenzial der Elektrode verfälschen kann. Zum anderen ist eine Platinelektrode anfällig für Verunreinigungen, so dürfen keine Fettspuren z.B. von Fingerabdrücken vorhanden sein; um eine hohe katalytische Aktivität zu sichern, sollte sie neu platiniert werden. Für genaue Messungen ist außerdem noch die Druckkontrolle gefordert. Aus diesen Gründen werden Wasserstoffelektroden für Routineuntersuchungen kaum verwendet, ebenso eher selten für Forschungsarbeiten, außer diese zielten darauf ab, Standardpotenziale zu bestimmen. Viel häufiger wurden Kalomel- oder Silber-Silberchlorid-Elektroden (Ag/AgCl) benutzt, bei denen keine gasförmigen Reaktanten auftreten, so dass praktisch keine Druckabhängigkeit auftritt. Heute werden vorwiegend Ag/AgCl-Elektroden eingesetzt, um das giftige Kalomel zu vermeiden. Sie sind im Gegensatz zu Wasserstoffelektroden auch kommerziell in vielen verschiedenen Varianten messfertig erhältlich.

Weiterführende Informationen

Elektrodenpotenzial, Referenzelektrode, Elektromotorische Kraft, Kathode, Anode, Salzbrücke Kategorie:Elektrochemie

Kalibrierung

Das Kalibrieren (die Kalibration) ist in der Metrologie ein Messprozess zur Feststellung und Dokumentation der Abweichung eines Messgerätes oder einer Maßverkörperung mit einem Normal höherer Ordnung. Zu einer Kalibrierung gehört
- die Definition des Messprozesses (Umgebungsbedingungen, erforderliche Normale, Vorgehensweise)
- Erstellung eines mathematischen Modelles zur Auswertung der Kalibrierung unter Berücksichtingung aller bekannten systematischen Einflüsse
- eine Unsicherheitsanalyse mit Hilfe des mathematischen Modelles
- Angabe eines vollständigen Ergebnisses, d.h. Kalibrierwert und Kalibrierunsicherheit.
- Ausstellung eines Kalibrierscheines Der Kalibrierwert für den Kalibriergegenstand wird zur Messwertkorrektur verwendet. In Verbindung mit einer Normalhistorie lassen sich Aussagen über die Zuverlässigkeit des Kalibriergegenstandes treffen. Im Gegensatz zur Justierung wird die Abweichung zwischen Kalibriergegenstand und Referenznormal nicht beseitigt. Der Begriff Kalibrierung umfasst keine Aussagen zur Einhaltung vorgegebener Spezifikationen (Messtoleranzen), dies ist Gegenstand einer Prüfung. Ein bekanntes Beispiel ist das Kalibrieren einer Waage durch Auflegen einer Normalmasse. Unter Berücksichtigung systematischer Einflüsse (Messabweichung der Normalmasse, Luftdruck, Temperatur, Auftrieb) und zufälliger Einflüsse wird die Anzeige des Kalibriergegenstandes Waage mit der Maßverkörperung Normalmasse verglichen. Um eine Aussage über den Einfluss zufälliger Einflüsse treffen zu können, wird die Messung hinreichend häufig durchgeführt und statistisch bewertet.

Siehe auch

- Eichung, Prüfung, Justierung, Metrologie, Deutscher Kalibrierdienst (DKD)
- Fehlerrechnung, Kaliber (Begriffsklärung), Absolutmessung Kalibrierung bei Farbmanagement Kategorie:Messtechnik

Bezugselektrode

Eine Referenzelektrode, oft auch als Bezugselektrode oder seltener als Vergleichselektrode bezeichnet, ist eine Elektrode (Halbzelle) mit einem konstanten Gleichgewichtspotenzial, das sich schnell und reproduzierbar einstellt. Sie wird als Bezugspunkt für die Messung von relativen Potenzialen anderer Elektroden eingesetzt. Das absolute Potenzial einer einzelnen Elektrode ist grundsätzlich nicht experimentell bestimmbar, sondern nur die Potenzialdifferenz zwischen zwei Elektroden. Bei Elektrodenpotenzialen sollte deshalb immer mit angegeben werden, auf welche Referenzelektrode es bezogen ist.

