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Metalle

Metalle

] Metalle sind die größte Gruppe der chemischen Elemente, etwa 80 % der Elemente sind Metalle. Sie sind im allgemeinen gute elektrische Leiter. Im Periodensystem der Elemente sind sie nicht bestimmten Reihen oder Perioden zugeordnet, vielmehr befinden sie sich links und unterhalb einer Linie vom Bor zum Polonium. Oben rechts befinden sich die Nichtmetalle, dazwischen die Halbmetalle.

Metalle in der Chemie

Grundsätzliches

Metallatome sind durch folgende Eigenschaften gekennzeichnet:
- Die Zahl der Elektronen in der äußeren Schale ist gering und kleiner als die Koordinationszahl
- Die Ionisierungsenergie ist klein (< etwa 10 eV) Daraus ergibt sich, dass Metallatome sich nicht wie viele Nichtmetalle über Atombindungen zu Molekülen oder Gittern verbinden können. Allenfalls in Metalldämpfen kommen solche Atombindungen vor, z. B. besteht Natriumdampf zu etwa 1 % aus Na2-Molekülen. Metalle ordnen sich vielmehr zu einem Metallgitter, in dem die Valenzelektronen über das ganze Gitter verteilt sind, man spricht auch von einem Elektronengas. In dem Elektronengas ordnen sich die positiv geladenen Atomrümpfe. Eine exaktere Betrachtung unter Berücksichtigung des Orbitalmodells liefert das Energiebändermodell. In Verbindung mit Nichtmetallen treten die Metalle im Allgemeinen als Kationen auf, d. h. die äußeren Elektronen werden vollständig an die Nichtmetallatome abgegeben und es bildet sich eine Ionenverbindung (Salz). In einem Ionengitter werden die Ionen nur durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten.

Eigenschaften

Aus der Bindungsart und dem Gitteraufbau resultieren folgende typische Eigenschaften der Metalle:
- Undurchsichtigkeit durch leicht verschiebbare Elektronen (dadurch, dass die Elektronen nicht an bestimmte Energieniveaus (Orbitale) gebunden sind, sondern frei in Form eines Elektronengases vorkommen, können sie viele Wellenlängen absorbieren und haben deshalb eine grau bis schwarze Farbe)
- Glanz, bedingt durch leicht verschiebbare Elektronen an der Oberfläche (dadurch dass die Elektronen nicht an bestimmte Energieniveaus (Orbitale) gebunden sind, sondern frei in Form eines Elektronengases vorkommen, können sie die ganze zuvor aufgenommene Energie wieder emittieren. So entsteht der Glanz)
- Gute Verformbarkeit (Duktilität): Im Metallgitter befinden sich Versetzungen, die sich schon bei einer Spannung unterhalb der Trennspannung bewegen können; je nach Gittertyp verformt sich also ein Metall eher, als dass es bricht
- Hoher Schmelzpunkt durch die allseitig gerichteten Bindungskräfte
- Gute Elektrische Leitfähigkeit durch leicht verschiebbare Elektronen
- Gute Thermische Leitfähigkeit durch leicht verschiebbare Elektronen ----

Schmelz- und Siedetemperaturen

Die folgende Tabelle zeigt die Schmelz- und Siedetemperaturen einiger Metalle (in °C bei Normaldruck):

Wärmeleiteigenschaften

Die für die Wärmeleitung relevaten Eigenschaften wie Dichte, Wärmekapazität, Wärmeleitfähigkeit und Temperaturleitfähigkeit variieren stark. So hat etwa Silber mit 427 W/(m K) eine ca. 20-fach höhere Wärmeleitfähigkeit als Mangan. Weitere Werte.

Einteilung

Traditionell unterteilt man Metalle nach der Dichte in Schwermetalle und Leichtmetalle, nach der Reaktivität in Edelmetalle und unedle Metalle. Daneben ist gerade für das chemische Verhalten die Zugehörigkeit zu Haupt- oder Nebengruppen des Periodensystems entscheidend. Siehe auch: Refraktärmetalle

Für technisch verwendete Metalle

Die technisch verwendete Metalle werden entsprechend ihrem Basismetall und nach dem Verwendungszweck unterteilt:
- Metalle
  - Eisenwerkstoffe
    - Stahl (unlegiert, niedriglegiert, hochlegiert)
    - Gusseisen (Grauguss, Stahlguss, Temperguss)
  - Nichteisenmetalle
    - Reinmetalle
      - Edelmetalle
      - Schwermetalle (ρ ≥ 4,5 g/cm3)
      - Leichtmetalle (ρ < 4,5 g/cm3)
    - Nichteisen-Legierungen
      - Knetlegierungen
      - Gusslegierungen ----

Vorkommen

Der Erdkern besteht zum größten Teil aus Eisen, da es das physikalisch stabilste Element ist. In der Erdkruste dagegen überwiegen die Nichtmetalle, relativ häufige Metalle sind Aluminium, Eisen, Mangan, Titan, Calcium, Magnesium, Natrium und Kalium. Viele seltene Metalle treten aber in ihren Abbaustätten stark angereichert auf, so dass sich ein Abbau lohnt. Gesteine, die klassische Werkmetalle in abbauwürdigen Konzentrationen enthalten, werden Erze genannt. Zu den wichtigsten Erzen gehören:
- Oxide
- Sulfide
- Carbonate Andere Metallverbindungen wie Kochsalz oder Kalk werden dagegen nicht als Erze bezeichnet. Manche Edelmetalle, v. a. Gold, kommen auch gediegen, d. h. in reiner Form und nicht als Verbindung/Erz vor.

Verbindungen

Die Verbindungen oder auch Lösungen von verschiedenen Metallen heißen Legierungen. Diese haben oft völlig andere physikalische und chemische Eigenschaften als die reinen Metalle. Vor allem die Härte ist teilweise um Größenordnungen höher. Ebenso ist vielfach die Korrosionsbeständigkeit deutlich erhöht. Reine Metalle werden praktisch nicht verwendet, außer bei der Herstellung elektrischer Leitungen, da reine Metalle die größte Leitfähigkeit besitzen. Hier werden unlegierte Metalle verwendet, vor allem Kupfer und Aluminium. Mit vielen Nichtmetallen werden Ionenverbindungen eingegangen, wobei aber gerade bei Übergangsmetallen und bei größeren Anionen (wie dem Sulfid-Ion) alle Übergangsstufen zur Atombindung vorkommen. Mit Nichtmetallen wie Wasserstoff, Kohlenstoff und Stickstoff werden auch Einlagerungsverbindungen gebildet, wobei sich die Nichtmetallatome in Lücken des Metallgitters befinden, ohne dieses wesentlich zu verändern. Diese Einlagerungsverbindungen behalten die typischen Metalleigenschaften wie die Elektrische Leitfähigkeit. Metallkationen, v. a. die der Nebengruppenmetalle, bilden mit Basen (Wasser, Ammoniak, Halogeniden, Cyanid u. v. a.) Komplexverbindungen, deren Stabilität nicht allein durch die elektrostatische Anziehung erklärt werden kann. Metalle in höheren Oxidationsstufen bilden auch Komplexanionen, z. B. löst sich Chromtrioxid CrO3 in Kalilauge unter Bildung des Chromat-Anions CrO42-: CrO3 + 2 KOH -> K2CrO4 + H2O

Verwendung

Viele Metalle sind wichtige Werkstoffe. Unsere moderne Welt wäre ohne Metalle unmöglich. Nicht ohne Grund werden Phasen der Menschheitsentwicklung nach den verwendeten Werkstoffen als Steinzeit, Bronzezeit, Eisenzeit bezeichnet. Die folgende Tabelle enthält die wichtigsten Metalle und Legierungsbestandteile, keine Verbindungen.
- Aluminium: bedeutendstes Leichtmetall
- Beryllium
- Bismut: Legierungen
- Blei: Legierungen, Bleiakkumulator, Lote, Korrosionsschutz, Gewicht
- Cadmium: Bestandteil von Akkumulatoren
- Chrom: Legierungsbestandteil (Chrom-Vanadium-Stahl, Chrom-Nickel-Stahl), Überzugsmetall
- Eisen: wichtigstes Werkmetall (Gusseisen, Stahl), viele Legierungen
- Gold: Schmuckmetall, Blattgold, Elektrotechnik, Wertanlage, Währungsabsicherung
- Iridium
- Kalium: legiert mit Natrium als Kühlmittel in Kernreaktoren
- Kobalt: Magnete
- Kupfer: Elektrotechnik (zweithöchste Leitfähigkeit nach Silber), Bronze, Messing
- Magnesium: für besonders leichte Werkstücke mit nicht allzuhohen Ansprüchen an die Festigkeit; Einweg-Blitzbirnen bzw. Blitzlichtpulver
- Mangan: Legierungsbestandteil (Manganstahl)
- Molybdän: Legierungsbestandteil (Molybdän-Stahl) zur Erhöhung der Warmfestigkeit
- Natrium: legiert mit Kalium als Kühlmittel in Kernreaktoren
- Nickel: Legierungen (Nickel-Eisen, Nickel-Chrom, Nickel-Kupfer etc.), Legierungsbestandteil (Chrom-Vanadium-Stahl, Chrom-Nickel-Stahl), Magnete
- Osmium: legiert mit Wolfram in Glühlampen
- Palladium: Katalyse, Wasserstoffspeicherung
- Platin: Schmuckmetall, Katalyse, Wertvollstes Metall
- Quecksilber: Thermometer
- Rhodium: Schmuckmetall
- Ruthenium
- Silber: Schmuckmetall, Fotografie
- Tantal: Kondensatoren
- Titan: für Leichtbauweise ohne Rücksicht auf die hohen Kosten, Schmuck
- Uran: Kernreaktoren, Radioaktivität
- Vanadium: Legierungsbestandteil (Chrom-Vanadium-Stahl) für wärmfeste Stähle, Katalysator zur Synthetisierung von Schwefelsäure (Vanadium-V-Oxid)
- Wolfram: Glühlampen (höchster Schmelzpunkt aller Metalle), Spezialstähle, Wolframcarbid
- Zink: Legierungsbestandteil (Messing), Zinkdruckgussteile (Zamak-Legierung), Verzinkung von Stahlteile (Feuerverzinkung, Bandverzinken, ..)
- Zinn: Legierungsbestandteil (Bronze), Lote (Lötzinn), Weißblech, Zinnfiguren
- Zirkonium: Lamdasonde im Auto (Messung des Sauerstoffgehalts im Abgas)

