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Silan

Silan

Die Bezeichnung Silane steht nach den IUPAC-Regeln für eine Stoffgruppe chemischer Verbindungen, die aus einem Silizium-Grundgerüst und Wasserstoff bestehen. Silane können einen verzweigten (iso- und neo-Silane) oder unverzweigten (n-Silane) Aufbau haben. Die allgemeine Summenformel dieser unter dem Oberbegriff Catenasilane zusammengefassten Verbindungen lautet SinH2n+2. Ringförmige Siliziumwasserstoff-Verbindungen nennt man Cyclosilane (allgemeine Summenformel: SinH2n). Ersetzt man den Wasserstoff in den Silanen durch organische Reste, so erhält man Silizium-organische-Verbindungen, die nach IUPAC als Derivate des Siliziums aufgefasst werden. Silane sind die Silizium-Homologen der auf einem Kohlenstoff-Gerüst beruhenden Alkane. Es sind jedoch wesentlich weniger Silane herstellbar als es Kohlenwasserstoffe gibt. Die einfachste Verbindung ist das so genannte Monosilan (SiH4), ein sich an Luft selbst entzündendes Gas. Wichtige weitere Verbindungen sind das chemisch weitgehend inerte Tetramethylsilan, sowie die ganze Reihe der Chlormethylsilane, insbesondere das Dichlordimethylsilan, welche als Ausgangsprodukte für die Silikon-Herstellung dienen.

Geschichte

Friedrich Wöhler hatte 1857 durch das Zersetzen von Silizium-haltigem Aluminium in Salzsäure erstmalig ein Silan hergestellt. Er hatte beobachtet, dass das bei dieser Reaktion frei werdende Wasserstoffgas mit einem anderen Stoff verunreinigt war. Zu dieser Schlussfolgerung kam er, da das entstandene Gas heftig mit dem Luftsauerstoff reagierte bzw. explodierte. Reiner Wasserstoff selbst explodiert nur, wenn man ihn entzündet (siehe dazu Knallgasprobe). 1902 wurde der Gedanke der Siliziumwasserstoffe wieder aufgegriffen. Henri Moissan gelang der Nachweis von Monosilan nach der Protolyse von Lithiumsilizid. Ab 1916 befasste sich Alfred Stock, Professor für anorganische Chemie in Karlsruhe, intensiv mit der Silanwasserstoffchemie. Er erhoffte sich, durch ähnliche Zersetzungen auch längerkettige, flüssige „Siliziumbenzine“ zu gewinnen. Mit Hilfe von Magnesiumsilizid (Mg2Si) und Säure war Stock zunächst bei der Darstellung der niederen gasförmigen Silane Monosilan, Disilan, Trisilan und Tetrasilan erfolgreich. Seither werden diese Silane als „Stock’sche“-Silane bezeichnet. Stock gab der gesamten Stoffgruppe zudem den allgemeinen Namen Silane. Alfred Stock entwarf zur Darstellung der Silane eine Glasapparatur, die das Arbeiten unter völligem Luftabschluss zuließ. Er benutzte einen Glaskolben, der halb mit wässriger Schwefelsäure gefüllt war, rührte diese Säure und schüttete das gemahlene, graue Magnesiumsilizid portionsweise dazu. Dabei zersetzte sich das Silizid unter Hitzeentwicklung und Bildung von gasförmigem Wasserstoff. Das frei gewordene Silizium reagierte mit einem Teil des Wasserstoffs unter Bildung von Siliziumwasserstoffgasen. Die Gase leitete Stock nun in eine Glasapperatur, die er von außen kühlte. Die Kühlung war so eingestellt, dass der Wasserstoff und das Monosilan nicht kondensieren konnten. Er erhoffte sich durch die Kühlung, dass eventuell entstandene, längerkettige Silane aufgrund ihrer niedrigeren Siedepunkte kondensieren. Tatsächlich gelang es ihm, eine wasserklare Flüssigkeit zu gewinnen, die sich aus drei kettenförmigen Silanen zusammensetzte. Die weitere Derivatisierung dieser Verbindungen hatte jedoch keinen Erfolg. Die längerkettigen, so genannten „höheren Silane“ wurden seither als nicht darstellbar bezeichnet, weil die Handhabung bei Raumtemperatur nicht gelang. Im Juni 1968 flog bei Experimenten mit Silanen ein Labor der Universität Köln in die Luft. Aus den Trümmern krochen zwei verletzte Chemiker hervor, deren Glück es war, dass sie schusssichere Kleidung trugen. Seit 1970 ist die Synthese der „höheren Silane“ möglich. Der Fokus der Forschung liegt unter anderem auf der Nutzung dieser Verbindungen als Treibstoff.