Potenzialmessungen mit Referenzelektroden

Um die Potenzialdifferenz zwischen einer Elektrode und der Referenzelektrode messen zu können, müssen diese über einen Ionenleiter (Elektrolyt) und über einen elektrischen Leiter mit einem geeigneten Messgerät (beispielsweise einem hochohmigen Voltmeter oder einer Potentiometerschaltung) verbunden werden. Befinden sich Elektrode und Referenzelektrode in verschiedenen (beispielsweise durch eine Membran getrennten) Elektrolyten, wird das Messergebnis durch die sich an der Phasengrenze zwischen den beiden Elektrolyten einstellende Potenzialdifferenz, das sogenannte Diffusionspotenzial, beeinflusst. Der Zahlenwert des Diffusionspotenzials liegt meist in der Größenordung von 5-50 mV und wird daher oft bewusst oder unbewusst vernachlässigt. Bei Präzisionsmessungen kann das Diffusionspotenzial mit einem geeigneten Versuchsaufbau auf Werte < 1 mV gesenkt werden. Eine Möglichkeit ist die Verwendung einer Salzbrücke. Das heißt, die verschiedenen Elektrolyte sind nicht direkt, sondern über ein mit einem konzentrierten Elektrolyten gleicher Ionenbeweglichkeit gefüllten U-Rohr verbunden. In diesem Fall gibt es statt einer Phasengenze zwischen den Elektrolyten mit hohem Diffusionspotenzial zwei Phasengrenzen mit niedrigem Diffusionspotenzial. Elektrodenpotenziale sind temperaturabhängig (siehe Nernst-Gleichung). Deshalb sollten Potenzialmessungen bei konstanter Temperatur durchgeführt und die Temperatur, bei der gemessen wurde, mit dem Ergebnis angegeben werden.

Arten und Auswahl von Referenzelektroden

Die verschiedenen Wasserstoffelektroden zählen zu den bekanntesten Referenzelektroden. Das Standardpotenzial der Normal-Wasserstoffelektrode (Abkürzung NHE) ist der Bezugspunkt für die elektrochemische Spannungsreihe und ist willkürlich als 0,00 V definiert. Aufgrund des aufwändigen Aufbaus und der schwierigen Handhabung werden Wasserstoffelektroden nur selten verwendet. In der Praxis werden überwiegend Elektroden zweiter Art eingesetzt, die einfacher aufgebaut sind und deren Gleichgewichtspotenzial sich ebenfalls schnell und reproduzierbar einstellt. Dabei handelt es sich um Metallionenelektroden, bei denen die Metallionen in der Lösung im Gleichgewicht mit einem schwerlöslichen Salz des Metalls (dem Bodenkörper) stehen. Beispiele für solche Referenzelektroden sind:
- Silber-Silberchlorid-Elektrode (Ag/AgCl/Cl^-)
- Kalomel- oder Quecksilber-Quecksilberchlorid-Elektrode (Hg/Hg₂Cl₂/Cl^-)
- Quecksilber-Quecksilbersulfat-Elektrode (Hg/Hg₂SO₄/SO₄^2-)
- Quecksilber-Quecksilberoxid-Elektrode (Hg/HgO/OH^-) Die Auswahl der Referenzelektrode hängt von den Bedingungen ab. In saurer Lösung werden meist die Kalomel- oder Silber-Silberchlorid-Elektrode verwendet. Heute wird die Silber-Silberchloridelektrode oft bevorzugt, um den Umgang mit dem giftigen Quecksilber und Quecksilber(I)-chlorid (Kalomel) zu vermeiden. In (stark) alkalischer Lösung sind diese allerdings nur bedingt einsetzbar, da Hydroxidionen in die Referenzelektrode diffundieren und das Potenzial verfälschen können. Deshalb wird in alkalischen Lösungen üblicherweise die Quecksilber-Quecksilberoxid-Elektrode verwendet. In Fällen, in denen chloridfrei gemessen werden muss, wird meist die Quecksilber-Quecksilbersulfat-Elektrode oder seltener die reversible Wasserstoffelektrode (RHE) eingesetzt. Für bestimmte Anwendungen, beispielsweise bei der Untersuchung von Korrosionsvorgängen, werden oft sogenannte Pseudo-Referenzelektroden verwendet. Dabei handelt es sich meist um Metalldrähte, die direkt in die Elektrolytlösung getaucht werden. Zwar stellt sich an solchen Elektroden auch ein konstantes Potenzial ein, dies ist allerdings unbekannt und von der Zusammensetzung der Elektrolytlösung abhängig. Ein Vorteil solcher Pseudo-Referenzelektroden ist, dass bei geeigneter Auswahl keine zusätzlichen Spuren von Verunreinigungen (beispielsweise Chloridionen) eingebracht werden.