Metalle in der Astronomie

In der Astronomie bezeichnet Metall jedes chemische Element mit einer Ordnungszahl höher als Helium. Diese Unterscheidung ist sinnvoll, da Wasserstoff und Helium zusammen mit einigen Spuren von Lithium die einzigen Elemente sind, welche im Universum auftreten, ohne ein Produkt der Kernfusion innerhalb von Sternen zu sein. Die Metallizität von Objekten des Weltraums kann daher als Indikator für seine stellare Aktivität aufgefasst werden.

Metall in der Chinesischen Philosophie

Metall bezeichnet ein Element der traditionellen Fünf-Elemente-Lehre.

Siehe auch


- Metallurgie
- Metallgitter – Metallbindung
- Halbmetall – Nichtmetall
- Periodensystem
- Festkörper

Weblinks


- Animationen der Atome von Metallen und Nichtmetallen: http://www.physik.rwth-aachen.de/~harm/aixphysik/atom/Periodic/index.html ! Kategorie:Stoffgruppe Kategorie:Metallurgie ja:金属 ko:금속 simple:Metal th:โลหะ

Bor

Bor ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol B und der Ordnungszahl 5. Das dreiwertige seltene Halbmetall kommt angereichert in einigen abbauwürdigen Lagerstätten vor. Bor existiert in mehreren Modifikationen. Amorphes Bor ist ein braunes Pulver. Vom kristallinen Bor sind mehrere allotrope Modifikationen bekannt.
Die thermodynamisch stabilste Form ist die β-rhomboedrische Modifikation. Sie hat eine komplizierte Struktur mit 105 Boratomen pro Elementarzelle.
Die einfachste allotrope Modifikation ist die α-rhomboedrische Form des Bors. Sie enthält 12 Boratome pro Elementarzelle.
α-tetragonales Bor, die als erstes dargestellte kristalline Form des Bors, ist tatsächlich abhängig von den Herstellungsbedingungen als B50C2 oder als B50N2 anzusprechen.
Die in den Modifikationen des Bors dominierende Struktureinheit ist der B12-Ikosaeder. Das metallische Bor ist schwarz, sehr hart und bei Raumtemperatur ein schlechter Leiter. Natürlich kommt es nicht vor.

Geschichte

Borverbindungen (von persisch burah über arabisch Buraq und lat. borax = borsaures Natron, Borax) sind seit Jahrtausenden bekannt. Im alten Ägypten nutzte man zur Mumifikation das Mineral Natron, das neben anderen Verbindungen auch Borate enthält. Seit dem 4. Jahrhundert wird Boraxglas im Kaiserreich China verwendet. Borverbindungen wurden im antiken Rom zur Glasherstellung verwendet.
Erst 1808 stellten Sir Humphry Davy, Gay-Lussac und Louis Jacques Thenard unabhängig voneinander durch Elektrolyse von Borsäure verunreinigtes Bor mit 50%iger Reinheit her. 1824 erkannte Jöns Jacob Berzelius den elementaren Charakter des Stoffes. Die Darstellung von reinem kristallisiertem Bor gelang dem amerikanischen Chemiker W.Weintraub im Jahre 1909.
Die Umsetzung von B2H6 mit Sauerstoff zu B2O3 ist eine der exothermsten Reaktion, die wir kennen. Dies weckte vor allem Interesse beim Militär (Raketentreibstoff), so dass in diesem Bereich intensive Grundlagenforschung betrieben wurde, an der sich die Chemie heute erfreut. Nach 15 Jahren wurde die militärische Forschung wegen unterschiedlicher Eigenschaften eingestellt: die an der Reaktion beteiligten Stoffe sind unstabil, stinkig, giftig und vor allem klebrig, was eine Verwendung in Triebwerken ausschließt.

Vorkommen

Bor kommt natürlich nur in sauerstoffhaltigen Verbindungen vor. Große Lagerstätten befinden sich in den USA (Mojave-Wüste), Türkei und Argentinien. Staßfurter Kalisalze enthalten geringe Mengen vergesellschaftetes Borazit. Die größten Boratminen befinden sich in der Nähe von Boron (Kramerlagerstätte) in Kalifornien und Kirka in der Türkei. Abgebaut werden die Mineralien Borax, Kernit und Colemanit.

Gewinnung und Darstellung

Amorphes Bor wir durch die Reduktion von Bortrioxid, B2O3, mit Magnesiumpulver hergestellt.
Kristallines Bor erhält man durch
- Erhitzen von amorphem Bor auf über 1400 °C
- Reduktion von Borchlorid durch Wasserstoff am heißen Wolframdraht
- thermische Zersetzung des Hydrids Diboran
- Schmelzflusselektrolyse von Borsäure

Eigenschaften

Wegen der hohen Ionisierungsenergie sind vom Bor keine B3+-Kationen bekannt. Die komplizierten Strukturen in vielen Borverbindungen und deren Eigenschaften zeigen, dass die Beschreibung der Bindungsverhältnisse als kovalent, metallisch oder ionisch stark vereinfachend sind und durch einen Molekülorbital(MO)-Ansatz ersetzt werden sollten.
Die Elektronenkonfiguration 2s22p1 des Bors zeigt, dass nur drei Elektronen für die Ausbildung von kovalenten Bindungen mit s, px, py und pz-Orbitalen zur Verfügung stehen. Dieser Elektronenmangel wird durch Ausbildung von Mehrzentrenbindungen und Elektronenakzeptorverhalten (Lewis-Acidität) kompensiert. Bor ist durchlässig für Infrarotlicht. Bei Raumtemperatur zeigt es eine geringe elektrische Leitfähigkeit, die bei höheren Temperaturen stark ansteigt.
Bor besitzt die höchste Zugfestigkeit aller bekannten Elemente sowie die zweithöchste Härte, nur übertroffen von der Kohlenstoffmodifikation Diamant.
Bor besitzt ähnlich wie Graphit gute Schmiereigenschaften. Die Fähigkeit, über kovalente Bindungen stabile räumliche Netzwerke auszubilden sind ein weiterer Hinweis auf die chemische Ähnlichkeit des Bors mit seinen Periodennachbarn Kohlenstoff und Silizium.
Bis 400 °C ist Bor reaktionsträge, bei höheren Temperaturen wird es zu einem starken Reduktionsmittel.
Bei Temperaturen über 700 °C verbrennt es in Luft zu Bortrioxid B2O3.
Von siedender Salz- und Fluorwasserstoffsäure wird Bor nicht angegriffen. Auch oxidierend wirkende, heiße konzentrierte Schwefelsäure greift Bor erst bei Temperaturen über 200 °C an, heiße konzentrierte Phosphorsäure erst bei Temperaturen über 600 °C.
Löst man B2O3 in Wasser, so entsteht die sehr schwache Borsäure. Deren flüchtige Ester (am deutlichsten bei Trimethylborat) färben Flammen kräftig grün.
Eine der wichtigsten Forschungsdisziplinen der heutigen anorganischen Chemie ist die der Verbindungen des Bors mit Wasserstoff (Borane), sowie mit Wasserstoff und Stickstoff, die überraschend den Kohlenwasserstoffen ähneln (isoelektronisch), z. B. Borazol ("anorganisches Benzol") B3N3H6. Auch eine ganze Reihe organischer Borverbindungen (Borolsäuren unter anderem ) sind bekannt

Verwendung

Die wirtschaftlich wichtigste Verbindung ist Natriumtetraborat (Borax) Na2B4O7 zur Herstellung von Isolierstoffen und Bleichstoffen (Perborate). Weitere Anwendungen:

Elementares Bor


- Additiv für Raketentreibstoffe
- Ferrobor und Bor als Legierungszusatz für Feinkornbaustähle, Stähle zum Lagern von Kernbrennstoffen und Nickelbasislegierungen
- Desoxidation von Kupfer
- Bor-Nitrat Gemische als Zünder für Airbags
- Hartstoffherstellung (Borkarbid, Bornitrid. Weitere Anwendungen siehe dort)
- Kristallines Bor und Borfasern für Anwendungen mit extrem hoher Festigkeit und Steifigkeit : Bauteile für Helikopterrotoren, Tennisracks und Golfschläger. Wegen des geringen Radarechos auch im Stealth Jagdbomber.
- Feuerwerksartikel und Leuchtmunition (wegen intensiv grüner Flamme)
- p-Dotierung in Silizium
- Nuklearanwendungen; Steuerstäbe in Nuklearreaktoren aus Bor-10; Strahlenschutzkleidung