Nomenklatur

Die Namensgebung erfolgt analog zu den Alkanen. Jeder Namen endet mit dem Suffix -an. Ansonsten geht die Zahl der Siliziumatome als griechisches Zahlwort in die Benennung mit ein: Monosilan (ein Siliziumatom), Disilan (zwei Siliziumatome), Trisilan usw. Zur weiteren Differenzierung stellt man je nach Aufbau des Moleküls das Präfix n-, iso-, neo- oder cyclo- dem Verbindungsnamen voran.

Struktur

Konstitutionsisomerie

Enthält ein Silan vier oder mehr Siliziumatome, so sind unterschiedliche Anordnungen, genauer Konstitutionen, denkbar. Man spricht von Konstitutionsisomerie. Die Isomere unterscheiden sich durch verschiedene physikalische Kenndaten wie Schmelz- und Siedepunkte.

Eigenschaften

Siedepunkt Die niedrigsten Silane - Monosilan und Disilan (Si2H6)- sind gasförmig. Ab Trisilan (Si3H8) nehmen die Silane einen flüssigen Aggregatzustand ein. Dekasilan (Si10H22) ist ein Feststoff.

Chemische Reaktionen

Silane sind im Gegensatz zu den homologen Alkanen sehr instabil. Sie sind nur unter Luftabschluss synthetisierbar. Die niedrigen Silane, das heißt die Silane mit ein bis vier Siliziumatomen, sind sehr unbeständig und können sich an der Luft selbst entzünden, explodieren und spontan zu Siliziumdioxid und Wasser verbrennen. :\mathrm :Monosilan reagiert mit Sauerstoff zu Siliziumdioxid und Wasser. Die Reaktivität nimmt mit zunehmender Kettenlänge ab. Schon Pentasilan reagiert nicht mehr selbstständig mit dem Sauerstoffanteil der Luft. Ab Heptasilan sind Silane nicht mehr spontan selbstentzündlich. Bei 300 °C findet bei den höheren Silanen ein Thermolyse statt. Sie zerfallen in Monosilan, Polysilane und andere Polymerprodukte ((SiH<2)x). Höhere Temperaturen führen zum Zerfall in die Elemente. Eine ungewöhnliche Eigenschaft der Silane ist, dass sie bei hohen Temperaturen von etwa 1900 °C auch mit dem Stickstoff in der Luft zu Siliziumnitrid und Wasser reagieren, wobei sehr viel Energie frei wird. Beispielhaft sei hier die stöchiometrische Verbrennungsgleichung von Heptasilan (Si7H16) mit Luft, die aus 20% Sauerstoff und 80% Stickstoff besteht, genannt: :\mathrm :\mathrm Im folgenden errechneten Beispiel wird (iso- oder n)-Heptasilan verbrannt (Das Wasser der Silizium-Dispersion geht hier keine chemische Bindung ein): Wenn man also (Iso-/n-)Heptasilan als Kraftstoff einsetzen würde, entstehen pro 100 kg Silan (+ 224,45 kg dispergiertem Silizium) 527,57 kg Siliziumnitrid und 67,75 kg Wasser (zzgl. dem Wasser aus der Dispersion). In Wasser bei einem pH-Wert oberhalb von 7 zersetzen sich Silane zu Kieselsäure und Wasserstoff: :\mathrm :Monosilan und Wasser bilden Kieselsäure und Wasserstoff.