Siehe auch

Elektrode, Elektrodenpotenzial, Elektrochemische Spannungsreihe

Literatur

- David J.G. Ives und George J. Janz (Hrsg.):. Reference Electrodes – Theory and Practice. Academic Press, New-York 1961 (Englischsprachiges Standardwerk, vergriffen)

Weblinks

- http://www.consultrsr.com/resources/ref/index.htm (engl.) Potenziale von Referenzelektroden und Werkzeuge zur Umrechnung Kategorie:Elektrochemie

Kaliumchlorid

Kaliumchlorid (Sylvin), KCl, das Kaliumsalz der Salzsäure bildet farblose, scharf salzig schmeckende, wasserlösliche Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 770 °C und einer Dichte von 1,98 g/cm³. Es löst sich bei 20 °C zu 350 g/L in Wasser.

Vorkommen

Weltweit gibt es zahlreiche kaliumchloridhaltige Salzvorkommen. Von herausragender Bedeutung sind die Vorkommen in Kanada, in der GUS und Deutschland. In Zukunft soll das über 240 Millionen Tonnen große Vorkommen im Seebecken von Lop Nor in China erschlossen werden.

Kaliumchloridhaltige Minerale

- Sylvin (Sylvit) - KCl
- Sylvinit - KCl
- NaCl
- Carnallit - KCl
- MgCl₂
- 6 H₂O
- Kainit - KCl
- MgSO₄
- 3 H₂O

Gewinnung

- Auskristallisieren des schwerer löslichen Kaliumchlorids beim Eindampfen von konzentrierten Carnallit-Lösungen (KMgCl₃
- 6 H₂O).
- Durch Flotation von kaliumchloridhaltigen Salzgemengen, z.B. im Kalibergbau gewonnener Rohsalze.
- Durch das Heißlöseverfahren: selektives Herauslösen des KCl aus Salzgemengen auf Grund unterschiedlicher Temperaturabhängigkeiten der Löslichkeiten von Salzen.
- Durch elektrostatische Trennung aus Salzgemengen, ESTA(R)-Verfahren.

Verwendung

- Düngemittel
- Geschmacksverstärker (E 508)
- Rohstoff für die Herstellung fast aller Kaliumverbindungen (beispielsweise Kaliumcarbonat, Kaliumhydroxid)
- Streusalz (wegen der tieferen Schmelztemperatur einer Kaliumchlorid-Wasser-Mischung auch bei Temperaturen unter -10 °C wirtschaftlich einsetzbar).
- Härtesalz in der Metallindustrie
- Schwebemittel in der Emailindustrie
- Bestandteil künstlich hergestellter physiologischer Lösungen
- Lähmungsmittel bei der Hinrichtung durch die Giftspritze in den Vereinigten Staaten
- Aufbewahrungslösung für pH- Meßelektroden (3 mol/l KCl - Lösung)

Nachweis

- klassisch: Nachweis des Cl^--Ions durch Fällung mit Ag⁺, Pb²⁺ oder Hg₂²⁺.
Nachweis des K⁺-Ions nur über die violette Flammenfärbung beziehungsweise Fällung mit ClO₄^- möglich.
- modern: Nachweis der Elemente beispielsweise mittels AAS Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Salz ja:塩化カリウム

PH-Wert

Beispiele für verschiedene pH-Werte

Bild:PH-Skala-Unviersalindikator mit Beispielen.png

Exakte Definition des pH im wässrigen Milieu

Die Definition: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration. bzw.

pH = -log_ \ c(H^+)

pH = -\log_ \ a(H_3O^+)

; Einheit: [mol/L] (ist unsinnig!) Richtig:

pH = -\log \frac

Einheit:

\left [-\log_ \frac = 1 \right ]

definitionsgemäße Vereinbarung: a(H₂O) = 1 mol/L (eigentlich jedoch 55,34 mol/L!) Daraus folgt die allgemein bekannte Vereinfachung zu