Borverbindungen


- Waschmittel (Perborat)
- Bor-Silikat-Fasern zur thermischen Isolierung (Steinwolle?)
- Lichtwellenleiter
- Organische Synthesen
- Herstellung von feuerfesten Borsilikatgläsern (Pyrex, Duran) und Glasfritten
- Keramikglasuren
- Pflanzenschutzmittel
- Brems- und Kupplungsbeläge
- Panzerungen, kugelsichere Westen
- Flussmittel zum Löten (Borsäure)
- Holzschutzmittel (wegen geringer Giftigkeit)
- Flammschutzmittel für Platinen
- Kosmetikindustrie
- Düngemittel
- Entkeimen von Flugbenzin
- Borane
  - Diboran
- Bornitrid
- Nachweis von niederen Alkoholen mit Borsäure (s. Trimethylborat)
- BNCT (Boron Neutron Capture Therapy)
- Magnesiumdiborid (MgB2) ist ein Supraleiter

Sicherheitshinweise

Elementares Bor in geringen Dosen ist nicht giftig. Einige Borverbindungen wie die Borane (Borwasserstoffverbindungen) sind allerdings hochgradig toxisch und müssen mit größter Sorgfalt gehandhabt werden.

Physiologie

Bor ist ein essentielles Spurenelement. Der menschliche Bedarf beträgt etwa 0,2 mg/Tag. Dosen über 100 mg/Tag können Vergiftungserscheinungen hervorrufen. Pflanzen reagieren zum Teil sehr empfindlich auf Bor, so dass bestimmte sensible Pflanzen (Weiden, Obstbäume, Artischocken) bei Konzentrationen von mehr als 1 mg/L Bor zu Borchlorosen neigen (Krankheitsbild gekennzeichnet durch vermehrte Bildung von braunen Flecken) und schließlich absterben können.

Weblinks


- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/B.html EnvironmentalChemistry.com - Boron]
- [http://www.du.edu/~jcalvert/phys/boron.htm Boron]
- [http://www.onmeda.de/ernaehrung/naehrstofflexikon/spurenelemente/bor.html wissenschaftliche aber verständliche Erklärung des chemischen Element: Bor] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Erdmetall Kategorie:Periode-2-Element Kategorie:Halbmetall ja:ホウ素 ko:붕소 th:โบรอน

Polonium

Polonium ist ein radioaktives chemisches Element mit der Ordnungszahl 84 und dem Elementsymbol Po. Es wird der Elementgruppe der Chalkogene zugeordnet.

Geschichte

Polonium wurde 1898 entdeckt. Den Namen gab man dem Element zu Ehren seiner Entdeckerin Marie Curie in Erinnerung an ihr Heimatland Polen. Marie Curie verzichtete auf die Patentierung des Gewinnungsverfahrens, damit die Erforschung dieses Elements ungehindert weitergehen konnte.

Gewinnung und Darstellung

Polonium kann bei der Aufarbeitung von Pechblende gewonnen werden. Dabei reichert es sich zusammen mit Bismut an. Von diesem Element wird es anschließend mittels fraktionierter Fällung der Sulfide (Poloniumsulfid ist schwerer löslich als Bismutsulfid) getrennt. Die Darstellung von Polonium erfolgt heutzutage jedoch im Kernreaktor durch Neutronenbeschuss von Bismut: :\mathrm Die Halbwertszeit t1/2 für den Betazerfall liegt bei 5,01 Tagen. Durch Destillation werden die beiden Elemente anschließend getrennt (Siedepunkt für Polonium: 962 °C; Siedepunkt für Bismut: 1564 °C).

Eigenschaften

Polonium ist ein silberweiß glänzendes Metall. Als einziges Metall weist die α-Modifikation eine kubisch-primitive Kristallstruktur auf. Dabei sind nur die Ecken eines Würfels mit Polonium-Atomen besetzt. Diese Kristallstruktur findet man sonst nur noch bei den Hochdruckmodifikationen von Phosphor und Antimon. Die chemischen Eigenschaften sind vergleichbar mit denen seines linken Perioden-Nachbarn Bismut. Es ist metallisch leitend und edler als Silber. Es lässt sich in hoher Reinheit auf elektrochemischem Wege leicht gewinnen. Polonium löst sich in Säuren wie Salzsäure, Schwefelsäure oder Salpetersäure auf.

Isotope

Bekannt sind die Polonium-Isotope 192Po bis 218Po. Ausnahmslos alle sind radioaktiv. Die Halbwertszeiten sind recht unterschiedlich und reichen von etwa 3 · 10-7 Sekunden für 212Po bis zu 103 Jahren für 209Po. Das wichtigste, natürlich vorkommende Isotop 210Po hat eine Halbwertzeit von 138 Tage und zerfällt unter Aussendung von Alpha-Strahlung in das Blei-Isotop 20682Pb.

Verwendung

Polonium wird in Verbindung mit Beryllium in transportablen Neutronenquellen benutzt. Dabei wird die Kernreaktion 9Be(\alpha, n)12C zur Erzeugung freier Neutronen genutzt. Auch in Kernwaffen wurde Polonium als Neutronenquelle eingesetzt. So wurden z.B. in den amerikanischen Atombomben Little Boy und Fat Man, die auf Hiroshima und Nagasaki abgeworfen wurden, Initiatoren aus Polonium und Beryllium zum Start der Kettenreaktion verwendet.

Verbindungen

Sauerstoffverbindungen

Poloniumdioxid, (PoO2)x, ist wie das Oxid des Gruppennachbarn Tellur (Tellurdioxid, (TeO2)x) eine ionische Verbindung, die in einer gelben und einer roten Modifikation auftritt. Weiterhin kennt man Poloniumtrioxid (PoO3).

Sulfide

Schwarzes Poloniumsulfid (PoS) erhält man durch Fällung von in Säure gelöstem Polonium mit Schwefelwasserstoff.

Wasserstoffverbindungen

Poloniumwasserstoff (H2Po) ist eine bei Raumtemperatur flüssige Wasserstoff-Verbindung, von der sich zahlreiche Polonide ableiten lassen.

Halogenide

Poloniumhalogenide kennt man mit den Summenformeln PoX2, PoX4 und PoX6. Zu nennen wären da Poloniumdifluorid, Poloniumdichlorid (rubinrot), Poloniumdibromid (purpurbraun) und Poloniumtetrafluorid, hellgelbes Poloniumtetrachlorid, rotes Poloniumtetrabromid, schwarzes Poloniumtetraiodid sowie das weiße, leicht flüchtige Poloniumhexafluorid.

Weblinks


- [http://www.lenntech.com/deutsch/Data-PSE/Po.htm Gesundheits- und Umweltaspekte] von Polonium Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Chalkogen Kategorie:Periode-6-Element Kategorie:Metall ja:ポロニウム ko:폴로늄 th:พอโลเนียม

Halbmetall

Die Halbmetalle stehen im Periodensystem zwischen den Metallen und den Nichtmetallen. Sie können von der elektrischen Leitfähigkeit und vom Aussehen her weder den Metallen noch den Nichtmetallen zugeordnet werden. Alle Halbmetalle sind Feststoffe bei Normalbedingungen. Beim Schmelzen findet eine Volumenverringerung statt, im Gegensatz zu den Metallen. Zu den Halbmetallen gehören die folgenden Elemente: Zu den Halbmetallen werden diejenigen Elemente gezählt, die den elektrischen Strom nur unter bestimmten Bedingungen oder in bestimmten Kristallstrukturen leiten. Sie sind zu unterscheiden in metallische Leiter und Halbleiter. Metallische Leiter leiten den Strom auch bei tiefen Temperaturen und zeigen mit steigender Temperatur einen ansteigenden Widerstand. Sie besitzen einen positiven Temperaturkoeffizienten des Widerstandes.
Halbleiter zeigen bei niedrigen Temperaturen einen hohen elektrischen Widerstand, der sich mit steigender Temperatur verringert.
Aus der obigen Aufzählung der Halbmetalle gehören die Elemente Bor, Silizium, Germanium und Tellur zu den Halbleitern. Im Periodensystem finden sich die Halbmetalle in einer Diagonalen zwischen Bor und Polonium. Elemente, die rechts oberhalb dieser Linie liegen, sind Nichtmetalle; Elemente, die links unterhalb dieser Linie liegen, sind Metalle. Kategorie:Stoffgruppe ja:半金属

