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Ionengitter

Ionengitter

Unter einem Ionenkristall oder Ionengitter versteht man in der Chemie und der Festkörperphysik die regelmäßige räumliche Anordnung von Anionen und Kationen eines homogenen Stoffes im festen Zustand. Der Zusammenhalt des Gitterverbandes erfolgt durch die Ionenbindung. Die bekanntesten Beispiele für Kristalle mit kubischer Gitterstruktur sind Ionenkristalle: Cäsiumchlorid für die kubisch primitive und Natriumchlorid-Gitter (Kochsalz) für die kubisch-flächenzentrierte Struktur.

Struktur

Die Struktur der Ionengitter hängt zum einen vom Größenverhältnis der Ionen, zum anderen vom Ladungsverhältnis ab. Die Koordination gibt an, wie viel Anionen ein Kation umgeben und wie viel Kationen ein Anion umgeben. Die Elementarzelle beschreibt die kleinste geometrische Einheit eines Gitters und legt das Kristallsystem fest. Die Elementarzelle reicht aus, um die gesamte Geometrie und Symmetrie der Kristallstruktur zu beschreiben.

Sonderformen

- Bei der so genannten Antifluorit-Struktur sind die Position der Anionen und Kationen miteinander vertauscht.
- Ionengitter können auch stöchiometrischen Mengen kleiner Moleküle in den Gitterlücken enthalten (zum Beispiel Kristallwasser).
- Schichtengitter: :Orthoborsäure H₃BO₃ ist ein planares Molekül. Im festen Zustand bilden diese Moleküle untereinander Wasserstoffbrücken aus, so dass ein zweidimensionales Blatt entsteht. Diese Blätter sind übereinander gestapelt. Der Zusammenhalt zwischen den Schichten erfolgt durch Van-der-Waals-Wechselwirkung.
- Sandwich-Gitter: :Bei Cadmiumiodid CdI₂ und Cadmiumchlorid CdCl₂ liegt eine Kationenschicht zwischen zwei Anionenschichten. Die Anziehungskräfte zwischen den Schichten sind relativ schwach. Diese Dreierlagen können auf zwei Arten übereinander gestapelt sein: ABAB... wie CdI₂, Mg(OH)₂ und PbI₂ oder ABCABC… wie CdCl₂, FeCl₂ und MgCl₂.

Siehe auch

Atomgitter, Molekülgitter, Proteingitter, Metallgitter, Kristallgitter, amorpher Zustand, Gitterstruktur, Gittersymmetrie, Gitterkonstante, Gitterstörung, Gitterenthalpie, Kubisches Gitter Kategorie:Kristallographie Kategorie:Chemie Kategorie:Festkörperphysik

Chemie

Die Chemie (von arabisch al-kimiya' ) ist die Lehre vom Aufbau, Verhalten und der Umwandlung der chemischen Elemente und ihren Verbindungen sowie den dabei geltenden Gesetzmäßigkeiten. Die Chemie entstand in ihrer heutigen Form als exakte Naturwissenschaft im 17. und 18. Jahrhundert allmählich aus der Anwendung rationalen Schlußfolgerns auf Beobachtungen und Experimente der Alchemie. Einige der ersten großen Chemiker waren Robert Boyle, Humphry Davy, Jöns Jacob Berzelius, Joseph Louis Gay-Lussac, Joseph-Louis Proust, Marie und Antoine Lavoisier und Justus von Liebig. Justus von Liebig

Was ist Chemie?

Definition

Die Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit Stoffen (Substanzen), deren Umsetzung(en) (chemischen Reaktionen), sowie der Darstellung (Synthese), der Bestimmung und der Anwendung dieser Stoffe (bzw. deren Eigenschaften) beschäftigt. Da die für die Chemie relevanten Eigenschaften der Atome fast ausschließlich in ihrer elektronischen Struktur (Elektronenhülle) begründet liegen, können grundlegende Aufgabengebiete der Chemie auch als „Physik der äußeren Elektronenhülle“ betrachtet werden. Der Atomkern hat praktisch keinen Einfluss auf chemische Prozesse. Untersuchungen zum Aufbau von Atomkernen fallen nicht in den Bereich der Chemie, sondern sind Bestandteil der Kernphysik.

Stoff und Stoffumsetzung

Die chemisch kleinsten Grundbausteine, aus denen alle uns umgebenden Materialien bestehen, sind die Elemente, welche sich zu chemischen Verbindungen zusammenschließen. Eine Stoffumsetzung nennt man chemische Reaktion; sie steht im Zentrum der Chemie. In einer chemischen Reaktion kommt es niemals zu Elementumwandlungen, was die Chemie als Naturwissenschaft grundsätzlich von der mittelalterlichen Vorstellung der Alchemie abgrenzt. Elementumwandlungen sind rein physikalische Prozesse (z.B. radioaktiver Zerfall).

Atom und Molekül

Alchemieen umkreisen einen Kern aus zwei Protonen und zwei Neutronen]] Atome sind für den Chemiker die Grundbausteine der Materie, da sie sich chemisch nicht in kleinere Einheiten spalten lassen. Ein chemisches Element besteht aus Atomen mit einer bestimmten Anzahl an Protonen im Kern. Chemische Elemente können dennoch aus verschiedenen Atomen (Isotope) bestehen, die sich in der Anzahl an Neutronen im Kern unterscheiden. Verschiedene Isotope zeigen gleiches chemisches, aber unterschiedliches physikalisches Verhalten (z.B. Siedepunkt, Schmelzpunkt). Die chemischen Elemente können in mannigfaltiger Weise chemische Bindungen untereinander eingehen. Dann spricht man von einer chemischen Verbindung. Je nach Polarität der Bindung zwischen den Elementen unterscheidet man unpolare kovalente Bindungen, polare kovalente Bindungen und ionische Bindungen, in denen mindestens ein Elektron der miteinander eine chemische Verbindung eingehenden Elemente oder Moleküle ganz bei einem Bindungspartner lokalisiert ist. Verbindungen, in denen die Elemente kovalent miteinander gebunden sind nennt man Moleküle. Verbindungen, die ionisch aufgebaut sind, nennt man Salze. Von Molekülionen spricht man, wenn elektrisch geladene Moleküle vorliegen. Des weiteren spricht man von einer metallischen Bindung, wenn die äußeren Elektronen, die für eine chemische Bindung zur Verfügung stehen, zwischen den Atomen delokalisiert und frei beweglich sind. Die chemischen Elemente selbst liegen als Metalle, als Moleküle (z.B. die zweiatomigen Gase der 2. Periode: O₂, N₂, F₂) oder als Atome (ausschließlich die Edelgase: He, Ne, Ar, Kr, Xe und Rn) vor. Die Art und Weise, wie sich die Atome eines Elementes verbinden, kann dabei immer noch unterschiedlich sein und zu so unterschiedlichen Substanzen wie Graphit und Diamant führen, beides Modifikationen elementaren Kohlenstoffs. Auch kann ein Element als eine metallische und als eine Modifikation mit kovalenten Bindungen vorliegen, z.B. Zinn. Für die chemischen Eigenschaften einer Verbindung ist es jedoch nicht nur entscheidend, welche Atome sie enthält, sondern wie diese miteinander verbunden sind (siehe Chemische Bindung). Bei bestimmten chemischen Verbindungen, vor allem bei Proteinen, sind nicht nur die Bindungen zwischen den Atomen maßgeblich für die chemischen Eigenschaften sondern auch die räumliche Ausrichtung dieser Bindungen. Die Herausforderung bei der chemischen Synthese besteht in der Regel darin, selektiv Bindungen zwischen einzelnen Atomen der Reaktandmoleküle zu lösen und/oder zu knüpfen, um dadurch eine gewünschte Substanz (Reaktionsprodukt) herzustellen.