Gewinnung und Darstellung

Darstellbar sind die Silane in Form des so genannten Rohsilan-Gemisches mittels Zersetzung von Magnesiumsilizid (Mg2Si) unter sauren Bedingungen und Luftausschluss. :\mathrm Die gezielte Synthese von Monosilan ist nach der Methode von Sundermeyer in einer Salzschmelze als Reaktionsmedium möglich. Die Ausgangssubstanzen sind Tetrachlorsilan und als Wasserstoffdonator Lithiumhydrid: :\mathrm :Tetrachlorsilan und Lithiumhydrid reagieren in einer Schmelze aus Lithiumchlorid und Kaliumchlorid am Eutektischen Punkt zu Monosilan und Lithiumchlorid. Trisilan und höhere Silane sind in guter Ausbeute aus Monosilan mit Hilfe einer elektrischen Entladung zugänglich. Je nach Synthesebedingungen entstehen unter anderem Polysilen (SiH2)∞, das Silizium-Homologe zu den Alkenen, bzw. Polysilin (SiH)∞ (vergleiche dazu Alkine). Auch Verbindungen mit dazwischen liegender Stöchiometrie ((SiHn)∞, 1 ≤ n ≤ 2) und ringförmige Oligo- sowie Polysilane sind möglich.

Synthetisierung nach Müller-Rochow

Die modifizierte Müller-Rochow-Synthese besteht aus 4 Schritten. Schritt 1: Hierbei wird angeätztes Silicium mit Silylchlorid (Monochlorsilan (chem. Symb.: SiH3Cl)) zur Reaktion gebracht. Der dazu benötigte Katalysator ist Kupferoxid. Bei Ausreichend Druck entsteht Disilyldichlorsilan (2,2-Dichlortrisilan (chem. Symb.: (SiH3)2SiCl2 )) 2 Silylchlorid + Silicium -> Disilyldichlorsilan 2 SiH3Cl + Si -> (SiH3)2SiCl2 Schritt 2: Schritt 2 ist eine Teilhydrierung, bei der ein Chloratom durch ein Wasserstoffatom eingetauscht wird. Disilyldichlorsilan wird zu Disilylmonochlorsilan (2-Monochlortrisilan) umgewandelt. Disilyldichlorsilan + Wasserstoff -> Disilylmonochlorsilan + Salzsäure (SiH3)2SiCl2 + H2 -> (SiH3)2SiHCl + HCl Schritt 3: Hierbei wird das entstandene Disilylmonochlorsilan mit angeätztem Silicium zur Reaktion gebracht. Es entsteht ein Silan mit 7 Siliciumatomen, das iso- Heptasilandichlorid iso- Dichlorheptasilan. Das iso-Dichlorheptasilan stellt ein sternförmiges Silan dar. 2 Dilsilylmonochlorsilan + Silicium -> iso-Heptasilandichlorid 2 (SiH3)2SiHCl + Si -> (SiH3)2SiH-SiCl2-SiH(SiH3)2 Schritt 4a: Hierbei wird das iso-Heptasilandichlorid wieder hydriert. Die Chloratome werden durch Wasserstoffatome ersetzt. Dadurch entsteht aus einem Halogensilan ein reine iso-Heptasilan. Iso-Heptasilandichlorid + Wasserstoff -> iso-Heptasilan + Chlor (SiH3)2SiH-SiCl2-SiH(SiH3)2 + H2 -> (SiH3)2SiH-SiH2-SiH(SiH3)2 + Cl2 Chemietechnisch wird dieses iso-Heptasilan zu einem reinen Heptasilan (Si7H16) umgewandelt. Schritt 4b: Schritt 4b stellt wieder eine Teilhydrierung dar. Es wird hierbei nur ein Chloratom abgespaltet und durch Wasserstoff ersetzt. Man erhält iso-Heptasilanmonochlorid (iso-Monochlorheptasilan). Nun kann das iso- Heptasilanmonochlorid durch Silicium wieder mit einem anderen iso-Heptasilanmonochloridmolekül verbunden werden. Dies kann man solange fortsetzen, bis man auf die gewünschte Anzahl der Siliciumatome kommt.