Elektron

Elektronen sind negativ geladene Elementarteilchen ohne räumliche Ausdehnung. Ihr Symbol ist e-. Sie bilden die Elektronenhülle der Atome (und Ionen). Ihre freie Beweglichkeit in Metallen ist die Ursache für die elektrische Leitfähigkeit von metallischen Leitern. Elektronen gehören zu den Leptonen, einer Unterklasse der Fermionen. Deswegen besitzen sie einen Spin von 0,5. Ihre Antiteilchen sind die Positronen, Symbol e+, mit denen sie bis auf ihre elektrische Ladung in allen Eigenschaften übereinstimmen. Der experimentelle Nachweis von Elektronen gelang erstmals im Jahre 1897 durch den Briten Joseph John Thomson. Gelegentlich wird das negative Elektron auch als Negatron bezeichnet und der Begriff Elektron als Oberbegriff für Negatron und Positron. Der Name kommt vom griechischen Wort elektron (ηλεκτρον) und bedeutet Bernstein, denn an ihm wurde die Elektrizität erstmals beobachtet. Reibt man Bernstein beispielsweise mit einem Katzenfell, so lädt es sich elektrisch auf. Die Bezeichnung Elektron für die Ladungseinheit führte George Johnstone Stoney ein (Philosophical Magazine 40 (1895), 372). Ein Elektron ist ein „Mikroobjekt“, d. h., dass es, ähnlich wie Licht, Wellen- und Teilchencharakter hat. Daraus folgt, dass es der Heisenbergschen Unschärferelation unterliegt. In einem Atom wird das Elektron meist als stehende Materiewelle betrachtet. Elektronen können in polaren Lösungsmitteln wie Wasser oder Wasser in Lösung gehen. Diese Spezies wird als Solvatisiertes Elektron bezeichnet. Bei Lösung von Alkalimetallen in Ammoniak ist sie für die starke Blaufärbung verantwortlich. Diese Größen werden durch das magnetische Moment des Elektronenspins miteinander verknüpft: \vec=-g_\frac\vec . Dabei ist \vec das magnetische Moment des Elektronenspins, m_ die Ruhemasse des Elektrons, e seine Ladung und \vec der Spin. g_ heißt Landé- oder g-Faktor. Fasst man den Term vor \vec s zusammen, so erhält man das Verhältnis aus magnetischem Moment zum Spin, bezeichnet als gyromagnetisches Verhältnis des Elektrons. Für das Elektron ist nach der Dirac-Theorie (relativistische Quantenmechanik) der theoretische Wert von g_ exakt gleich zwei. Effekte der Quantenelektrodynamik bewirken jedoch eine (geringfügige) Abweichung des Wertes für g_ von zwei. Elektronen bilden mit Protonen und Neutronen die Atome. Während die beiden letztgenannten Teilchen den Kern bilden, befinden sich die Elektronen in der Atomhülle. Elektronen sind sehr viel leichter als Protonen und Neutronen, etwa um den Faktor 1800. In der Kathodenstrahlröhre bzw. Braunschen Röhre treten Elektronen aus einer beheizten Glühkathode aus und werden im Vakuum durch ein elektrisches Feld in Feldrichtung (in Richtung der positiven Anode) beschleunigt. Durch Magnetfelder werden die Elektronen senkrecht zur Feldrichtung abgelenkt. Diese Eigenschaften der Elektronen haben erst die Entwicklung des Fernsehers und des Computermonitors sowie ihre Nutzung in technologischen Anwendungen (Elektronenkanone) ermöglicht. Die Masse eines ruhenden Elektrons ist immer konstant. Bei bewegten Elektronen (und ein Elektron ist unter normalen Bedingungen immer in Bewegung) muss die Massenzunahme der Relativitätstheorie berücksichtigt werden. An Elektronen kann diese Massenzunahme gut beobachtet werden, da sie sich leicht aufgrund ihrer Ladung auf hohe Geschwindigkeiten beschleunigen lassen. Die Masse kann dann durch Ablenkung in einem Magnetfeld bestimmt werden. Nach den theoretischen Darstellungen der Quantenelektrodynamik wird das Elektron als Punktteilchen, ohne endliche Ausdehnung angenommen. In guter Übereinstimmung damit ergaben Elektron-Elektron Streuexperimente an Teilchenbeschleunigern eine maximale Elektronengröße von 10-19 m. Von der Größe zu unterscheiden ist der Wirkungsquerschnitt. Bei der Streuung von Röntgenstrahlen an Elektronen erhält man einen Wirkungsquerschnitt der einem effektiven Elektronenradius von etwa 3·10-15 m entspräche. Dieselbe Größenordnung ergäbe sich bei einer klassischen (nicht quantentheoretischen) Beschreibung des Elektrons unter den Annahmen: #Elektronen sind kugelförmig, sie bilden einen Kugelkondensator #Die Ladung ist an der Oberfläche verteilt #Die potentielle Energie der Ladung entspricht der Ruheenergie m_ c^2.

Weblinks


- Tabellenwerte vom NIST: http://physics.nist.gov/constants Siehe auch: Myon, Tauon, Elektronenstoß, Positron Kategorie:Bernstein Kategorie:Elementarteilchen Kategorie:Elektrotechnik ja:電子 ko:전자 simple:Electron th:อิเล็กตรอน

Ionisierungsenergie

Ionisierungsenergie (auch Ionisationsenergie, Ionisierungspotential, Ionisierungsenthalpie) ist die Energie, die benötigt wird, um ein Atom oder Molekül zu ionisieren, d. h. um ein Elektron vom Atom oder Molekül zu trennen. Nach der Ionisierung hat ein vorher elektrisch neutrales Atom oder Molekül eine positive elektrische Ladung. Die vorher ausgeglichene Ladungsdifferenz zwischen Atomkern (oder Atomkernen) und Elektronenhülle ist durch das Entfernen eines Elektrons verschoben. Man spricht von einem positiv ionisierten Atom bzw. Molekül oder einem Kation. Dieses kennzeichnet man durch ein nachfolgend hochgestelltes '+'-Zeichen; beispielsweise wird ein Natriumkation als Na+ gekennzeichnet (das Symbol für Natrium ist Na). Solange ein Kation noch Elektronen besitzt, kann es durch weitere Energiezufuhr weiter ionisiert werden. Allerdings nimmt die erforderliche Energie mit jeder zusätzlichen Ionisierung zu. Symbolisch wird ein mehrfach ionisiertes Kation durch eine vor das '+'-Zeichen gestellte Zahl identifiziert; beispielsweise wird ein 3-fach ionisiertes Natriumkation als Na3+ bezeichnet. Für ein einzelnes Elektron wird die Ionisierungsenergie in eV/Atom angegeben, für 1 Mol Elektronen aber in kJ/mol. Die Ionisierungsenergie kann durch Strahlung (Ionisierende Strahlung), eine hohe Temperatur des Materials oder chemisch geliefert werden.

Ionisierungsenergie und Periodensystem

Die Ionisierungsenergie hängt stark von der Anziehungskraft zwischen Atomkern und dem zu entfernenden Elektron ab, welche sich nach der Coulomb-Formel F = berechnet. Demnach steigt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode stetig an, weil die Kernladungszahl z zunimmt. Innerhalb einer Gruppe dagegen sinkt die Ionisierungsenergie von oben nach unten, weil der Abstand r zwischen Kern und Elektron immer größer wird. Beim Übergang von einer Periode zur nächsten, z.B. vom Neon zum Natrium, nimmt die Ionisierungsenergie schlagartig ab, weil sich – nach dem Schalenmodell des Atoms – das zu entfernende Elektron auf einer neuen Schale befindet. Die Ionisierungsenergien der Alkalimetalle stellen in jeder Periode das Minimum dar. Die Edelgase haben in jeder Periode maximale Ionisierungsenergien. Die Maxima und Minima werden von Periode zu Periode geringer, da die Elektronen weiter vom Kern entfernt sind und weniger Energie aufgewendet werden muss, um sie aus dessen Anziehungskraft zu lösen.

Weblinks


- [http://pol.spurious.biz/projects/chemglobe/general/atomeigenschaften/ionisierung.html http://pol.spurious.biz/projects/chemglobe/general/atomeigenschaften/ionisierung.html] Kategorie:Atomphysik ko:이온화 에너지 th:พลังงานไอออไนเซชัน

Elektronenvolt

Das Elektronenvolt oder Elektronvolt (Einheitenzeichen eV) ist eine Einheit der Energie (Formelzeichen E). Gesetzlich richtig und normgerecht ist in Deutschland nur die Bezeichnung "Elektronvolt", siehe Gesetz über Einheiten im Messwesen und DIN 1301.

Definition

1 eV = 1,602 176 462(63) · 10-19 J 1 Elektronenvolt ist die Energie, die ein Teilchen mit der Ladung 1 e (Elementarladung) erhält, wenn es die Spannung von 1 V frei im Vakuum durchläuft. Die Energie lässt sich einfach ins SI-System (zur Einheit Joule) überführen, indem man für den Buchstaben e die Elementarladung 1,602·10-19 Coulomb einsetzt.