Bedeutung der Chemie

Geschichte der Chemie

Hauptartikel: Geschichte der Chemie Die Chemie entwickelte sich aus der Alchemie, die in China, Europa und Indien schon seit Jahrtausenden praktiziert wurde. Alchemie war die Untersuchung von Materie, wobei die Vorstellungswelt der Alchemisten nicht auf wissenschaftlichen Untersuchungen basierte, sondern auf Erfahrungstatsachen und empirischen Rezepten. Das Ziel ihrer Untersuchungen war eine Substanz mit dem Namen Stein der Weisen, die Stoffe wie Blei in Gold verwandeln sollte. Alchemisten führten eine große Auswahl Experimente mit vielen Substanzen durch, um diesen Stoff zu finden. Sie notierten ihre Entdeckungen und verwendeten für ihre Aufzeichnungen die gleichen Symbole, wie sie auch in der Astrologie üblich waren. Die mysteriöse Art ihrer Tätigkeit und die dabei fabrizierten farbigen Flammen, Rauch oder Explosionen führten dazu, dass sie als Magier und Hexer bekannt und teilweise verfolgt wurden. Für ihre Experimente entwickelten die Alchemisten die gleichen Apparaturen, wie sie heute noch in der chemischen Verfahrenstechnik verwendet werden. Ein bekannter Alchemiker war Albertus Magnus. Er befasste sich als Kleriker mit diesem Themenkomplex und fand bei seinen Experimenten ein neues chemisches Element, das Arsen. Kein Alchemiker hat allerdings je den Stein der Weisen entdeckt und im 17. Jahrhundert wurde die alchemistische Arbeitsweise durch wissenschaftliche Methodik ersetzt. Einiges vom Wissen der Alchemisten wurde von den ersten Chemikern verwendet, die ihre Arbeit auf logische Schlussfolgerungen ihrer Beobachtungen gründeten und nicht auf der Idee, beispielsweise Blei in Gold zu verwandeln. wissenschaft Entscheidende Impulse erhielt die Chemie als Wissenschaft im 19. Jahrhundert. Die Arbeiten von Justus von Liebig über die Wirkungsweise von Dünger begründeten die Agrarchemie und lieferten wichtige Erkenntnisse über die anorganische Chemie. Die Suche nach einem synthetischen Ersatz für den Farbstoff Indigo zum Färben von Textilien waren der Auslöser für die bahnbrechenden Entwicklungen der organischen Chemie und der Pharmazie. Auf beiden Gebieten hatte man in Deutschland bis zum Beginn des 20. Jahrhunderts eine absolute Vorrangstellung. Dieser Wissensvorsprung ermöglichte es beispielsweise, den zur Führung des ersten Weltkrieges notwendigen Sprengstoff statt aus importierten Nitraten mit Hilfe der Katalyse aus dem Stickstoff der Luft zu gewinnen (siehe Haber-Bosch-Verfahren). Die Autonomiebestrebungen der Nationalsozialisten gaben der Chemie als Wissenschaft weitere Impulse. Um von den Importen von Erdöl unabhängig zu werden, wurden Verfahren zur Verflüssigung von Steinkohle entwickelt (Fischer-Tropsch-Synthese). Ein weiteres Beispiel war die Entwicklung von synthetischem Kautschuk für die Herstellung von Fahrzeugreifen. In der heutigen Zeit ist die Chemie ein wichtiger Bestandteil der Lebenskultur geworden. Chemische Produkte umgeben uns überall, ohne dass wir uns dessen bewusst sind. Allerdings haben Unfälle der chemischen Großindustrie wie beispielsweise die von Seveso und Bhopal der Chemie ein sehr negatives Image verschafft, so dass Slogans wie "Weg von der Chemie!" sehr populär werden konnten. Die Forschung entwickelte sich um die Wende zum 20. Jahrhundert soweit, dass vertiefende Studien des Atombaus nicht mehr zum Bereich der Chemie gehören, sondern zur Atomphysik bzw. Kernphysik. Diese Forschungen lieferten dennoch wichtige Erkenntnisse über das Wesen der chemischen Stoffwandlung und der chemischen Bindung. Weitere wichtige Impulse gingen dabei auch von Entdeckungen in der Quantenphysik aus (Elektronen-Orbitalmodell).

Chemie im Alltag

Chemische Reaktionen im Alltag finden zum Beispiel beim Kochen, Backen oder Braten statt, wobei oft gerade die hier ablaufenden, recht komplexen Stoffumwandlungen zum typischen Aroma der Speise beitragen. Weiterhin wird Nahrung chemisch zerlegt und mit körpereigenen Abbauvorgängen in Bestandteile und auch Energie umgewandelt (Biochemie). Eine gut beobachtbare chemische Reaktion ist die Verbrennung. Haarfärbung, Verbrennungsmotoren, Handy-Displays, Waschmittel, Dünger, Arzneimittel u.v.m. sind weitere Beispiele für Anwendungen der Chemie im alltäglichen Leben. Im Alltag wird der Begriff 'Chemie' oft in einem eingeschränkten Sinn als Abkürzung für 'Produkt der chemischen Industrie' verwendet, zum Beispiel bei der 'Chemischen Reinigung': Diese reinigt Textilien mit (synthetischen) Lösungsmitteln. Der Reinigungsvorgang selbst ist in der Regel ein Lösen der Verunreinigung (beispielsweise eines Fettflecks) im Lösungsmittel und damit kein chemischer Prozess (Stoffumwandlung) im eigentlichen Sinne, sondern ein physikalischer Vorgang (Lösen)! Im Gegensatz dazu ist das manchmal als 'Putzen ohne Chemie' gepriesene Auflösen von Kalkflecken mit Essig oder Zitronensaft sehr wohl ein chemischer Vorgang, da dabei festes Calciumcarbonat (Kalk) durch die Säuren zu löslichem Hydrogencarbonat bzw. Kohlenstoffdioxid umgesetzt wird.

Chemie als Wissenschaft

Die Chemie befasst sich mit den Eigenschaften der Elemente und Verbindungen, mit den möglichen Umwandlungen eines Stoffes in einen anderen, macht Vorhersagen über die Eigenschaften für bislang unbekannte Verbindungen, liefert Methoden zur Synthese neuer Verbindungen und Messmethoden um die chemische Zusammensetzung unbekannter Proben zu entschlüsseln. Obwohl alle Stoffe aus vergleichsweise wenigen "Bausteinsorten", nämlich aus etwa 80 bis 100 der 118 bekannten Elemente aufgebaut sind, führen die unterschiedlichen Kombinationen und Anordnungen der Elemente zu einigen Millionen sehr unterschiedlichen Verbindungen, die wiederum so unterschiedliche Materieformen wie Wasser, Sand, Pflanzen- und Tiergewebe aufbauen. Die Art der Zusammensetzung bestimmt schließlich die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Stoffe und macht damit die Chemie zu einer recht umfangreichen Wissenschaft.
Wie in allen Naturwissenschaften ist auch in der Chemie das Experiment die tragende Säule. An ihm werden Theorie über die Art der Umwandlung eines Stoffes in einen anderen Stoff entworfen, überprüft, erweitert und wenn nötig auch verworfen. Fortschritte in den verschiedenen Teilgebieten der Chemie sind oftmals die unabdingbare Voraussetzung für neue Erkenntnisse in anderen Disziplinen, besonders in den Bereichen Biologie und Medizin, aber auch im Bereich der Physik (zum Beispiel Herstellung neuer Supraleiter). An der Schnittstelle zwischen Chemie und Biologie hat sich als weites Fachgebiet die Biochemie etabliert, die für das Verständnis der Lebensvorgänge, die untrennbar mit Stoffumsätzen verbunden sind, unentbehrlich ist. Dieser Sachverhalt wird manchmal mit dem Satz "Alles Leben ist Chemie" zum Ausdruck gebracht, da die meisten 'greifbaren' und messbaren Vorgänge im lebenden Organismen auf chemischen Reaktionen beruhen. Für die Medizin ist die Chemie bei der Suche nach neuen Medikamenten und bei der Herstellung von Arzneimitteln unentbehrlich. Die Ingenieurwissenschaften suchen häufig je nach Anwendung nach maßgeschneiderten Materialien (leichte Materialien im Flugzeugbau, beständige und belastbare Baustoffe, hochreine Halbleiter...). Hier hat sich als Schnittstelle zwischen Chemie und den Ingenieurswissenschaften die Materialwissenschaft entwickelt.