Derivate der Silane

Derivate (Abkömmlinge) der Silane entstehen formal durch Austausch (Substitution) der Wasserstoffatome durch Halogene, Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff bzw. diese Elemente enthaltene Gruppen. Zu nennen sind hier die Chlorsilane Monochlorsilan (SiH3Cl), Dichlorsilan (SiH2Cl2), Trichlorsilan (SiHCl3) und Tetrachlorsilan (SiCl4). Im Vergleich zu den entsprechenden Kohlenstoff-Verbindungen sind nur noch die Silanole und Siloxane nennenswert stabile Silizium-Verbindungen.

Verwendung

Trichlorsilan ist ein Zwischenprodukt zur Herstellung von hochreinem Silizium für Mikrochips. Aus Chlorsilanen und Chloralkylsilanen lassen sich durch Umsetzung in einer Knallgasflamme so genannte pyrogene Kieselsäuren erzeugen, ein wichtiger Füllstoff für Kunststoffe. Spezielle als funktionelle Organosilane bezeichnete Silane finden als Haftvermittler zwischen anorganischen/mineralischen Oberflächen und Kunststoffen Verwendung.

Weblinks


- http://www.sivento-silanes.com Organosilane der Degussa AG
- http://www.protectosil.com Organosilane im Bautenschutz der Degussa AG
- http://www.wacker.de Silikone, Silane, ... Kategorie:Stoffgruppe ja:シラン (化合物)

IUPAC

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

Entstehung

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

Weblinks


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

Chemische Verbindung

In der Chemie bezeichnet man mit Verbindung eine Substanz, die aus zwei oder mehr verschiedenen chemischen Elementen besteht, welche in einem festen Massenverhältnis zueinander stehen. Das Charakteristische ist die chemische Formel, mit der man unter Verwendung des Molgewichts z.B. die Menge an Produkten einer chemischen Reaktion errechnen kann. Somit zählen Legierungen (z.B. Messing) oder andere Stoffgemische (etwa Schokolade) nicht zu den chemischen Verbindungen. Allerdings ist es bei Legierungen und Intermetallischen Verbindungen nicht immer einfach festzustellen, ob eine Verbindungsbildung stattfindet oder nicht.

Elektronenverteilung

Eine Verbindung ist in jedem Falle elektronenarm, wenn es sich hierum um ein Kation handelt, da solche Verbindungen weniger Elektronen als Protonen enthalten. Als elektronenreich wird eine chemische Verbindung bezeichnet, wenn es sich hierbei um ein Anion handelt, da solche Verbindungen mehr Elektronen als Protonen enthalten. Alle neutralen Verbindungen sind in sich zunächst elektroneutral. Innerhalb einer Verbindung kann allerdings die Elektronenverteilung sehr ungleichmäßig sein, so dass man hier von elektronenreichen und elektronenarmen Bereichen spricht. Elektronenreiche Bereiche sind potentiell nucleophil - elektronenarme Bereiche sind dagegen potentiell electrophil.

Siehe auch:

Organische Verbindung, Chemikalienliste, R- und S-Sätze, Gefahrstoff, Global harmonisiertes System zur Einstufung und Kennzeichnung von Chemikalien, Dendrimer

Weblinks


- [http://www.chem.ox.ac.uk/inorganicchemistry3/index.html Einige chemische Verbindungen nach ihren Hauptelementen] Kategorie:Chemie ja:化合物 ko:화합물 simple:Chemical compound th:สารประกอบเคมี

Silizium

Silizium (fachsprachlich: Silicium; engl.: silicon) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Si und der Ordnungszahl 14.