Verwendung

Das Elektronenvolt wird als praktische Einheit in der Atomphysik und verwandten Fachgebieten verwendet. In der experimentellen Elementarteilchenphysik hat sich das Elektronenvolt als „handliche“ Einheit durchgesetzt. Sowohl die Ruhemasse von Elementarteilchen als auch die Energie, auf die sie in Elemantarteilchenbeschleunigern (Synchrotron) gebracht werden, werden in (Vielfachen von) Elektronenvolt angegeben. Die Umrechnung geschieht mit Hilfe der bekannten Gleichung aus der speziellen Relativitätstheorie :E = m \cdot c^2 ,wobei E für die Energie, m für die Masse und c für die Vakuumlichtgeschwindigkeit steht. Gebräuchliche dezimale Vielfache des Elektronvolt sind
- keV (Kilo-Elektronvolt)
- MeV (Mega-Elektronvolt) (die Ruheenergie eines Elektrons ist etwa 0,5 MeV)
- GeV (Giga-Elektronvolt) (die Ruheenergie eines Protons ist etwa 0,9 GeV)
- TeV (Tera-Elektronvolt) Als Vergleich: Die Spaltprodukte einer Kernspaltung haben eine Bewegungsenergie von zusammen etwa 200 MeV. Ein typisches Molekül in der Atmosphäre hat eine Bewegungsenergie (thermische Energie) von etwa 0,03 eV. Die Photonen von sichtbarem Licht (rot) haben eine Energie von etwa 2 eV. Um die mittlere kinetische Energie der Teilchen eines idealen Gases in die Temperatur des Gases umzurechnen, multipliziere man mit \frac \cdot 11.605 K/eV; siehe auch Maxwell-Boltzmann-Verteilung.

Siehe auch

Physikalische Konstanten, Beschleunigungsspannung.

Weblinks


- [http://www.ex.ac.uk/trol/scol/ccenrgy.htm Energie-Umrechnungsprogramm] Kategorie:Maßeinheit ja:電子ボルト ko:전자볼트

Natrium

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

Geschichte

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

Gewinnung und Darstellung

Die großtechnische Herstellung von Natrium erfolgt heute durch Schmelzflusselektrolyse von trockenem Natriumchlorid in einer Downs-Zelle. Zur Schmelzpunkterniedrigung wird ein Salzgemisch aus Calcium- (46 %), Natrium- (28 %) und Bariumchlorid (26 %) eingesetzt. Die zylindrische Elektrolysezelle besteht aus einer mittigen Graphitanode, über der das entstehende Chlorgas abgezogen wird. Oberhalb der kleeblattförmig um die Graphitanode angeordneten Stahlblechkathoden wird das flüssige Natrium abgezogen und nach einer Zwischenlagerung einem Reinigungsprozess zugeführt.
Anodenvorgang:
\mathrm Kathodenvorgang: \mathrm Gesamtvorgang bei der Elektrolyse: \mathrm Seit Einführung der Chlor-Alkali-Schmelzfluss-Elektrolyse hat sich der Preis für Natrium drastisch verringert. Heute ist Natrium volumenbezogen das preiswerteste Metall überhaupt.

Vorkommen

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

Eigenschaften

Natronfeldspat Analog den anderen Alkalimetallen reagiert Natrium mit anderen Elementen und Verbindungen sehr heftig und kommt in der natürlichen Umwelt nur in gebundener Form vor. Natrium reagiert heftig mit Wasser und seinen Derivaten unter Bildung von Natriumhydroxid und Freisetzung von Wasserstoff. Da das Natriumstück unkontrolliert zerplatzen kann, ist Vorsicht bei einem Experiment ratsam. Als Alternative bietet sich der Versuch mit Lithium an. mit Wasser: \mathrm allgemein: \mathrm Durch die hohe Reaktionswärme schmilzt es auf. Bei feiner Verteilung des Natriums (große Reaktionsoberfläche) kann es sich entzünden. Wegen des frei gesetzten Wasserstoffs kann es bei Luftzutritt zu Verpuffungen oder Explosionen kommen. Kommt Natrium mit chlorierten Verbindungen wie Dichlormethan, Chloroform, Tetrachlormethan in Kontakt, kommt es unter Bildung von NaCl zu einer schnellen und exothermen Reaktion. In Luft entzündet es sich in der Regel erst bei einer Temperatur oberhalb von 388 Kelvin (115 °C). Die dann einsetzende Verbrennung unter einer intensiv gelbgefärbten Flamme führt zum Natriumperoxid Na2O2 und nicht zum einfachen Oxid Na2O. In getrocknetem Sauerstoff ist Natrium dagegen relativ beständig und kann sogar ohne Selbstentzündung geschmolzen werden. Sauerstoff Kleinere Mengen Natrium werden unter Petroleum aufbewahrt. Für größere Mengen gibt es integrierte Handhabungssysteme mit Schutzgasatmosphäre. Natriumbrände lassen sich mit Natriumcarbonat, Kochsalz oder trockenem Zement löschen.

Physiologie

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

Verwendung

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

Technisch wichtige Verbindungen

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

Weblinks


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

Metallgitter

Als Metallische Bindung oder Metallbindung bezeichnet man die chemische Bindung, wie sie bei Metallen und in Legierungen im Festkörper vorliegt. Diese ist gekennzeichnet durch das Auftreten von frei beweglichen (delokalisierten) Elektronen im Metallgitter, die unter anderem für die makroskopischen Eigenschaften Stromleitfähigkeit, metallischer Glanz, Duktilität (Schmiedbarkeit, Verformbarkeit) verantwortlich sind. Sie wird durch Anziehungskräfte zwischen Metall-Ionen und freien Elektronen verursacht.

Entstehung

Die meisten Metalle der Hauptgruppen besitzen nur wenige Außenelektronen, oft 1 bis 3. Diese Außenelektronen der Metalle können leicht vom Metallatom abgegeben werden, da die Atomkerne auf die Außenelektronen nur geringfügige Anziehungskräfte ausüben. Dadurch entstehen positiv geladene Metall-Ionen (Atomrümpfe) und nahezu frei bewegliche Elektronen. Diese frei beweglichen Elektronen ermöglichen daher die gute elektrische Leitfähigkeit und die hohe Wärmeleitfähigkeit der Metalle. Beide Eigenschaften lassen sich gut mit dem Bändermodell erklären. Die freien Elektronen, die sich 'zwischen' den Metallatomen im metallischen Festkörper frei und ungeordnet umher bewegen, bezeichnet man auch als Elektronengas oder Elektronengaswolke. Mitunter benennt man das Elektronengas auch nach dem italienischen Physiker Enrico Fermi (1901-1954) Fermigas. Es handelt sich hierbei jedoch wie so oft nur um eine Modellvorstellung. Nicht alle Metallatome liegen gleichzeitig als Ionen vor: Die positiv geladenen Metall-Ionen ziehen frei bewegliche Außenelektronen stärker an, sodass sie kurzzeitig wieder zu einem neutral geladenen Atom werden. Die positiv geladenen Metall-Ionen (Atomrümpfe) und die Metallatome bilden ein sogenanntes Metallgitter / einen sogenannten Metallkristall, in dem sie analog zu einem Ionengitter - regelmäßig angeordnet sind.

Vorkommen

Die metallische Bindung tritt bei den metallischen Elementen (Metallen) auf, bei Legierungen (Mischungen von Metallen), aber auch in bestimmten Salzen, die dann meist eine Übergangsform dieser Bindung hin zur Ionenbindung zeigen, d.h. metallisch glänzen, aber farbig sind, bzw. den Strom nur in eine Richtung gut leiten (eindimensionale Metalle). Es ist aber auch gelungen, Kunststoffe (Polymere, die normalerweise durch kovalente Bindung gekennzeichnet sind) mit metallischen Eigenschaften herzustellen. Hier wurden delokalisierte Elektronen in die Substanz durch das gezielte Einfügen von Doppelbindungen „eingebaut“. Bei sehr hohen Drücken kann sogar der normalerweise gasförmige und elektrische Isolator Wasserstoff (H2) metallische Eigenschaften annehmen. Man nimmt an, dass dies z.B. bei den „Gasriesenplaneten“ Jupiter und Saturn der Fall ist. Hierdurch wird deutlich, dass die Ausdrücke kovalente Bindung, ionische Bindung und metallische Bindung zwar leichter verständlich sind, aber für Zwischenbereiche die Molekülorbitaltheorie die besseren Beschreibungen und Vorhersagen treffen kann. Kategorie:Chemische Bindung ja:金属結合

Valenzelektron

Valenzelektronen (oft auch Außenelektronen genannt) sind die Elektronen, die sich in den äußersten Orbitalen aufhalten und sich an Bindungen zwischen Atomen beteiligen können. Bei den Hauptgruppen-Elementen sind das die Elektronen der äußersten Schale, bei den Übergangsmetallen sind es die auf der äußersten Schale und zusätzlich die Elektronen im d-Orbital der vorhergehenden Schale. Die Anzahl der Valenzelektronen gibt nicht die Anzahl der tatsächlich an Bindungen beteiligten Elektronen an. Das Element Chlor besitzt sieben Valenzelektronen. Davon ist im Molekül der Chlorwasserstoffsäure (HCl) nur ein Elektron an der Bindung beteiligt. In der Perchlorsäure (HClO4) sind alle sieben Valenzelektronen an den Bindungen beteiligt. Valenzelektronen sind nicht mit Bindungselektronen zu verwechseln. Valenzelektronen können sich an Bindungen beteiligen und sind damit auch Bindungselektronen, können aber auch nichtbindend sein und damit keine Bindungselektronen, dies hängt vom chemischen Zustands des entsprechendend Atoms ab. Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemische Bindung