Wirtschaftliche Bedeutung der Chemie

Die chemische Industrie ist - gerade auch in Deutschland - ein sehr bedeutender Wirtschaftszweig: In Deutschland liegt der Umsatz der Chemieindustrie bei über 100 Milliarden Euro, die Zahl der Beschäftigten lag nach der Wiedervereinigung Deutschlands bei über 700 000 und ist jetzt unter 500 000 gesunken. Sie stellt einmal Grundchemikalien wie beispielsweise Schwefelsäure oder Ammoniak her - oft im Maßstab von Millionen von Tonnen jährlich -, die sie dann zum Beispiel zur Produktion von Düngemitteln und Kunststoffen verwendet. Andererseits produziert sie viele komplexe Stoffe, insbesondere Medikamente, maßgeschneidert für spezielle Zwecke. Auch die Herstellung von Computern, Kraft- und Schmierstoffen für die Automobilindustrie und vielen anderen technischen Produkten ist ohne industriell hergestellte Chemikalien unmöglich.

Ansehen der Chemie

Die Chemie hat in der Öffentlichkeit - auch aufgrund von Chemiekatastrophen und Umweltskandalen - ein relativ schlechtes Ansehen. Viele Fachleute empfinden dies angesichts des Nutzens und der allgemeinen Bedeutung der Chemie und bezogen auf die heutige Situation in Europa für nicht gerechtfertigt, weil hier unter anderem durch eine ziemlich strikte Gesetzgebung (Chemikaliengesetz, Gefahrstoffverordnung) eine vergleichsweise sichere Handhabung von Chemikalien gewährleistet ist. Um dem entgegenzuwirken, wurde das Jahr 2003 von verschiedenen Trägerorganisationen zum "Jahr der Chemie" ([http://www.jahr-der-chemie.de Netseite]) erklärt.

Fachrichtungen

Üblicherweise wird die Chemie in drei große Bereiche eingeteilt.
- Anorganische Chemie (Chemie der Elemente und der Verbindungen ohne Kohlenstoffkette)
- Organische Chemie (Chemie der Kohlenstoffverbindungen)
- Physikalische Chemie (Anwendung mathematisch-physikalischer Methoden auf chemische Problemstellungen) Die traditionelle aber auch etwas willkürliche Unterscheidung zwischen anorganischer und organischer Chemie wird auch heute noch beibehalten. Ein Grund besteht darin, dass die organische Chemie stark vom Molekül bestimmt wird, die anorganische Chemie oft von Ionen, Kristallen, Komplexverbindungen und Kolloiden. Ein Gebiet, in dem sich die beiden Fachbereiche stark überlappen, ist die Organometallchemie. Die Physikalische Chemie unterscheidet sich von Anorganik und Organik nicht durch das Untersuchungsobjekt, sondern dadurch, dass hier versucht wird, selbiges mittels physikalischer Modelle zu beschreiben. Neben diesen drei großen Bereichen gibt es noch eine ganze Reihe weiterer Fachgebiete, die oft in einem Grenzbereich zu einer anderen Wissenschaft angesiedelt sind.
- Die Allgemeine Chemie befasst sich mit den Grundlagen der Chemie
- Die Technische Chemie beschäftigt sich mit der Umsetzung von chemischen Reaktionen im Labormaßstab auf großmaßstäbliche Industrieproduktion.
- Die in lebenden Organismen vorkommenden und umgesetzten Stoffe sind Thema der Biochemie
- Die für lebende Organismen schädlichen Substanzen werden in der Toxikologie behandelt
- Die Kernchemie, auch Radiochemie genannt, behandelt die Eigenschaften und Umsetzungen radioaktiver Stoffe
- Die Theoretische Chemie versucht durch Rechnung und/oder Computersimulation Eigenschaften von Stoffen vorherzusagen und physikalische Modelle zu entwickeln.
- Die Makromolekulare Chemie befasst sich mit Polymeren
- Die Chemie im Weltall wird von der Kosmochemie behandelt
- Das Hauptziel der Computerchemie ist es, Software zu erstellen und anzuwenden, um Eigenschaften von Molekülen zu berechnen.
- Die Geochemie beschäftigt sich mit dem stofflichen Aufbau der Erde
- ... Eine weitere Möglichkeit ist es, die Chemie nach der Zielrichtung in die untersuchende, 'zerlegende' Analytische Chemie und in die aufbauende, produktorientierte Präparative- oder Synthetische Chemie aufzuspalten. In der Lehrpraxis der Universitäten ist die Analytische Chemie oft als Unterrichtsfach vertreten, während die Synthetische Chemie im Rahmen der organischen oder anorganischen Chemie behandelt wird.

Chemie in der Wikipedia

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Chemische Grundbegriffe

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Chemischer Formalismus

- chemischer Formalismus

Berühmte Chemiker

- Bedeutende Chemiker (chronologisch) (nach Geburtsdatum geordnet)
- Bedeutende Chemiker (alphabetisch)
- Bedeutende Chemiker (Kategorien) (nach den Fachgebieten geordnet, dort alphabetisch)
- Liste der Nobelpreisträger für Chemie, Nobelpreisträger

Literatur

- Eine Zusammenstellung von ausgewählten Beiträgen aus Spekturm der Wissenschaft: Digest: Moderne Chemie. Spektrum der Wissenschaft Verlagsgesellschaft mbH, Heidelberg, Juni 1995,
- Pedro Cintas: Der Weg zu chemischen Namen und Eponymen: Entdeckung, Priorität und Würdigung. Angewandte Chemie 116(44), S. 6012 - 6018 (2004),
- Joachim Kranz; Manfred Kuballa: Chemie im Alltag, Berlin, 2003, 3-589-21692-1

Weblinks

- [http://dc2.uni-bielefeld.de Prof. Blumes Bildungsserver für Chemie]
- [http://www.versuchschemie.de Chemieforum und Experimente]
- [http://www.chemikalien.de Portal mit Forum zur Chemie]
- [http://www.chemie-lk.de Chemie-Portal mit Forum für den Chemie-Leistungskurs]
- [http://www.TOMCHEMIE.de Chemie-Portal mit Forum und einem Chemiechat, Tomchemie]
- [http://www.chemie.de Deutsches Chemie-Portal]
- [http://www.Netchemie.de Netchemie - Chemie für Schule Studium und Alltag: Lexika, Versuche, Software und Forum]
- [http://www.cci.ethz.ch/de/start.html Chemische Experimente auf dem WEB] - Ziel dieses Angebotes der ETHZ ist es, den Studierenden und Dozierenden auf Video aufgezeichnete Experimente jederzeit bereitzustellen
- [http://www.experimentalchemie.de Experimentalchemie.de] - Chemische Experimente für Unterricht und zu Showzwecken ---- ! als:Chemie ja:化学 ko:화학 ms:Kimia simple:Chemistry th:เคมี