-\log\ c(H_3O^+)

pH = -\log \frac

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Bedeutung des pH-Wertes

Die Auswirkung des pH-Werts auf das Wachstum von Pflanzen

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen. Ein Beispiel:

Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien

Weblinks

Lösung

Der Begriff Lösung bezeichnet:
- Alltagssprachlich die gesuchte Information, die die Frage eines Rätsels beantwortet; der Weg, eine Aufgabe zu erfüllen: Lösung (Problem)
- in der Chemie oder Physik eine Flüssigkeit, die aus einem Lösungsmittel und mindestens einem darin gelöstem, festem, flüssigen oder gasförmigem Stoff besteht: Lösung (Chemie); auch: den Vorgang des Lösens („in Lösung gehen“)
- in der Mathematik ein Objekt, zum Beispiel eine Zahl oder Funktion, das eine gestellte Aufgabe, zum Beispiel eine Gleichung oder Differentialgleichung, erfüllt, siehe Lösung (Mathematik), Lösen von Gleichungen
- in der Informatik eine Anwendungssoftware oder eine Kombination aus Software und Hardware für eine bestimmte, konkrete Aufgabenstellung, siehe auch unter Lösung (Software)
- (alemannisch) den Ertrag

Labor

Das Labor (eigentlich Laboratorium, vom lateinischen laborare = arbeiten) bezeichnet einen Arbeitsplatz vor allem im Bereich der Naturwissenschaften. Im Gegensatz zum Büro wird im Labor praktisch gearbeitet, das heißt es werden die verschiedensten Experimente durchgeführt. Laboratorien findet man in der Chemie, Physik, Biologie, Pharmazie und Medizin, in den Psycho-Wissenschaften und im Ingenieurwesen. Ein bekanntes Beispiel außerhalb der Naturwissenschaften ist das "Schlaflabor". Die Laborausstattung hängt dabei stark von der Art des Einrichtung ab und trägt den besonderen Anforderungen hinsichtlich Sicherheit, Sauberkeit, Verfügbarkeit von Materialien, Werkzeugen und Geräten Rechnung. In chemischen bzw. biochemischen Laboratorien werden viele verschiedene Glasgeräte (Rundkolben, Destillationsbrücken, Kühler, Bechergläser, etc.) benötigt, mit denen Analysen und Synthesen durchgeführt werden. Zudem wird hauptsächlich innerhalb von Abzughauben (Links im Bild) gearbeitet, in denen entstehende Gase oder Aerosole während der Reaktion aus der Luft abgesaugt werden, und welche den Arbeitenden bei einem Unfall vor Splittern oder spritzenden Flüssigkeiten schützen. In mikrobiologischen Labors werden außerdem abgeschlossene Abzüge verwendet, die durch geeignete Pumpen und Filteranlagen steril gehalten werden, um den Arbeitenden und seine Experimente vor dem Einfluß von Bakterien zu schützen. Bedingt durch den Umgang mit gesundheitsschädlichen und brennbaren Stoffen darf in chemischen Laboratorien weder gegessen noch getrunken noch geraucht werden, zudem ist in der Regel das Tragen geeigneter Schutzkleidung (Laborkittel, Schutzbrille, Schutzhandschuhe, festes Schuhwerk) verpflichtend. Laboratorien in der Physik verfügen meist über Anschlüsse für Drehstrom, Druckluft, sowie vom normalen Trinkwassernetz getrennte Kühlwasserleitungen. Zur Ausstattung gehören darüber hinaus verschiedene meist elektronische Messgeräte, häufig auch Vakuumapparaturen sowie je nach speziellem Arbeitsgebiet weitere Geräte. Eine wichtige Art von Labor insbesondere in der Festkörperphysik ist der Reinraum, in dem durch eine spezielle Belüftungsanlage, das Tragen von Schutzkleidung und Vermeidung bestimmter Tätigkeiten eine besonders saubere, insbesondere staubfreie Arbeitsumgebung herrscht. In den Ingenieurwissenschaften werden als Labor nicht nur entsprechend ausgestattete und genutzte Räume bezeichnet, sondern auch eine Klasse von Lehrveranstaltungen an Universitäten und Fachhochschulen, in denen praktische Fähigkeiten und der Umgang mit bestimmten Geräten, Software o.ä. anhand von beispielhaften Aufgabenstellungen geschult werden sollen. Siehe auch Laborgeräte, Chemische Arbeitsverfahren, R- und S-Sätze, Wissenschaftssoziologie, Laborjournal !