Allgemeines

Silizium steht in der 4. Hauptgruppe (Tetrele) des Periodensystems der Elemente und zählt zu den Halbmetallen. Reines, elementares Silizium besitzt eine grau-schwarze Farbe und weist einen typischen metallischen Glanz auf. Halbmetall Es ist im Handel sowohl als feinkörniges Pulver als auch in größeren Stücken erhältlich. Hochreines Silizium für Solarpanels oder Halbleiter weist einen typischen metallischen, bronzenen bis bläulichen Glanz auf. Solarpanel Elementares Silizium ist für den menschlichen Körper ungiftig, in gebundener silikatischer Form ist Silizium für den Menschen essentiell. Siliziummangel führt unter anderem zu Wachstumsstörungen des Knochengerüstes. Der menschliche Körper enthält etwa 20 mg/kg Körpergewicht Silizium, der Wert nimmt im Alter jedoch ab. Silizium weist wie nur wenige andere Stoffe eine sog. Dichteanomalie auf, seine Dichte ist in flüssiger Form höher als in fester.

Geschichte

Entdeckung des Elements

Im Jahr 1811 stellten der Chemiker Joseph Louis Gay-Lussac und der französische Adlige Baron Louis Jacques Thénard (vgl. Thénards Blau) vermutlich erstmals unreines und amorphes Silizium durch Umsetzung von Siliziumtetrafluorid mit elementarem Kalium her. Ein ähnliches Vorgehen wurde 1824 von Jöns Jakob Berzelius in Schweden durch Umsetzung eines Hexafluorosilikates mit elementarem Kalium beschritten. Berzelius reinigte das so erhaltene amorphe Silizium durch Waschen auf, erkannte als erster die elementare Natur des Siliziums und gab ihm auch seinen Namen. Der Begriff Silizium leitet sich vom lateinischen Wort silex (Kieselstein, Feuerstein) ab. Er bringt zum Ausdruck, dass Silizium häufiger Bestandteil vieler Minerale ist. In der Tat ist Silizium mit einem Anteil von etwa 26 Gewichtsprozent nach Sauerstoff und noch vor Aluminium das zweithäufigste Element der Erdkruste. Der englische Begriff silicon wurde 1831 von dem Engländer Thomas Thompson vorgeschlagen. Die Endung -on soll dabei auf die chemische Verwandtschaft zum Kohlenstoff (carbon) hinweisen. Die erstmalige Herstellung reinen, kristallinen Siliziums gelang im Jahre 1854 dem französischem Chemiker Henri Etienne Sainte-Claire Deville mittels Elektrolyse.