Anion

Ein negativ geladenes Ion heißt Anion. Da negativ geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Anode (dem Pluspol) wandern, wurde für sie der Name Anion gewählt. Anionen entstehen aus Atomen bzw. Molekülen durch Elektronenaufnahme oder – bei Säuren – durch Protonenabgabe
- Es gibt einfach, zweifach und dreifach geladene Anionen. Beispiele:
- F + 1 e^- → F^- einfach negativ geladenes Fluoridion
- S + 2 e^- → S^2- zweifach negativ geladenes Sulfidion
- N + 3 e^- → N^3- dreifach negativ geladenes Nitridion
- Es gibt auch Anionen, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind, man spricht dabei auch von Molekülionen, z.B.
- HSO₄^- Hydrogensulfat-Ion
- SO₄^2- Sulfat-Ion
- HCO₃^- Hydrogencarbonat-Ion
- CO₃^2- Carbonat-Ion
- PO₄^3- Phosphat-Ion
- CH₃COO^- Acetat-Ion
- einfache chemische Reaktionen, bei denen Anionen beteiligt sind:
- NaCl → Na⁺ + Cl^-
- MgCl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl^-
- FeCl₃ → Fe³⁺ + 3 Cl^-
- Na₂CO₃ → 2 Na⁺ + CO₃^2-
- Fe₂(SO₄)₃ → 2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2- Siehe auch: Kation Salze Liste von Anionen Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie ja:陰イオン

Kation

Ein Kation (sprich: kat-ion) ist ein positiv geladenes Ion. Da positiv geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Kathode (dem Minuspol) wandern, wurde für sie der Name Kation gewählt. Kationen entstehen aus Atomen durch Abgabe von Elektronen bzw. bei Molekülen oder durch Abgabe von Elektronen oder Aufnahme von Wasserstoff-Ionen H⁺(Protonen). Salze sind immer aus Kationen und Anionen zusammengesetzt. Der Austausch zwischen verschiedenwertigen Kationen wird durch die Gapon-Gleichung beschrieben.

Beispiele für Kationen

- einfache Kationen:
- K⁺, Na⁺, Li⁺, H⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Al³⁺, Pb⁴⁺
- zusammengesetztes Kation:
- NH₄⁺ (Ammonium-Ion)
- H₃O⁺ (Oxonium-Ion)

Die Ladung von einfachen Kationen

- Na ---> Na⁺ + 1e^- :Aus dem Natrium-Atom entsteht durch Abgabe eines Elektrons ein einfach positiv geladenes Natriumion. Dadurch, dass eine negative Ladung im Atom weniger vorhanden ist, überwiegt die positive Ladung.
- Mg ---> Mg²⁺ + 2e^- :Durch Abgabe von zwei Elektronen entsteht aus einem Magnesium-Atom ein zweifach positiv geladenes Magnesiumion.
- Al ---> Al ³⁺+ 3e^- :Das Aluminiumatom wird nach Abgabe von 3 Elektronen zu einem dreifach positiv geladenen Aluminiumion. Die Ladung der Metall-Ionen ergibt sich aus der Elektronenkonfiguration (Verteilung der Elektronen in der Atomhülle). Die Abgabe von Elektronen hat das Ziel, gleich viele Elektronen wie ein Edelgas zu erreichen (Edelgaskonfiguration). Die Anzahl der abzugebenden Elektronen richtet sich nach der Anzahl der Außenelektronen, die sich im Periodensystem für die Hauptgruppenelemente aus deren Hauptgruppennummer ablesen lässt. siehe auch: Edelgasregel, Edelgaszustand, Oktettregel

Einige einfache chemische Reaktionen

- NaCl ---> Na⁺ + Cl^-
- MgCl₂ ---> Mg²⁺ + 2Cl^-
- FeCl₃ ---> Fe³⁺ + 3Cl^-
- Na₂CO₃ ---> 2Na⁺ + CO₃^2-
- Fe₂(SO₄)₃ ---> 2Fe³⁺ + 3SO₄ ^2-
Siehe auch: Anion, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie

Kubisches Gitter

Das kubische Gitter dient in der Festkörperphysik, der Kristallographie oder in verwandten Naturwissenschaften zur Beschreibung des Kristall-Aufbaus eines Festkörpers. Es gibt drei verschiedene kubische Gitter, nämlich kubisch primitiv, kubisch-raumzentriert und kubisch-flächenzentriert. Im kubischen Gitter befinden sich mathematische Punkte in den Ecken von gedachten Elementar-Würfeln. In einer Kristallstruktur ist das Gitter besetzt mit Atomen, Ionen oder Molekülen.

Symmetrien

Kubische Gitter besitzen zahlreiche Symmetrien, unter anderem:
- Translationssymmetrie entlang der Kanten, Flächendiagonalen und Raumdiagonalen; das bedeutet: ein Verschieben in diese Richtungen erzeugt wieder ein identisches Gitter.
- Rotationssymmetrie um die Mittelachse (vierzählig) und um die Raumdiagonale (dreizählig); das bedeutet: ein Drehen um diese Achsen um einen Viertel- bzw. Drittelkreis erzeugt wieder ein identisches Gitter.
- Spiegelsymmetrie. Weil das Gitter nur aus mathematischen Punkten besteht, hat das Gitter sehr häufig eine höhere Symmetrie als die Kristallstruktur, die aus Atomen, Molekülen oder Ionen aufgebaut ist.

Spezialfälle

Spiegelsymmetrie

Kubisch-Primitives Gitter

Im kubisch-primitiven Gitter (auch simple cubic) befinden sich die Gitterpunkte an den Würfelecken. Die Raumerfüllung beträgt bei gleich großen, sich berührenden Kugeln auf den Gitterplätzen ca. 52%.

Kubisch-Raumzentriertes Gitter (Wolfram-Typ)

Im kubisch-raumzentrierten Gitter (krz, auch bcc für body centered cubic) befinden sich zusätzlich Gitterpunkte in der Mitte des Würfelvolumens. Die Raumerfüllung beträgt ca. 68%. Sie misst damit nur 92% des kubisch-flächenzentrierten Gitters. Die größte Gitterlücke ist die Oktaederlücke. Oktaederlücke

Kubisch-Flächenzentriertes Gitter (Kupfer-Typ)

Im kubisch-flächenzentrierten Gitter (kfz, auch fcc für face centered cubic) befinden sich zusätzliche Gitterpunkte in den jeweiligen Flächenmitten der Würfelflächen. Die Raumerfüllung beträgt ca. 74%. Dies entspricht damit einer dichtesten Kugelpackung, daher findet man auch die Bezeichnung kubisch-dichteste Packung. Die größte Gitterlücke ist die Tetraederlücke.

Siehe auch

- Kubisches Kristallsystem
- Perkolationstheorie Kategorie:Kristallographie

Natriumchlorid-Gitter

Das für viele Salze typische kubisch-flächenzentrierte Kristallgitter von Natriumchlorid (Kochsalz) bezeichnet man als Natriumchloridgitter. Beispiele für die hieraus resultierenden Kristallstrukturen sind neben Natriumchlorid selbst Lithiumchlorid (LiCl) und Kaliumchlorid (KCl), aber auch die meisten Erdalkalioxide (z. B. MgO). Ausnahmen, die nicht dem Natriumchloridtyp entsprechen, sind unter anderem Cäsiumhalogenide und Berylliumoxid (BeO). Nimmt man die drei Raumachsen eines Würfels, so sind jeweils Natrium- und Chloridionen abwechselnd entlang der x-, y- und z-Achse angeordnet. Jedes Natriumion ist damit von sechs Chloridionen und umgekehrt jedes Chloridion von sechs Natriumionen in Form eines Oktaeders umgeben, wodurch diese ein kubisches Raumgitter ausbilden. Bei anderen Stoffen unterscheidet sich lediglich die Art der Ionen auf den entsprechenden Gitterplätzen, wobei dabei auch unterschiedliche Ionenradien auftreten. Das Verhältnis dieser Ionenradien ist dabei ein wichtiges Kriterium zur Herausbildung eines Natriumchloridtyps. Kategorie:Kristallographie

Kristallsystem

Kristallsysteme bieten ein symmetriebezogenes Klassifizierungsschema für kristalline Festkörper. In der Kristallographie werden die zu beschreibenden Kristalle mit Hilfe des Kristallsystems dreidimensional klassifiziert. Es gibt 7 verschiedene Kristallsysteme: triklin, monoklin, orthorhombisch, tetragonal, trigonal, hexagonal und kubisch. Kristallsysteme finden hauptsächlich Anwendung in der Mineralogie, Festkörperchemie und Festkörperphysik.