Salze

Salze sind chemische Verbindungen (häufig aus Metall und Nichtmetall), die eine aus Ionen bestehende Kristallstruktur haben. Salze sind für den Menschen unentbehrlich. Das wichtigste Salz ist das Kochsalz (=Natriumchlorid). Es wurde im Mittelalter auch das „weiße Gold genannt“. Salz war stets ein wichtiges Handelsgut. Es fand sogar mehrfache Erwähnung in der Bibel. Viele Städte tragen das Wort Salz (oder das Keltische Wort Hall) im Namen. (zum Beispiel Halle, Reichenhall, Hallein, Hall, Schwäbisch Hall, Salzburg, Salzgitter, Bad Salzuffeln, Salzdettford, Bad Salzschlirf). Menschen gewinnen Salz entweder durch Meerwasserentsalzung, Salzstöcke oder aus Solen. Städte, die im Mittelalter über Salzlager verfügten waren in der Regel dadurch sehr reich. Gebrauch von Salzen: Kochsalz, Soda (für Seifensiedereien, Glashütten), Waschstoff, Chlorherstellung (Bleich- und Desinfektionsmittel, für die PVC-Herstellung), Streusalz, Charakteristische Eigenschaften von Salzen:
- Salze sind aus Ionen aufgebaut
- Salzschmelzen und wässrige Lösungen leiten den elektrischen Strom (freie bewegliche Elektronen)
- Salzkristalle leiten den elektrischen Strom nicht!
- Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe. Sie haben einen hohen Schmelzpunkt
- Salzkristalle sind hart und spröde
- Sie bestehen immer aus einem oder mehreren Metallion und einem oder mehreren Säurerestion
- Nach „außen“ hin sind Salze ungeladen
- Salze besitzen in der Regel eine hohe Schmelz- und Siedetemperatur, eine geringe Härte, meist eine geringe thermische Ausdehnung und Kompressibilität. Beispiele: Salpeter, Kochsalz

Möglichkeiten der Salzbildung in Natur und im Labor

1. Reaktionsprodukte einer Säure mit einer Base. Die allgemeine Reaktionsgleichung dazu lautet: Säure + Base → Salz + Wasser.
- Beispiel 1 Salzsäure + Natriumhydroxid → Natriumchlorid + Wasser HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
- Beispiel 2 Schwefelsäure + Bariumhydroxid → Bariumsulfat + Wasser H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → BaSO4 (s) + 2 H2O (l) 2. Salzbildung aus Metalloxid und Säure
- Beispiel Herstellung von frischem Kalkwasser Kalziumoxid wird mit Wasser vermischt (und anschließend filtriert) CaO + H2O → Ca(OH)2 3. Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge Entsprechend der obigen Reaktion verbinden sich Nichtmetalle mit Lauge zu Salzen Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O + E Anmerkung: Im Grunde entsprechen die Wege 2. und 3. dem ersten, da in Nichtmetalloxide mit Wasser Säuren bildet und Metalloxide mit Wasser Laugen entstehen lassen. 4. Salzbildung aus den Elementen Metalle und Nichtmetalle reagieren teilweise heftig miteinander und bilden dabei Salz.
- Beispiel' Mg + I2 → MgI2

Typen von Salzen

Salze setzen sich immer aus Metallionen und Säurerestionen zusammen. Demzufolge kann man sie nach den Metallionen oder den Säureresten klassifizieren. Letzteres ist umgangssprachlich häufiger, wenn z.B. von Phosphaten die Rede ist. Hier eine Übersicht über verschiedene Salze nach ihren Säureresten geordnet:
- Halogensalze
  - Bromide
  - Chloride
  - Fluoride
  - Iodide
- Salze von anorganischen Säuren
  - Azide
  - Borate
  - Carbonate
  - Chlorate
  - Cyanate
  - Cyanide
  - Dihydrogenphosphate
  - Hydrogencarbonate
  - Hydrogenphosphate
  - Hydrogensulfate
  - Hydrogensulfide
  - Hydrogensulfite
  - Hypochlorite
  - Iodate
  - Iodite
  - Isocyanate
  - Nitrate
  - Nitrite
  - Perchlorate
  - Periodate
  - Phosphate
  - Sulfate
  - Peroxodisulfate
  - Sulfide
  - Disulfide
  - Sulfite
  - Thiocyanate (Rhodanide)
- Salze von organischen Säuren
  - Acetate
  - Butyrate
  - Citrate
  - Formiate
  - Glutamate
  - Lactate
  - Pyruvate
- andere Salze
  - Carbide
  - Oxide
  - Peroxide
  - Silikate
  - Friedelsches Salz

Siehe auch


- Doppelsalze, Speisesalz Kategorie:Stoffgruppe ja:塩 simple:Salt

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

Elektrostatische Kraft

Die Elektrostatik befasst sich mit ruhenden elektrischen Ladungen, Ladungsverteilungen und den elektrischen Feldern geladener Körper. Schon im Altertum war bekannt, dass bestimmte Materialien nach dem Reiben kleine leichte Teilchen, z. B. Papierschnipsel, anziehen. Das griechische Wort „elektron“ für Bernstein, bei dem dieses Phänomen gut zu sehen ist, ist der Namensgeber für viele Bereiche der Naturwissenschaften. Die Elektrostatik ist ein Teilgebiet der Elektrodynamik, die die Elektrostatik um die Wechselwirkungen auch bewegter Ladungen (elektrischer Strom) und magnetischer Felder sowie deren dynamischer (zeitlicher) Entwicklung erweitert. Die Elektrostatik findet ihr Analogon in der Magnetostatik, die sich mit stationären (zeitlich konstanten) Strömen und Magnetfeldern befasst. Die Phänomene der Elektrostatik rühren von den Kräften her, die elektrische Ladungen aufeinander ausüben. Diese Kräfte werden vom Coulombschen Gesetz beschrieben. Auch wenn die im obigen Beispiel, geriebener Bernstein und Papierschnitzel, beschriebenen Kräfte klein erscheinen, ist die elektrische Kraft z. B. im Vergleich zur Gravitationskraft außerordentlich stark. So ist die elektrische Kraft zwischen einem Elektron und einem Proton (Beide bilden zusammen ein Wasserstoffatom) um ungefähr 40 Größenordnungen größer als ihre gegenseitige Anziehung aufgrund der Gravitationskraft. Die von einer gegebenen Ladung Q auf eine Probe ausgeübte Kraft ist proportional zur Ladung q der Probe. Sie lässt sich also durch die Gleichung F = Q \cdot E beschreiben. Diese Gleichung definiert das von Q begleitete elektrische Feld E. Von einem äußeren elektrischen Feld werden in elektrischen Leitern und Isolatoren unterschiedliche Effekte hervorgerufen. Die freien elektrischen Ladungen in Leitern, z. B. die Leitungselektronen der Metalle, verschieben sich makroskopisch solcherart, dass das elektrische Feld im gesamten Inneren des Leiters verschwindet (siehe Faradayscher Käfig). Dieses Phänomen wird Influenz genannt. Andererseits reagieren die lokal gebundenen Ladungen in einem Isolator, also die Elektronen und Kerne der Atome, durch eine gegenseitige Verschiebung, wodurch der Isolator polarisiert wird. Das von einem elektrischen Feld E auf eine Probe q induzierte Kraftfeld F ist konservativ, das heißt die potenzielle Energie W der Probe im elektrischen Feld ist nur abhängig von der Position x der Probe, nicht aber vom Weg, auf dem die Probe nach x bewegt wurde. Das bedeutet auch, dass sich das elektrische Feld als Gradient eines elektrostatischen Potenzials φ darstellen lässt. Die potenzielle Energie einer Probe im Potenzial ist also W = q \cdot \varphi. Der Differenz zweier elektrischer Potenziale entspricht die elektrische Spannung. Das Verschwinden des elektrischen Feldes, E=0, ist gleichbedeutend mit einem konstanten elektrischen Potenzial, φ=const. Das Feld, und damit auch das Potenzial, einer beliebigen Ladungsverteilung in einem homogenen Isolator lässt sich leicht anhand der aus dem Coulombschen Gesetz abgeleiteten Gesetzmäßigkeiten berechnen. (Das Feld in einem Leiter verschwindet.) Eine solche Berechnung ist bei räumlichen Anordnungen von Leitern, Nichtleitern und Ladungen nur in wenigen Fällen einfach. Alltäglich bekannte Phänomene der Elektrostatik beruhen auf sehr hohen elektrischen Spannungen. Als klassisches Beispiel für die elektrostatische Auf- und Entladung von Körpern können Blitze dienen. Die Ladungstrennung liegt hier zwischen Wolken und dem Erdboden vor. Die bei Blitzentladung fließenden Ströme sind extrem hoch (>100 kA). Im Kleinen taucht dieser Effekt auf, wenn man mit Gummisohlen bei trockener Luft über einen Teppichboden schlurft und sich dann bei Berührung von einem Metallgegenstand erdet: Man kriegt eine "gewischt", d. h. es findet eine Spontanentladung statt - bei der nur minimale Ströme (~10 mA) fließen.