Silizium in der Menschheitsgeschichte

Siliziumhaltige Verbindungen spielten in der Menschheitsgeschichte eine wichtige Rolle. Bereits in vorgeschichtlicher Zeit ist zum Beispiel Obsidian als besonders geeignetes Werkzeugmaterial abgebaut und durch Handel weithin verbreitet worden. Auch Flintstein wurde in Kreidegebieten in Belgien und Dänemark bergmännisch gewonnen. In gewaltigen Steinsetzungen wie Stonehenge wird religiöse und astronomische Bedeutung vermutet. Astgeflecht-Lehmbau für Herde, Öfen, Gebäude, luftgetrocknete, später gebrannte Kacheln und Ziegel und Tongefäße werden die folgende Verwendung des Siliciums darstellen. Mit den Städtegründungen aus Ziegelbauwerken wird dann auch die Unterjochung der Bauern eingesetzt haben, die wohl die am längsten ununterbrochen andauernde Bearbeitung des Siliciums zu fruchtbarem Boden bis heute fortgeführt haben. Sichere Bearbeitung und Handhabung gewaltigster Gesteinmassen wird in ägyptischer Zeit vollendet. Bei der Metallgewinnung, insbesondere bei der Stahlherstellung werden der Herde und Öfen, wird Silicat-Schlacke als Schutz vor Sauerstoffzutritt und als Form aus Ton oder Sand eingesetzt und dabei womöglich die Glasherstellung entdeckt. Gewölbebauten im Orient aus gebrannten Ziegeln werden von den Römern zu hohen Aquädukten und Innenräumen von bis zu 40 Meter Spannweite weiter entwickelt. Ein unter Wasser härtender Zement aus gebrannten Silicaten wird von ihnen entdeckt. Straßenbau für hohe Belastung und Dauerhaftigkeit auf Schotterunterbau wird in römischer Zeit entwickelt. Glasfenster machen Gebäude für die Römer auch in den nördlichen Besatzungsgebieten bewohnbar und werden von den Einheimischen übernommen. In Sandstein und Mauerstein wird der Gewölbebau in der Gotik zu höchster Vollendung gebracht. Mit Beginn der Neuzeit erweitern Fernrohr und Mikroskop den Sehsinn für Makro- und Mikrokosmos, Brillen gestatten Sehfehler zu korrigieren. Entdeckung der Porzellanherstellung im 18, Jh. Im 19 Jh. werden Stahl-(Silicium als Legierung, Flussmittel, Formsand, Sauerstoffschutz), Zement-, Glas-Herstellung als Großindustrien entwickelt, ebenfalls die Kunstdüngerherstellung. Säure-, basen-, feuerfeste Glasbehälter gestatten, die Forschung in der Chemie zu erweitern. Wie für die Glühlampe werden evakuierte Glaskolben in Röntgen-, Kino-, Radio-, Fernsehgeräten verwendet. 1947 entdecken John Bardeen, Walter Brattain und William Shockley den regelbaren elektrischen Widerstand, den Transistor, zunächst an einem Germaniumkristall. und es dauert einige Zeit, bis das verbindungsfreudige Silicium in die für Halbleitereigenschaften notwendige Reinheit isoliert werden kann. 1956 entwickeln unabhängig von einander Robert Noyce bei Fairschild und Jack S. Kilby bei Texas Instruments die Integrierte Schaltung. 1970 wird bei Intel die pogrammierbare Integrierte Schaltung, die Vorstufe zum Mikroprozessor entwickelt. November 2005 werden erste erfolgversprechende Versuchsergebnisse mit Siliciumlasern berichtet.

Vorkommen

Etwa 26 Gewichtsprozent der Erdrinde bestehen aus Silizium, es tritt in der Natur ausschließlich als Oxid auf, und zwar entweder in Form von Siliziumdioxid oder in Form silikatischer Mineralien. Intel Wesentliches Bauelement aller Silizium-Sauerstoff-Verbindungen sind dabei immer SiO4-Tetraeder. Durch Polykondensation solcher SiO4-Tetraeder, die über gemeinsame Ecken, Kanten oder Flächen verknüpft werden, können komplexe Ketten, Ringe, Schichten und andere Vernetzungsmuster ausgebildet werden. So bestehen Sand und Quarz vorwiegend aus Siliziumdioxid. Viele Halbedelsteine bestehen im wesentlichen aus Siliziumdioxid, etwa der Bergkristall, Amethyst, Rosen-und Rauchquarz, Achat, Jaspis und Opal. Mit vielen Metalloxiden bildet Silizium Silikate aus. Beispiele für silikathaltige Gesteine sind Glimmer, Asbest, Ton, Schiefer, Feldspat und Sandstein. Neben der bereits erwähnten essentiellen Natur des Siliziums, gibt es eine Reihe von Lebewesen, die siliziumdioxidhaltige Strukturen erzeugen. Am bekanntesten sind dabei die Kieselalgen (Diatomeen), welche sich durch enzymkatalysierte Kondensation von Monokieselsäure Si(OH)4 ein Exoskelett aus Siliziumdioxid aufbauen. Auch die Blätter des Schachtelhalms erhalten durch ein Siliziumdioxidgerüst zusätzliche Stabilität. In der Fauna bilden auch viele Schwämme und Radiolarien Exoskelette aus Siliziumdioxid. Siehe auch Kieselsäure.