Definition

Die höchstsymmetrische Punktgruppe eines Kristallsystems ist die so genannte Holoedrie. Wenn die Punktgruppe eines Kristalls die gleichen Anforderungen an das Gitter stellt, wie eine Holoedrie, dann gehört die Kristallstruktur zum betreffenden Kristallsystem. In der Regel ist die Symmetrie der Kristallstruktur niedriger als die Symmetrie des Gitters, und es kann sogar vorkommen, dass der Kristall zu einem niedrigersymmetrischen Kristallsystem gehört, als sein Gitter. Zum Beispiel ein Kristall mit Punktgruppe

4\

hat gezwungenermaßen ein Gitter, das mindestens Punktgruppe

4/m\ m\ m

hat, und deshalb wird er dem tetragonalen Kristallsystem zugeordnet. Diese Zuordnung würde auch zutreffen, wenn der Kristall ein kubisches Gitter hätte.

Zuordnung der kristallographischen Punktgruppen zu den Kristallsystemen

Koordinatensysteme

Sinnvollerweise wird bei der Beschreibung von Kristallen und Kristallstrukturen meistens kein kartesisches Koordinatensystem, sondern ein an das Kristallsystem angepasstes Koordinatensystem verwendet. Dadurch werden zum Beispiel alle Rotationsmatrizen der Symmetrieoperationen integrale Matrizen. Diese Koordinatensysteme erfüllen gewisse Bedingungen:
- Triklines Kristallsystem: Es werden die drei kleinstmöglichen primitiven Basisvektoren verwendet. Es gibt keine Bedingungen bezüglich Winkel und Längen der Basisvektoren.
- Monoklines Kristallsystem: Ein Basisvektor (üblicherweise die y-Achse) wird in die zweizählige Drehachse gelegt. Daraus ergeben sich zwei 90°-Winkel aber keine Beschränkung bezüglich der Achsenlängen.
- Orthorhombisches Kristallsystem: Die Basisvektoren werden in die 2-zähligen Drehachsen gelegt. Daraus ergeben sich drei 90°-Winkel (daher ortho) aber keine Beschränkung bezüglich der Achsenlängen.
- Hexagonales Kristallsystem: Eine Basisvektor (üblicherweise die z-Achse) wird in die 6-zählige Drehachse gelegt, die zwei anderen in die dazu senkrechten 2-zähligen Drehachsen. Man erhält zwei gleichlange Achsen in einer Ebene mit 120°-Winkel, die dritte Achse senkrecht dazu.
- Tetragonales Kristallsystem: Ein Basisvektor (üblicherweise die z-Achse) wird in die 4-zählige Drehachse gelegt, die zwei anderen in die dazu senkrechten 2-zähligen Drehachsen. Man erhält zwei gleichlange Achsen und drei 90°-Winkel.
- Trigonales Kristallsystem: Für dieses Kristallsystem sind zwei Koordinatenaufstellungen gebräuchlich: entweder drei gleichlange Basisvektoren und drei gleiche Winkel (rhomboedrisches Koordinatensystem), oder Aufstellung wie im hexagonalen Kristallsystem, aber mit rhomboedrischer Zentrierung.
- Kubisches Kristallsystem: Die Basivektoren werden in die 4-zähligen Achsen gelegt. Man erhält drei gleichlange Achsen und drei 90°-Winkel Die gegebenen Bedingungen sind notwendig, aber nicht hinreichend: es ist durchaus möglich, dass die Achsen eines triklinen Kristalls gleichlang sind und jeweils 90° einschließen. Daraus folgt nicht, dass der Kristall kubisch ist! Zu beachten ist, dass man durch diese symmetriebezogene Koordinatenaufstellung unter Umständen keine primitive Basis mehr erhält. Es ist daher nötig zusätzlich zum Kristallsystem noch die Zentrierung anzugeben, wodurch die 14 Bravais-Gitter erhalten werden.

Andere Einteilungen

Die oben angegebene Einteilung entspricht derjenigen aus den International Tables for Crystallography. In der Literatur finden sich noch andere: In der amerikanischen und der russischen werden das trigonale und das hexagonale Kristallsystem zu einem zusammengefasst. Der Hintergedanke dabei ist, dass man ein trigonales Gitter als ein hexagonales Gitter mit rhomboedrischer Zentrierung ansehen kann. In der französischen Literatur, und teilweise auch in der deutschen, gibt es mit dem rhomboedrischen ein achtes Kristallsystem. Diesem werden die trigonalen Raumgruppen mit rhomboedrischer Zentrierung zugeordnet. Die Einteilung der International Tables for Crystallography ist aber am konsistentesten und setzt sich daher immer mehr durch.

Siehe auch

Kristallstruktur, Bravais-Gitter, Lauegruppe

Weblinks

- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Kristallsystem Mineralienatlas - Kristallsystem]
- [http://gastein-im-bild.info/stein/s_krisys.html Kristallsysteme] Kategorie:Kristallographie Kategorie:Mineralogie ja:結晶構造

Wasserstoffbrücke

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

Van-der-Waals-Wechselwirkung

Die Van-der-Waals-Bindung basiert auf der Van-der-Waals-Kraft, welche eine intermolekulare, elektrostatische Anziehung bewirkt. Die Van-der-Waals-Kraft, benannt nach dem Physiker Johannes Diderik van der Waals, ist eine im Vergleich zur Atombindung und Ionenbindung schwache Kraft. Sie tritt grundsätzlich immer auf, macht sich allerdings nur bei Abwesenheit der letztgenannten Kräfte bemerkbar. Die Bindungsenergie kann durch das Lennard-Jones-Potenzial näherungsweise berechnet werden.

Ursache der Van-der-Waals-Kraft

Diese Kraft tritt im Allgemeinen zwischen Molekülen auf und führt zu einer schwachen Kopplung dieser Moleküle. Die freien Elektronen (negativ geladen) in einem Molekül können sich frei bewegen und zu einer ungleichmäßigen Ladungsverteilung im Molekül führen (temporärer Dipol). Grob beziehungsweise in erster Näherung kann ein Molekül mit Ladungsverschiebung als ein elektrischer Dipol (Zweipol) betrachtet werden. Diese Dipole richten sich aus und gehen eine elektrostatische Verbindung ein, das heißt der Pluspol eines Dipols induziert beim Nachbarmolekül einen Minuspol. So entsteht dort ein induzierter Dipol. Auch bei einzelnen Atomen (beispielsweise von Edelgasen) kann es zu einer Ladungsverschiebung kommen: Durch die Elektronenbewegung in der Atomhülle kommt es temporär zu asymmetrischen Ladungsverteilungen im Atom. Das bedeutet einfach ausgedrückt, dass sich zu einem bestimmten Zeitpunkt wesentlich mehr Elektronen (und damit negative Ladung) auf der einen Seite des Atoms befinden als auf der gegenüberliegenden Seite. Dadurch wird das Atom zu einem temporären Dipol mit einer positiven beziehungsweise negativen Partialladung. Die Van-der-Waals-Kraft ist nun die elektrische Anziehungskraft zwischen zwei temporären Dipolen. Kommen sich zwei Atome beziehungsweise Moleküle nahe genug, so kann eine der folgenden Situationen eintreten.
- Ein temporärer Dipol trifft auf ein Atom, das ebenfalls eine temporäre Ladungsverschiebung aufweist: die Atome ziehen sich an.
- Ein temporärer Dipol trifft auf ein Atom ohne Partialladung: der Dipol induziert in den Nicht-Dipol ein dem seinen entgegengesetztes Dipolmoment, wodurch ebenfalls wieder eine Anziehungskraft zwischen beiden Atomen besteht.