Das elektrische Feld

erdet Aus dem Coulombschen Gesetz und der Definition des elektrischen Feldes, E = \frac, folgt für das von einer Punktladung Q am Ort x erregte elektrische Feld E am Ort x: :\vec E(\vec x) = k Q\frac Das elektrische Feld ist ein gerichtetes Vektorfeld. Für eine positive Ladung ist es genau von der Ladung weg, für eine negative Ladung zur Ladung hin gerichtet. Seine Stärke ist proportional zur Stärke der Ladung Q und umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstands von Q. Der Proportionalitätsfaktor k ist die Naturkonstante k = \frac. Siehe Dielektrizitätskonstante. Das von einer Menge an Ladungen, Qi, erregte Feld ist die Summe der Teilbeiträge: :\vec E(\vec x) = k \sum_i Oder im Fall einer kontinuierlichen Raumladungsverteilung, ρ, das Integral: :\vec E(\vec x) = k \int d^3x' Das Gaußsche Gesetz beschreibt, dass der Fluss des elektrischen Feldes durch eine geschlossene Oberfläche A proportional zur Stärke der von der Oberfläche umschlossenen Ladung Q ist: :\int \vec d\vec \sim Q = \int \rho dV Der Gaußsche Integralsatz verknüpft Fluss und Divergenz eines beliebigen Vektorfelds: :\int \vec d \vec = \int \nabla \vec dV woraus folgt, dass die Divergenz des elektrischen Feldes proportional zur Raumladungsdichte ist: : \nabla \vec \sim \rho Das konservative elektrische Feld kann durch den Gradienten eines skalaren elektrischen Potenzials φ beschreiben werden: : \vec = - \nabla \phi Woraus die Poisson-Gleichung folgt: : \rho \sim \nabla \vec = - \nabla \nabla \phi = - \triangle \phi Das elektrische Feld ist ein Quellenfeld. Es entsteht durch die Anwesenheit von elektrischen Ladungen, der Quelle des elektrischen Feldes. Es kann definiert werden als Raum, in dem auf elektrisch geladene Körper Kräfte ausgeübt werden. Die abgeleitete SI-Einheit der elektrischen Feldstärke ist:
[E]_=\frac =\frac =\frac

Potenzial und Spannung

Da eine elektrische Ladung im elektrischen Feld eine Kraft erfährt, wird bei ihrer Bewegung durch das elektrische Feld Arbeit verrichtet, bzw. es muss Arbeit verrichtet werden, um die Ladung gegen das elektrische Feld zu bewegen. Da elektrostatische Felder wirbelfrei sind (konservatives Feld), hängt die benötigte Energie nur vom Start- und Zielort ab, nicht vom genauen Weg. "Wirbelfrei" heißt, dass die Rotation eines Feldes Null ist:
\qquad\mathrm\vec E=0\quad\leftrightarrow\quad\oint\vec E\;\mathrm\vec s=0\qquad
Somit lässt sich eine potentielle Energie der Ladung definieren. Da die Kraft proportional zur Ladung ist, gilt dies auch für die potentielle Energie. Daher kann man die potentielle Energie als Produkt der Ladung und eines Potenzials, welches sich aus dem elektrischen Feld ergibt, berechnen. Die Potenzialdifferenz zwischen zwei Punkten bezeichnet man als elektrische Spannung. Das Produkt aus der Ladung eines Teilchens und der Spannung zwischen zwei Punkten ergibt die Energie, die man benötigt, um das Teilchen vom einen Punkt zum anderen zu bringen. Die Einheit des elektrischen Potenzials und der elektrischen Spannung ist Volt. Gemäß der Definition von Potenzial und Spannung gilt Volt = Joule/Coulomb.
U_=\int_^\vec E\;\mathrm\vec s\qquad
Das Konzept der Spannung stößt an seine Grenzen, wenn dynamische Vorgänge auftreten. Für veränderliche Magnetfelder lässt sich zwar noch eine Induktionsspannung definieren, jedoch ist diese nicht mehr über eine Potenzialdifferenz definierbar. Auch ist die für eine Bewegung der Ladung von einem Punkt zum anderen benötigte Energie nur so lange gleich der Potenzialdifferenz zwischen den Punkten, wie die Beschleunigung vernachlässigbar klein ist, da nach der Elektrodynamik beschleunigte Ladungen elektromagnetische Wellen aussenden, die ebenfalls in der Energiebilanz berücksichtigt werden müssen.

Die Energie des elektrischen Feldes

In einem Plattenkondensator besteht ein näherungsweise homogenes Feld. Ist die Ladung der einen Platte Q und die der anderen Platte entsprechend -Q, sowie die Plattenfläche A, so hat dieses Feld den Wert :E = \frac. Ist der Plattenabstand d, und bringt man eine kleine Ladung \mathrmQ von der einen auf die andere Platte, so muss gegen das elektrische Feld folgende Arbeit verrichtet werden :\mathrmW = F\cdot d = E\mathrmQ\cdot d. Wegen der Energieerhaltung muss diese Arbeit zu einer Erhöhung der Energie des Kondensators führen. Diese kann aber nur im elektrischen Feld stecken. Durch den Ladungsübertrag erhöht sich die Feldstärke um :\mathrmE = \frac. Auflösen nach \mathrmQ und Einsetzen in die Arbeit ergibt :\mathrmW = \varepsilon_0 A\cdot d\cdot E\mathrmE. Nun ist aber V=A\cdot d gerade das Volumen des elektrischen Feldes. Aufintegrieren und Teilen durch V ergibt die Energiedichte :\frac = \frac\varepsilon_0 E^2.

Träger des Feldes

Im Rahmen der Quantenelektrodynamik wird die elektromagnetische Wechselwirkung durch den Austausch virtueller Photonen beschrieben.

Literatur


- John David Jackson: Klassische Elektrodynamik Walter de Gruyter, Berlin 1982, ISBN 3-11-009579-3
- Demtröder, Wolfgang: Experimentalphysik. Bd.2 : Elektrizität und Optik Springer, Berlin 2004, ISBN 3540202102

Siehe auch


- Influenz
- Coulomb
- Elektrische Kapazität
- Elektroskop
- Coulombsches Gesetz
- Antistatikband
- Gottlieb Christoph Bohnenberger

Weblinks


- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph12/materialseiten/m01_estatik.htm Versuche und Aufgaben zur Elektrostatik]
- http://stshome.de/elektronik/esd/ <- Ein Artikel über Statische Ladung in Zusammenhang mit ESD Kategorie:Theoretische Elektrotechnik !

Schmelzpunkt

Als Schmelzpunkt oder Schmelztemperatur bezeichnet man die Temperatur, bei der ein Stoff schmilzt, das heißt vom festen in den flüssigen Aggregatzustand übergeht. Der Schmelzpunkt ist abhängig vom Stoff, im Gegensatz zum Siedepunkt aber nur sehr wenig vom Druck. Für reine Stoffe ist er identisch mit dem Gefrierpunkt und bleibt während des gesamten Schmelzvorganges konstant. Durch Unreinheiten, Lösungsmittelreste etc. wird der Schmelzpunkt in der Regel erniedrigt. Amorphe Werkstoffe besitzen keinen Schmelzpunkt, sondern einen Schmelzbereich oder eine Übergangstemperatur wie z. B. Gläser und einige Kunststoffe. Auch die Bestimmung eines Erweichungspunktes ist möglich.

Druckabhängigkeit

Der Schmelzpunkt hängt zwar vom Druck ab, allerdings nur geringfügig: Um den Schmelzpunkt um lediglich 1 K zu ändern, muss der Druck durchschnittlich um etwa 100 atm erhöht werden. Daraus folgt, dass sich Änderungen des Atmosphärendrucks - die merkliche Änderungen des Siedepunkts bewirken können - praktisch nicht auf den Schmelzpunkt auswirken. Für das Schmelzen gilt wie für andere Phasenumwandlungen die Clausius-Clapeyronsche Gleichung, die in guter Näherung für das Schmelzen bei verschiedenen Drücken folgende Temperaturänderung ΔT ergibt:
\Delta T = \frac
Dabei ist TM der Schmelzpunkt, ΔV die Volumenänderung beim Schmelzen, Δp die Differenz der betrachteten Drücke, und HM die Schmelzenthalpie. Da aber die Volumenänderungen ΔV beim Schmelzen relativ klein sind, ist auch die Druckabhängigkeit des Schmelzpunktes relativ klein. Beispielsweise ändert sich bei einer Erhöhung des Drucks um 100 Atm der Schmelzpunkt von Eis um -0.76 K - Eis schmilzt also unter Druck leichter - , während sich der Schmelzpunkt von Tetrachlorkohlenstoff um +3.7 K erhöht. Die Tatsache, dass sich der Schmelzpunkt von Eis oder beispielsweise auch von Bismut bei Druckerhöhung erniedrigt, folgt daraus, dass ihr Volumen beim Schmelzen verringert wird: Dann ist in der obigen Gleichung ΔV und ΔT negativ.

Bedeutung

Der Schmelzpunkt von Wasser hat große Bedeutung in der Biologie und für das Wetter. Die Bestimmung des Schmelzpunkts einer Substanz ist auch von großer Bedeutung in der qualitativen Analytik, einschließlich der Identitätsprüfung, da viele Substanzen über ihren Schmelzpunkt identifiziert werden können. Flüssige Substanzen oder solche mit niedrigem Schmelzpunkt werden dazu in leicht kristallisierende Derivate umgewandelt: Alkohole können beispielsweise durch die Messung der Schmelzpunkte ihrer Ester der Nitrobenzoesäure oder der Dinitrobenzoesäure identifiziert werden. Die Schmelzpunkterniedrigung durch gelöste Substanzen ist der Grund, warum Eis durch Salz geschmolzen werden kann.