Aquarium

Aquarien (lat.: aqua = Wasser) sind die verbreitetste Art von Terrarien. Meist handelt es sich bei ihnen um Quader aus Glas oder durchsichtigem Kunststoff, die mit Wasser befüllt werden. Mit Hilfe von Fischen oder auch Krebsen und Garnelen sowie Wasserpflanzen und Bodenmaterialien, meist Kies oder Sand, versucht der Aquarianer eine kleine Unterwasserwelt herzustellen und am Leben zu erhalten. Unterschieden werden u. a. Frischwasser-, Altwasser-,Brackwasser-, Süß- und Salzwasseraquarien. Für die Aufrechterhaltung der Lebensbedingungen sind ein Filter, eine Heizung (bei tropischen Fischen) und eine Beleuchtung nötig. Der Filter kann als Innenfilter oder Außenfilter ausgeführt sein. Bei der Heizung ist heute ein Stabregeler am gebräuchlichsten; die vielfach propagierte Bodenheizung ist bei der Aufstellung in beheizten Räumen nicht mehr nötig. Bei der Beleuchtung werden häufig Leuchtstoffröhren eingesetzt. HQL-Brenner sind heute nicht mehr so gebräuchlich - sie werden in zunehmenden Maße von den HQI-Brennern verdrängt, die bei gleicher Wattzahl eine höhere Lichtausbeute bieten. Für Becken über 50 cm Höhe sind HQI-Brenner erforderlich, da die Lichtstärke mit zunehmender Tiefe schnell abnimmt. Wer sich für Aquarien interessiert, sollte sich zuerst auf den entsprechenden Internetseiten informieren, denn es wird z. B. immer wieder der Fehler gemacht, dass die Einfahrzeit des Aquariums nicht beachtet wird. Das hat meistens zur Folge, dass alle Fische nach wenigen Tagen an einer Nitritvergiftung sterben. In großen Zoos gibt es auch begehbare Aquarien, in denen der Besucher durch einen mit Glas überdachten Gang in einen mit Wasser gefüllten Raum geführt wird. Das andere Extrem sind die vergleichsweise winzigen Goldfischgläser, die wegen ihrer im Vergleich zur Größe der Fische meist viel zu geringen Wassermenge eine wirkliche Tierquälerei bedeuten: So kommt es über die geringe Wasseroberfläche kaum zum notwendigen Luftaustausch. Da Goldfischgläser nicht mit Filtern ausgestattet sind, ist ein täglicher Wasserwechsel notwendig. Eine besondere Art des Aquariums stellt die sogenannte Ecosphere dar. Sie bildet – anders als Aquarien in denen man die Fische füttern und über den Filter übeschüssige Stoffe entfernen muß – ein in sich abgeschlossenes Ökosystem. Die Aquaristik ist ein sehr beliebtes Hobby, das in vielen Ländern gepflegt wird. Aquarianer lassen sich in allen Altersklassen finden. In einigen afrikanischen und lateinamerikanischen Ländern stellt der Export von Zierfischen einen wichtigen Wirtschaftszweig dar. Auf Wassertiere spezialisierte Zoos bezeichnen sich ebenfalls als Aquarien. Beispiele hierfür sind das Kölner Aquarium am Zoo, der Aquazoo in Düsseldorf, das Sea Life Oberhausen, das Deutsche Meeresmuseum in Stralsund oder auch das Seewasseraquarium in Wilhelmshaven. Eine Besonderheit bildet das zum Berliner Zoo gehörige Aquarium, denn es enthält auch Landtiere wie Krokodile und Insekten. Das größte Aquarium der Welt soll in Großbritannien entstehen; das Institut in der Grafschaft Bedfordshire soll zwei riesige Biosphären umfassen, die 200 Aquarien mit Frischwasserfischen, Amphibien und Reptilien enthalten. Das Projekt kostet 350 Millionen Euro, soll im Jahre 2010 fertiggestellt sein und Platz für 2500 Menschen bieten. Um die richtige Wasserqualität zu gewährleisten sind regelmäßige Wassertests erforderlich.