Van-der-Waals-Bindung

Da die besagten Dipolmomente sehr klein sind, ist die resultierende elektrische Anziehung sehr schwach und hat nur eine äußerst geringe Reichweite. Damit die Van-der-Waals-Bindung überhaupt zustande kommen kann, müssen sich zwei Atome beziehungsweise Moleküle also sehr nahe kommen. Diese Annährung ist umso „schwieriger“ (statistisch unwahrscheinlicher), je mehr kinetische Energie die Moleküle haben, also je höher die Temperatur ist. Mit steigender Temperatur reißt die Van-der-Waals-Bindung auf. Dies stellt oft den Übergang vom flüssigen zum gasförmigen Zustand dar. Auch ein Festkörper kann ausschließlich durch die Van-der-Waals-Bindung zusammengehalten werden. Die nur bei sehr tiefen Temperaturen vorkommenden Edelgaskristalle sind ein Beispiel dafür. Grundsätzlich nimmt die Van-der-Waals-Kraft (beziehungsweise der Einfluss der Van-der-Waals-Bindung auf die Wechselwirkung von Molekülen) mit steigender molarer Masse und Oberfläche des Moleküls zu. Besonders wirksam und damit relevant für den Aggregatzustand bei gegebener Temperatur werden die Van-der-Waals-Kräfte bei langkettigen organischen Verbindungen, weil diese Verbindungen zugleich eine große Oberfläche und molare Masse besitzen.
Anschaulich lässt sich der Einfluss der Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der Alkane nachvollziehen. Hier nimmt der Siedepunkt zunächst mit zunehmender molarer Masse zu (der Schmelzpunkt leider nicht, da an dieser Stelle weitere Einflüsse hinzu kommen). Bei Isomeren steigt der Siedepunkt mit zunehmender Ketten- bzw. abnehmender Kugelform, da die Kugel bei gegebenem Volumen die kleinste Oberfläche hat. Dieses Phänomen findet sich zum Beispiel bei folgenden Isomeren (alle C₅H₁₂): 2,2-Dimethylpropan (Sdp. 9,5°C), 2-Methylbutan (Sdp. 28°C) und Pentan (Sdp. 36,1°C). Siehe auch: Van-der-Waals-Gleichung, Van-der-Waals-Radius, Wasserstoffbrückenbindung, London-Kraft

Anschauliche Auswirkung der Van-der-Waals-Kräfte

Eine besondere Reptilien Art, die Geckos, nutzt die Van-der-Waals-Kräfte, um ohne Klebstoff oder Saugnäpfe senkrechte Flächen erklimmen zu können. Deren Haft-Ballen unter ihren Füssen sind voller feinster Härchen. Dadurch entsteht auf kleinstem Raum eine so große Oberfläche, dass zwischen den Tieren und dem Untergrund feine Van-der-Waals-Kräfte zwischen den Molekülen entstehen, die ausreichen, um die Tiere auch an senkrechten Flächen haften zu lassen.

Weblinks

- [http://www.uni-essen.de/chemiedidaktik/S+WM/Definitionen/Vander.htm Knappe Erläuterung, mit Bildern veranschaulicht] Kategorie:Chemische Bindung Kategorie:Weiche Materie ja:ファンデルワールス力

Kristallgitter

Die Struktur von Kristallen wird durch zwei Begriffe beschrieben: Kristallstruktur = Gitter + Basis

Gitter

Kristall] Das Kristallgitter, auch Punktgitter genannt, ist eine dreidimensionale Anordnung von (mathematischen) Punkten. Die kleinste Einheit des Gitters ist die Elementarzelle. Diese enthält alle Informationen die zum beschreiben des Kristalls notwendig sind. Diese Elementarzellen werden durch Translationssymmetrie zu einem dreidimensionalen Netz erweitert. Das Kristallgitter ist ein Hilfsmittel, um die Symmetrie und Geometrie eines Kristalls zu beschreiben. Im dreidimensionalen Raum beschreiben die 14 Bravais-Gitter jede Möglichkeit der Zellenform. Von jedem Gitterpunkt der Zelle muss der (unendlich ausgedehnte) Kristall genau gleich aussehen, egal in welche Richtung man sieht. Weil das Kristallgitter nur aus Punkten aufgebaut ist, ist es immer zentrosymmetrisch. Die primitive Elementarzelle ist eine Zelle, die nur einen Gitterpunkt enthält (in der Grafik ist sie dunkler dargestellt). Je nach Koordinationszahl entstehen verschiedene Elementarzellen:
- KZ = 4 Zinksulfid-Typ (also nur 4 Nachbarn pro Ion) bildet einen Tetraeder
- KZ = 6 Natriumchlorid-Typ (also 6 Nachbarn pro Ion) bildet einen Oktaeder
- KZ = 8 Cäsiumchlorid-Typ (also 8 Nachbarn pro Ion) bildet einen Würfel Die Summenformel gibt dementsprechend also nur das Verhältnis der Ionen an!

Basis

Die Basis einer Kristallstruktur sind Atome, Ionen oder Moleküle. Diese Teilchen werden im Kristallgitter angeordnet. Weil die Basis oft eine niedrigere Symmetrie hat als das Gitter, hat die Kristallstruktur oft auch eine niedrigere Symmetrie als das Gitter. Die Basis besteht mindestens aus einem Atom, kann aber auch einige tausend Atome umfassen (Proteinkristalle). Im Kochsalz besteht die Basis aus einem Na⁺ und einem Cl^- Ion. Kochsalz In der Literatur wird oft von der Gitterstruktur gesprochen. Man spricht dann vom Natriumchloridgitter, Cäsiumchloridgitter, usw. Weil aber das Kristallgitter nur Punkte enthält und keine Ionen, ist diese Ausdrucksweise irreführend. Präziser heißt es Natriumchloridstruktur, Cäsiumchloridstruktur, Diamantstruktur oder auch Zinksulfidstruktur. Diese Strukturen werden für die Typisierung einer Reihe anderer Verbindungen genutzt, die im Bezug auf die Kristallstruktur mit den Beispielen übereinstimmen. Man kann also auch die Begriffe Natriumchloridstrukturtyp, Cäsiumchloridstrukturtyp, usw. verwenden.