Bestimmung

Eine ungefähre Messung ist natürlich einfach mit einem Thermometer durch Aufschmelzen der Probe und Ablesen der Schmelztemperatur möglich. Für die exakte Messung des Schmelzpunktes stehen unterschiedliche Methoden zur Verfügung:
- Apparatur nach Thiele
- Heiztischapparatur nach Kofler, Tottoli
- Dynamische Differenzkalorimetrie (DSC)

Siehe auch

Phasendiagramm, molare Schmelzpunkterniedrigung, Siedetemperatur Kategorie:Schwellenwert (Temperatur) Kategorie:Physikalische Chemie Kategorie:Werkstoffeigenschaft ja:融点 ko:녹는점 th:จุดหลอมเหลว

Thermische Leitfähigkeit

Der Wärmedurchgangskoeffizient (auch Wärmedämmwert, U-Wert, früher k-Wert) ist ein Maß für den Wärmestromdurchgang durch eine ein- oder mehrlagige Materialschicht, wenn auf beiden Seiten verschiedene Temperaturen anliegen. Er gibt die Energiemenge an, die bei 1 K Temperaturunterschied in einer Stunde durch eine Fläche von 1 m² fließt. Besonders weit verbreitete Anwendung findet der Wärmedurchgangskoeffizient im Bauwesen, wo er zur Bestimmung der Transmissionswärmeverluste durch Bauteile hindurch dient.

Definition und Bedeutung

Die Wärmestromdichte \dot durch ein Bauteil, das auf der einen Seite der Innenlufttemperatur \vartheta_ und auf der anderen Seite der Außenlufttemperatur \vartheta_ ausgesetzt wird, ist im stationären Zustand proportional zur Temperaturdifferenz \vartheta_ - \vartheta_, mit der Proportionalitätskonstanten U: :\dot = U (\vartheta_ - \vartheta_)\qquad (1) Der so definierte U-Wert ist daher ein Maß für die „Wärmedurchlässigkeit“ bzw. die Wärmedämmeigenschaften von Bauteilen, also zum Beispiel einer bestimmten Verglasung oder eines Fensters. Ein Bauteil mit einem kleinen U-Wert lässt dabei weniger Wärme durch als ein Bauteil mit einem größeren U-Wert. Die während der Zeitspanne Δt durch die Fläche A getretene Wärmemenge Q ist :Q = \dot \cdot A \Delta t = U (\vartheta_ - \vartheta_) \cdot A \Delta t \qquad (2) Soll die Wärmestromdichte nicht aus den anliegenden Lufttemperaturen sondern aus den beiderseitigen Oberflächentemperaturen berechnet werden, so ist anstelle des Wärmedurchgangskoeffizienten des Bauteils sein Wärmedurchlasskoeffizient zu benutzen. Die Definitionsgleichung (1) setzt stationäre Verhältnisse voraus und ist nicht geeignet, die jeweils momentane Wärmestromdichte \dot(t) bei zeitlich veränderlichen Temperaturen zu berechnen. So treten etwa bei einem Erwärmungsvorgang aufgrund der Wärmespeicherfähigkeit des Bauteils Verzögerungseffekte ein, die beim Versuch, die Oberflächenwärmeströme mittels Gleichung (1) zu berechnen, unberücksichtigt bleiben. Beim darauffolgenden Abkühlvorgang tritt der Fehler jedoch im umgekehrten Sinne auf. Wenn Erwärmen und Abkühlen symmetrisch zueinander erfolgen, heben sich die beiden Fehler exakt auf. Wie sich zeigen läßt , gilt im Fall streng periodisch verlaufender Temperaturänderungen Gleichung (2) nach wie vor exakt, wenn sie zur Berechnung der während einer Periodendauer Δt verlorenen Wärmemenge Q verwendet wird und die über die Periode gemittelten Temperaturmittelwerte \overline und \overline angesetzt werden: :Q = U (\overline - \overline) \cdot A \Delta t     (für periodische Temperaturänderungen) Die in der Realität auftretenden Temperaturänderungen sind nie streng periodisch, der dadurch verursachte Fehler hängt jedoch lediglich mit den leicht unterschiedlichen Wärmeinhalten des Bauteils zu Beginn und am Ende der betrachteten Zeitspanne zusammen und bleibt daher begrenzt. Er ist gegenüber dem mit zunehmend längerer Betrachtungsdauer Δt ständig anwachsenden Gesamtwärmeverlust Q schließlich völlig vernachlässigbar , sofern das Gebäude Klimabedingungen ausgesetzt ist, unter denen es im längerfristigen Mittel einen Transmissionswärmeverlust erleidet: :Q \approx U (\overline - \overline) \cdot A \Delta t     (für beliebige Temperaturänderungen und hinreichend große \Delta t) Der U-Wert ist daher trotz seiner zunächst auf stationäre Verhältnisse beschränkten Definition auch unter realen Bedingungen ein geeignetes Maß für die über eine längere Zeitspanne summierten Transmissionswärmeverluste durch den Regelquerschnitt eines Bauteils, welche durch unterschiedliche mittlere Temperaturen der Innen- und Außenluft verursacht werden. Darauf beruht seine Bedeutung als ein wichtiges Kriterium bei der energetischen Bewertung eines Gebäudes. Die abgeleitete SI-Einheit des U-Wertes ist \mathrm (W = Watt; K = Kelvin).

Berechnung

Der Wärmedurchgangskoeffizient eines Bauteils hängt ab von den Wärmeleitfähigkeiten der verwendeten Materialien und deren Schichtdicken sowie von der Bauteilgeometrie (ebene Wand, zylindrisch gekrümmte Rohrwandung, etc.) und den Übergangsbedingungen an den Bauteiloberflächen. Generell setzt sich der Wärmedurchgangswiderstand aus der Summe der Wärmedurchlaßwiderstände der einzelnen hintereinander liegenden Bauteilschichten sowie der Übergangswiderstände zu den umgebenden Fluiden (Luft, Wasser, etc.) an den beiden Oberflächen zusammen:
"Wärmedurchgangswiderstand = Wärmedurchlasswiderstände + Wärmeübergangswiderstände".
Der Wärmedurchgangskoeffizient ist dann das Reziproke des so berechneten Wärmedurchgangswiderstands. Im Falle einer ebenen, unendlich ausgedehnten Wand, welche sich aus hintereinander liegenden Schichten der Dicken s_i und der Wärmeleitfähigkeiten \lambda_i zusammensetzt, sind die Wärmedurchlaßwiderstände der einzelnen Schichten einfach \frac und der Wärmedurchgangskoeffizient berechnet sich nach: U = \frac :s_1 = Schichtdicke der ersten Schicht in m
:\lambda_1 = spezifische Wärmeleitfähigkeit der ersten Schicht in W/(K · m)
:s_2 = Schichtdicke der zweiten Schicht in m
:\lambda_2 = spezifische Wärmeleitfähigkeit der zweiten Schicht in W/(K · m)
:R_ = äußerer Wärmeübergangswiderstand :R_ = innerer Wärmeübergangswiderstand Die Berechnung des Wärmedurchgangskoeffizienten für den öffentlich-rechtlichen Nachweis im Bauwesen erfolgt nach den Berechnungsschritten gemäß ISO 6946, wo auch kompliziertere baurelevante Fälle behandelt sind. Die erforderlichen Bemessungswerte sind in EN 12524 und DIN 4108-4 festgelegt. Für den Wärmeübergangswiderstand an der senkrechten Wand gelten für die Außenwand an der Luft z.B. folgende Werte: :R_ = 0,04\ \mathrm
:R_ = 0,13\ \mathrm

Beispiele

Verwendung

Nach der am 1. Februar 2002 in Kraft getretenen Energieeinsparverordnung (EnEV) müssen der Jahres-Primärenergiebedarf QP und der spezifische Transmissionswärmeverlust HT' eines Gebäudes bestimmte Grenzwerte einhalten. U-Werte gehen in die Berechnung des Transmissionswärmeverlustes ein und dieser wiederum in die Berechnung des Primärenergiebedarfs. Ferner schreibt die EnEV Grenzwerte des Wärmedurchgangskoeffizienten bestimmter Bauteile vor, wenn diese neu eingebaut oder ausgetauscht werden. Weitere Anforderungen an U-Werte von Bauteilen stellt DIN 4108 Teil 2, jedoch nicht mit dem Ziel der Energieeinsparung, sondern der Vermeidung von Bauschäden (Mindestwärmeschutz). Siehe auch: Metalle, Elektrischer Leiter, Bändermodell

Literatur


- Heindl, W.: Der Wärmeschutz einer ebenen Wand bei periodischen Wärmebelastungen (1. Teil). Die Ziegelindustrie, Heft 18, 1966, S. 685-693
- Heindl, W.: Zum instationären Wärmeverhalten von Wärmebrücken - Oder: Hat die Wärmespeicherfähigkeit von Bauteilen bei mehrdimensionaler Wärmeleitung einen Einfluß auf die Transmissionswärmeverluste?. BAUPHYSIK, Heft 4, 1982, S. 145f. Kategorie:Bauphysik Kategorie:Thermodynamik

Dichte

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

Einheit

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

Beispiel

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

Eigenschaften

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

Tabellenwerte

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