Literatur

Die Geschichte des Aquariums: Brunner, Bernd: "Wie das Meer nach Hause kam, Die Erfindung des Aquariums", Transit Verlag, Berlin 2003 ("The Ocean at Home, An Illustrated History of the Aquarium", Princeton Architectural Press, New York, 2005)

Weblinks

- http://www.einrichtungsbeispiele.de/ Einrichtungsbeispiele
- http://www.naturaquarium.de/ Naturaquarien im japanischen Stil
- http://www.aquarium-berlin.de - Das Berliner Aquarium (4500 Tiere // 400 Arten)
- http://www.duesseldorf.de/aquazoo/index.shtml - Der Aquazoo in Düsseldorf Kategorie:Zoo Kategorie:Aquaristik ja:水族館

Ludwig Kratz

Ludwig Kratz (
- 11. Mai 1911 in Jena; † 12. August 1957 in Mainz) war ein Chemiker, der leitende Funktionen in Forschung und Managment bei den Glaswerken Schott AG zuerst in Jena und später in Mainz innehatte. Sein Spezialgebiet war die physikalische Chemie, insbesondere die Elektrochemie. 1936 promovierte er in Jena bei Kurt Bennewitz. Er ist bekannt als Autor des Standardwerkes Die Glaselektrode und ihre Anwendungen (Steinkopff, Frankfurt, 1950). Er gehörte zum "Zug der 41 Glasmacher", die am 25./26. Juni 1945 von den US Streitkräften von Jena nach Heidenheim an der Brenz im den Westen Deutschlands verbracht wurden. Er arbeitete danach im Werk Landshut der Schott AG. 1952 wurde der neue Firmensitz in Mainz in Betrieb genommen, in dem er von 1954 bis 1957 Leiter der Abteilung Glasapparate war. Seine beiden Söhne, Karl-Ludwig und Jens Volker, sind Professoren am Institut für Kernchemie an der Universität Mainz.

Literatur

-
-
- Johann Christian Poggendorff: Biographisch-literarisches Handwörterbuch der exakten Naturwissenschaften, Band VIII, Teil 3
- Ludwig Ferdinand Kratz: "Die spezifische Wärme von Nichtelektrolyten in Lösung und der Einfluß der Dielektrizitätskonstante des Lösungsmittels auf den Schwingungszustand ihrer Moleküle", Dissertation, Jena 1936
- K. Bennewitz und L. Kratz: "Die spezifische Wärme von Nichtelektrolyten in Lösung und der Einfluß der Dielektrizitätskonstante des Lösungsmittels auf den Schwingungszustand ihrer Moleküle", Physik. Zeitschrift 37 (1936) 496
- Ludwig Kratz: Untersuchung zur Reinigung von Kolloiden durch Elektrodialyse. Colloid & Polymer Science (Historical Achive) 80 (1937) 33
- Ludwig Kratz, Neuere Arbeiten über Glaselektroden. Colloid & Polymer Science (Historical Achive) 86 (1939) 51
- Ludwig Kratz, Die Glaselektrode und ihre Anwendungen. Steinkopff, Frankfurt, 1950

Weblinks

- http://www.schott.com/german/download/glasmacherzug_d.pdf Kratz, Ludwig Kratz, Ludwig Kratz, Ludwig Kratz, Ludwig

Kategorie:Elektrochemie

Kategorie:Elektrotechnik Kategorie:Chemie

Lời thề Hippocrates

Ở nhiều nước trong đó có Việt Nam, các thầy thuốc phải đọc lời thề Hippocrates khi chuẩn bị ra trường để hành nghề.