Siehe auch

- Gitter (Mathematik)
- Kristallographische Raumgruppe
- Kristallsystem
- Quasikristall
- Ionengitter
- Reziproker Raum

Weblinks

- [http://www.meinemineraliensammlung.de/victor/goldschmidt/ Viktor Goldschmidt - Der Atlas der Krystallformen] Kategorie:Mineralogie Kategorie:Kristallographie ja:結晶構造

Amorph

In der Physik ist amorphes Material ein Stoff, bei dem die Atome keine geordneten Strukturen, sondern ein unregelmäßiges Muster ausbilden und daher nur über eine Nahordnung, nicht aber über eine Fernordnung verfügen. Regelmäßig strukturierte Materialien heißen Kristalle. Bedingung für den amorphen Zustand ist, dass sich die Atome beim Abkühlen einer Schmelze nicht regelmäßig anordnen können, das heißt die Viskosität muss einen gewissen Wert überschreiten und es darf nicht zur Kristallisation kommen. Technisch können zum Beispiel amorphe Metallbänder durch schnelles Abkühlen hergestellt werden. Glas ist ein typisches amorphes Material. Es ist die amorphe Form von Siliziumdioxid (SiO₂). Eine der kristallinen Formen heißt Quarz. Erzeugt wird Glas durch Beimengung von Stoffen, sog. Glasbildnern, die ein gleichmäßiges Kristallgitter verhindern. Da die Atome eine geringe Packungsdichte aufweisen, haben amorphe Stoffe eine geringere Dichte als kristalline Stoffe. Sie sind außerdem nicht so hart und weniger spröde. Amorphe Metalle werden mit Hilfe der Rascherstarrungstechnik in Form von dünnen Folien industriell hergestellt. Hauptanwendungsgebiet sind hierbei Magnetwerkstoffe, weichmagnetische Legierungen (Fe, Ni, Co) und Lötfolien. Kategorie:Mineralogie Kategorie:Festkörperphysik Kategorie:Weiche Materie ja:アモルファス

Gitterenthalpie

Die Enthalpie ist ein Maß für die Energie eines Systems. Sie wird in der Regel durch den Buchstaben H (Einheit: kJ) symbolisiert, wobei das H vom englischen heat content (Wärmeinhalt) abgeleitet ist. In der Chemie spielt außerdem die molare Enthalpie H_m (Einheit: kJ/mol) eine wichtige Rolle. Sie beschreibt die Enthalpie in Bezug auf die Stoffmenge n von einem mol. Siehe auch: Gibbs freie Enthalpie, Isobar

Allgemein

Die Enthalpie setzt sich additiv aus zwei Teilen zusammen: der inneren Energie U und der Volumenarbeit pV. Die innere Energie besteht aus der kinetischen und potentiellen Energie der Komponenten des Systems, dazu gehört die Translation von Atomen und Molekülen, Rotation und Vibration der Moleküle, die potentielle Energie der chemischen Bindungen von Molekülen und aller weiteren inneren Freiheitsgrade, z.B. die Bindungsenergien der Atomkerne, die aber für chemische Reaktionen normalerweise irrelevant sind. Sie nimmt ungefähr proportional zur Temperatur des Systems zu und ist am absoluten Nullpunkt gleich der Nullpunktsenergie. Die Volumenarbeit ist in diesem Fall anschaulich die Arbeit, die gegen den Druck p verrichtet werden muss um das Volumen V zu erzeugen, das vom System im betrachteten Zustand eingenommen wird.

H = U + p \cdot V

bzw. differenziell ausgedrückt

\mathrmH = \mathrmU + p \cdot \mathrmV + V \cdot \mathrmp = T \cdot \mathrmS + V \cdot \mathrmp + \mu \mathrmN

Änderung der Enthalpie

Für die praktische Chemie spielt häufig nur die Änderung der Enthalpie Δ_RH eine Rolle. Sie gibt die Wärmeänderung der Stoffe bei chemischen Reaktionen an. Für exotherme Reaktionen ist der Wert von Δ_RH negativ, da Wärme freigesetzt wird und das System somit Wärme abgibt. Für endotherme Vorgänge ist sie dementsprechend positiv. Das tiefergestellte R weist darauf hin, dass es sich dabei um eine Enthalpieänderung bei einer chemischen Reaktion handelt. Will man die Änderung der Enthalpie eines Systems messen, so misst man in der Regel mittels einer kalorimetrischen Messung die Änderung der Temperatur und die des Volumens bei konstantem Druck. Über die physikalische Formel der Wärme kann man dann die Enthalpieänderung berechnen:

\triangle H = - m \cdot c \cdot \triangle T

Die Variablen m und c entsprechen hierbei der Masse und spezifischen Wärmekapazität der Kalorimeterflüssigkeit, in der Regel Wasser. Zu berücksichtigen ist auch noch die Energieaufnahme des Kalorimeters (z.B. Gefäß, Messapparaturen, etc.). In der Chemie wird allerdings noch die Stoffmengen mit einbezogen, das bedeutet, man berechnet die Änderung der molaren Enthalpie, um von dieser auf die reale Änderung des Systems zu schließen.

\triangle _R H_m = \frac

Das n entspricht der Stoffmenge des umgesetzten Stoffes. Diese lässt sich aus Masse und molarer Masse des Stoffes berechnen.

n = \frac

Angewendet wird dies unter Anderem in der chemischen Industrie zur Berechnung der Menge von benötigtem Kühlwasser. In der Energieindustrie wird dieser Zusammenhang benötigt, um die Heizwerte der verschiedenen Erdgasmischungen zu berechnen und somit einen geeigneten Umrechnungsfaktor für den Endverbraucherpreis zu finden.

Formen der Enthalpie

Zu beachten ist, dass diese verschiedenen Formen der Enthalpie prinzipiell immer das gleiche Aussagen: die Änderung des thermischen Energieinhaltes eines Systems bei einem bestimmten physikalischen oder chemischen Vorgang. Die folgende Differenzierung wird benötigt, damit die einzelnen Energiebilanzen unterschiedlicher Vorgänge vergleichbar werden. Dies ist gerade in der heutigen Zeit der Energieknappheit wichtig, um möglichst effiziente Prozesse zur Energiegewinnung zu finden.

Verdampfungs- und Kondensationsenthalpie

Die Verdampfungsenthalpie ΔH_v ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Mol einer Substanz isotherm und isobar vom flüssigen in den gasförmigen Zustand zu versetzen. Die Verdampfungsenthalpie ist vom Stoff und vom Siedepunkt abhängig, wobei sie immer positiv ist und ihr Vorzeichen daher in der Regel nicht angegeben wird. Kondensationsenthalpie ΔH_K ist demzufolge die Energie, die frei wird, wenn ein Mol einer Substanz kondensiert, wobei diese wieder isotherm und isobar vom gasförmigen in den flüssigen Aggregatzustand übergeht. Sie trägt immer ein negatives Vorzeichen. In der Regel werden alle diesbezüglichen Stoffdaten mit der Verdampfungsenthalpie tabelliert, weshalb der Kondensationsenthalpie auch nur eine untergeordnete Rolle zukommt. Bei Gemischen oder Lösungen von Stoffen addieren sich die Enthalpien im Verhältnis ihrer Mischungsanteile. Für nähere Erläuterungen siehe Verdampfungswärme Für Schmelz- und Verfestigungsvorgänge gibt es analoge Enthalpien, die allerdings eine untergeordnete Rolle spielen und nur wenig praktische Bedeutung haben.

Standardbildungsenthalpie

Die Standardbildungsenthalpie ist die Enthalpie, die bei der Bildung von einem Mol einer Substanz aus den reinen Elementen unter Standardbedingungen (101,3 kPa und 25 °C) frei wird (exotherme Reaktion) oder zur Bildung erforderlich ist (endotherme Reaktion). Sie wird in Kilojoule pro Mol angegeben und symbolisch mit Δ H_f⁰ bezeichnet. Ist sie negativ, so wird bei der Bildung der Substanz aus den Elementen Energie frei, ist sie dagegen positiv, so muss Energie zur Bildung der Substanz aus ihren Ausgangselementen aufgewendet werden. Stark negative Werte der Standardbildungsenthalpie sind ein Kennzeichen chemisch besonders stabiler Verbindungen (d.h. bei ihrer Bildung wird viel Energie frei und zur Zerstörung der Bindungen muß auch wieder viel Energie aufgewendet werden). Die Standardbildungsenthalpie der chemischen Elemente in ihrem stabilsten Zustand (H₂, He, Li, ...) ist per Definition auf 0 kJ/mol festgesetzt. Eine wichtige Anwendung der Standardbildungsenthalpien ist, dass sich damit Reaktionsenthalpien durch den Satz von Hess berechnen lassen: So ist die Reaktionsenthalpie einer gegebenen Reaktion unter Standardbedingungen die Differenz zwischen den Standardbildungsenthalpien der Reaktionsprodukte einerseits und der Ausgangsstoffe (Reaktanden) andererseits. Symbolisch lässt sich dies durch die folgende Formel wiedergeben: :

\Delta H_^0=\sum \Delta H_^ -\sum \Delta H_^

Dies ist gleichbedeutend mit der Aussage, dass die Bildungsenthalpie eines Stoffes unter Normalbedingungen nur vom Stoff selbst, und nicht von dem Weg seiner Herstellung abhängt. Die Bildungsenthalpie ist also eine thermodynamische Zustandsgröße. Alle Werte beziehen sich auf das thermodynamische Gleichgewicht, da sonst die Temperatur nicht definiert wäre.