Lời thề

Tôi xin thề trước Apollon thần chữa bệnh, trước Æsculapius thần y học, trước thần Hygieia và Panacea, và trước sự chứng giám của tất cả các nam nữ thiên thần, là tôi sẽ đem hết sức lực và khả năng để làm trọn lời thề và lời cam kết sau đây:
- Tôi sẽ coi các thầy học của tôi ngang hàng với các bậc thân sinh ra tôi. Tôi sẽ chia sẻ với các vị đó của cải của tôi, và khi cần tôi sẽ đáp ứng những nhu cầu của các vị đó. Tôi sẽ coi con của thầy như anh em ruột thịt của tôi, và nếu họ muốn học nghề y thì tôi sẽ dạy cho họ không lấy tiền công mà cũng không giấu nghề. Tôi sẽ truyền đạt cho họ những nguyên lý, những bài học truyền miệng và tất cả vốn hiểu biết của tôi cho các con tôi, các con của các thầy dạy tôi và cho tất cả các môn đệ cùng gắn bó bởi một lời cam kết và một lời thề đúng với Y luật mà không truyền cho một ai khác.
- Tôi sẽ chỉ dẫn mọi chế độ có lợi cho người bệnh tùy theo khả năng và sự phán đoán của tôi, tôi sẽ tránh mọi điều xấu và bất công.
- Tôi sẽ không trao thuốc độc cho bất kỳ ai, kể cả khi họ yêu cầu và cũng không tự mình gợi ý cho họ; cũng như vậy, tôi cũng sẽ không trao cho bất cứ người phụ nữ nào những thuốc gây sẩy thai.
- Tôi suốt đời hành nghề trong sự vô tư và thân thiết.
- Tôi sẽ không thực hiện những phẫu thuật mở bàng quang mà dành công việc đó cho những người chuyên.
- Dù vào bất cứ nhà nào, tôi cũng chỉ vì lợi ích của người bệnh, tránh mọi hành vi xấu xa, cố ý và đồi bại nhất là tránh cám dỗ phụ nữ và thiếu niên tự do hay nô lệ.
- Dù tôi có nhìn hoặc nghe thấy gì trong xã hội, trong và cả ngoài lúc hành nghề của tôi, tôi sẽ xin im lặng trước những điều không bao giờ cần để lộ ra và coi sự kín đáo trong trường hợp đó như một nghĩa vụ.
- Nếu tôi làm trọn lời thề này và không có gì vi phạm tôi sẽ được hưởng một cuộc sống sung sướng và sẽ được hành nghề trong sự quý trọng mãi mãi của mọi người. Nếu tôi vi phạm lời thề này hay tôi tự phản bội, thì tôi sẽ phải chịu một số phận khổ sở ngược lại.

Lịch sử

Hippocrates là một thầy thuốc người Hy Lạp.

Ý nghĩa trong khung cảnh hiện đại

Các lời thề tương đương

Trong khung cảnh hiện đại, lời thề Hippocrates đã bị bỏ, thay đổi hay thay thế bằng các lời thề phản ảnh gía trị văn hóa và xã hội ngày nay, nhất là tại các trường y khoa phương Tây. Lời thề Hippocrates cũng đã được đổi mới dựa theo Tuyên ngôn Geneva. Hội đồng Y khoa (General Medical Council) của Anh đã có một hướng dẫn rõ cho các thành viên của họ trong các tài liệu sau [http://www.gmc-uk.org/standards/doad.htm Duties of a doctor] và [http://www.gmc-uk.org/standards/good.htm Good Medical Practice] (tiếng Anh).

Xem thêm

- Hippocrates Hippocrates Thể loại:Đạo đức y học ja:ヒポクラテスの誓い

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Glaselektrode

Die kombinierte Glaselektrode

Verwendung und Einsatzgebiete

Siehe auch

Literatur

Weblinks

PH-Elektrode

Grundlagen

Bauweisen und Messprinzipien

Praktisches Messen

PH-Wert

Beispiele für verschiedene pH-Werte

Exakte Definition des pH im wässrigen Milieu

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Bedeutung des pH-Wertes

Die Auswirkung des pH-Werts auf das Wachstum von Pflanzen

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen. Ein Beispiel:

Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien

Weblinks

Wasserstoffelektrode

Normal-Wasserstoffelektrode

Aufbau und Funktion

Andere Wasserstoffelektroden

Bedeutung und Handhabung

Weiterführende Informationen

Kalibrierung

Siehe auch

Bezugselektrode

Potenzialmessungen mit Referenzelektroden

Arten und Auswahl von Referenzelektroden

Siehe auch

Literatur

Weblinks

Kaliumchlorid

Vorkommen

Kaliumchloridhaltige Minerale

Gewinnung

Verwendung

Nachweis

PH-Wert

Beispiele für verschiedene pH-Werte

Exakte Definition des pH im wässrigen Milieu

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Bedeutung des pH-Wertes

Die Auswirkung des pH-Werts auf das Wachstum von Pflanzen

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen. Ein Beispiel:

Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien

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Lösung

Labor

Aquarium

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Ludwig Kratz

Literatur

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