Beispiele: Anorganische Verbindungen

Beispiele: Organische Verbindungen

:(Aggregatzustände: g - gasförmig (gaseous); l - flüssig (liquid); s - fest (solid))

Bindungsenthalpie

Die Bindungsenthalpie ist die Energie, die einem stofflichen System zugeführt werden muss, um chemische Bindungen zwischen zwei Teilchen zu erzeugen, beziehungsweise die Energie, die frei wird, wenn chemische Bindungen zwischen zwei Teilchen innerhalb eines stofflichen System gelöst werden. Sie ist abhängig von den Bindungspartnern und der Art der chemischen Bindung (zum Beispiel Einfachbindung, Mehrfachbindung). Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge, sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die Bindungsenthalpie im Benzol 147 kJ/mol. Bei der Wasserstoffbrückenbindung beträgt die Bindungsenthalpie bei starker Polarisierung der Bindungspartner mindestens 40 kJ/mol, bei schwacher Polarisierung höchstens 20 kJ/mol. Sie ist verantwortlich dafür, dass der Siedpunkt von Wasser bei 100 °C liegt, während der Siedepunkt von Schwefelwasserstoff –83 °C beträgt (siehe Siedepunktanomalie) Die Bindungsenthalpie der Van-derWaals-Wechselwirkung liegt bei einer Größenordnung von 1 kJ/mol. Ihre Betrag hängt vom Dipolmoment der Teilchen ab.

Gitterenthalpie

Die Gitterenthalpie ist die Enthalpie, die aufgewandt werden muss, um einen festen Kristall in die Gasphase zu überführen, in der die Ionen frei beweglich sind (siehe auch Gitterenergie). Die Gitterenthalpie hängt einerseits von der Größe der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ionen, desto kleiner ist die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte mit zunehmender Entfernung der positiven Kerne von der negativen Elektronenhülle des Bindungspartners abnehmen. Beispiele: Gitterenthalpie der Fluoride der Alkalimetalle bei 25 °C in kJ pro mol: Andererseits hängt die Gitterenergie von der elektrischen Ladung der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ladungen, desto größer sind die Anziehungskräfte und um so größer ist die Gitterenergie. Beispiele: Gitterenthalpie bei 25 °C in kJ pro mol (in den Beispielen ändert sich der Ionenradius nur wenig): Die höchste Gitterenthalpie weist Aluminiumoxid Al₂O₃ (Al³⁺ und O^2-) mit 15157 kJ/mol auf.

Weitere Enthalpien

Die Standardverbrennungsenthalpie eines Stoffes ist die Enthalpieänderung, die auftritt, wenn ein Stoff unter O₂-Überschuss und Standardbedingungen (101,325 kPa und 25 °C) vollständig verbrennt. Sie wird symbolisch mit Δ_VH° bezeichnet. Weiterhin gibt es noch die Gitterenthalpie und die Lösungsenthalpie, die angeben, welche Wärme umgesetzt wird, um ein Mol eines Ionenkristalls zu bilden bzw. in Wasser zu lösen. Kategorie:Thermodynamik ja:エンタルピー ko:엔탈피

Kubisches Gitter

Symmetrien

Spezialfälle

Spiegelsymmetrie

Kubisch-Primitives Gitter

Kubisch-Raumzentriertes Gitter (Wolfram-Typ)

Kubisch-Flächenzentriertes Gitter (Kupfer-Typ)

Siehe auch

- Kubisches Kristallsystem
- Perkolationstheorie Kategorie:Kristallographie

Kategorie:Kristallographie

Kategorie:Festkörperphysik Kategorie:Mineralogie

Kategorie:Chemie

Kategorie:!Hauptkategorie Kategorie:Naturwissenschaft Kategorie:Thema als:Kategorie:Chemie ja:Category:化学 ko:분류:화학 ms:Category:Kimia th:Category:เคมี

Kategorie:Festkörperphysik

Zu dieser Kategorie zählen alle Beiträge zur Festkörperphysik, die nicht speziell den Bereich Kristalle (siehe Unterkategorie) zugeordnet werden können. Insbesondere zählen dazu elektronische, optische, magnetische, und thermische Eigenschaften von Festkörpern (klassisch in Leiter, Isolatoren und Halbleiter eingeteilt). In diese Kategorie werden auch die Beiträge zur Tieftemperaturphysik gezählt, solange keine eigene Unterkategorie existiert. Kategorie:Physik Kategorie:Mikroelektronik ja:Category:固体物理学 ko:분류:고체물리학

Atitlán-See

] Der Lago de Atitlán ist ein großer See im Südwesten von Guatemala. Er hat eine Fläche von 126 km², ist 26 km lang und 18 km breit. Der See und die umliegenden Vulkane sind beliebtes Reiseziel für Touristen. Panajachel, die größte Stadt am See, wird häufig auch Gringotenango genannt, eine Anspielung auf die vielen weißen Besucher aus den USA und Europa. Die Bewohner der Dörfer, größtenteils Maya, verkaufen bunte Stoffe, Kleidungsstücke und andere Kunstgegenstände und sichern sich damit ihr Überleben in einem armen Land. Regelmäßig kommt es zu kleinen und größeren Erdstößen, und deshalb durften drei riesige gebaute Hoteltürme, am Ortseingang von Panajachel, wohl auch nie eröffnet werden. Am frühen Morgen glänzt der Atitlan in silbernen Tönen, keine Wellen , nur Fischer- und Personenschiffe durchziehen die Oberfläche des tiefen Sees. Mittags jedoch, mit einem aufkommenden Wind, zerbricht die Ruhe, und eine Überfahrt kann zu einer sehr holprigen Angelegenheit werden. San Pedro am Nordufer ist ebenfalls einer der Haupttouristenorte. Etwas alternativer und gemütlicher als das stressige Gringotenango, haben sich dort eine Menge Unterkünfte und Sprachschulen angesiedelt. Kategorie:See in Amerika Kategorie:Guatemala

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Struktur

Sonderformen

Siehe auch

Chemie

Was ist Chemie?

Definition

Stoff und Stoffumsetzung

Atom und Molekül

Bedeutung der Chemie

Geschichte der Chemie

Chemie im Alltag

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Literatur

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Kation

Beispiele für Kationen

Die Ladung von einfachen Kationen

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Kubisches Gitter

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Siehe auch

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Kristallsystem

Definition

Zuordnung der kristallographischen Punktgruppen zu den Kristallsystemen

Koordinatensysteme

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Siehe auch

Weblinks

Wasserstoffbrücke

Van-der-Waals-Wechselwirkung

Ursache der Van-der-Waals-Kraft

Van-der-Waals-Bindung

Anschauliche Auswirkung der Van-der-Waals-Kräfte

Weblinks

Kristallgitter

Gitter

Basis

Siehe auch

Weblinks

Amorph

Gitterenthalpie

Allgemein

Änderung der Enthalpie

Formen der Enthalpie

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Standardbildungsenthalpie

Beispiele: Anorganische Verbindungen

Beispiele: Organische Verbindungen

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Gitterenthalpie

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