Gewinnung und Verwendung

Elementares Silizium findet in unterschiedlichen Reinheitsgraden Verwendung in der Metallurgie (Ferrosilizium), der Photovoltaik (Solarzellen) und in der Mikroelektronik (Halbleiter, Computerchips). Demgemäß ist es in der Wirtschaft gebräuchlich, elementares Silizium anhand unterschiedlicher Reinheitsgrade zu klassifizieren. Man unterscheidet Simg (metallurgical grade, Rohsilizium, 98-99 % Reinheit), Sisg (solar grade, Solarsilizium, 99.99 % Reinheit) und Sieg (electronic grade, Halbleitersilizium, Verunreinigungen < 1 ppb).

Rohsilizium

Im industriellen Maßstab ist elementares Silizium durch Reduktion von Siliziumdioxid mit Kohlenstoff im Lichtbogenofen bei Temperaturen von etwa 2000 °C erhältlich.
SiO_2 + 2 C \rightarrow Si + 2 CO
Von diesem industriellen Rohsilizium (Simg) wurden im Jahr 2002 etwa 4,1 Millionen Tonnen hergestellt. Es ist für metallurgische Zwecke ausreichend sauber und findet Verwendung als Legierungsbestandteil für Weißblech und Stähle (Verbesserung der Korrosionsbeständigkeit) sowie als Ausgangsstoff für die Silanherstellung über das Rochow-Verfahren, welche schließlich im Wesentlichen zur Herstellung von Silikonen dienen. Zur Herstellung von Ferrosilizium für die Stahlindustrie (Desoxidationsmittel im Hochofenprozess) wird zweckmäßigerweise obige Reaktion unter Anwesenheit von elementarem Eisen durchgeführt.
SiO_2 + 2 C + Fe \rightarrow FeSi + 2 CO
Weltweit stellen aufgrund der hohen Anfangsinvestitionen und langen Bauzeiten für die notwendigen Öfen nur wenige Firmen Rohsilizium her. Die Hauptproduzenten sind Hemlock aus den USA, Wacker-Chemie aus Deutschland, Tokuyama aus Japan, die REC Gruppe aus Norwegen und ASiMI aus Japan (Stand 2004/2005).

Solarsilizium

Für photovoltaische Anwendungen muss das Rohsilizium jedoch weiter zum Solarsilizium (Sisg) gereinigt werden. Dazu wird es im Siemens-Verfahren zunächst mit gasförmigen Chlorwasserstoff bei 1100 °C in einem Wirbelschichtreaktor zu Trichlorsilan (Silicochloroform) umgesetzt.
Si + 3 HCl \rightarrow H_2 + HSiCl_3
Nach aufwändigen Destillationsschritten wird das Silicochloroform in Anwesenheit von Wasserstoff in einer Umkehrung der obigen Reaktion an beheizten Reinstsiliziumstäben wieder thermisch zersetzt. Das elementare Silizium wächst dabei auf die Stäbe auf. Der dabei freiwerdende Chlorwasserstoff wird in den Kreislauf zurückgeführt. Als Nebenprodukte fällt Siliciumtetrachlorid an, welches entweder zu Trichlorsilan umgesetzt und in den Prozess zurückgeführt, oder in der Sauerstoffflamme zu pyrogener Kieselsäure verbrannt wird. Eine chlorfreie Alternative zu obigem Verfahren stellt die Zersetzung von Monosilan dar, welches ebenfalls aus den Elementen gewonnen werden kann und nach einem Reinigungsschritt an beheizten Oberflächen oder beim Durchleiten durch Wirbelschichtreaktoren wieder zerfällt.
SiH_4 \rightarrow 2 H_2 + Si
Das auf diesen Wegen erhaltene polykristalline Solarsilizium ist für die Herstellung von Solarpanels geeignet und besitzt eine Reinheit von > 99.99 %. Hier werden genau wie beim Einsatz in der Mikroelektronik die halbleitenden Eigenschaften des Siliziums ausgenutzt.

Halbleitersilizium

Wirbelschichtreaktor Für Anwendungen in der Mikroelektronik wird hochreines, monokristallines Halbleitersilizium (Sieg) benötigt. Insbesondere müssen Verunreinigung mit Elementen, welche auch als Dotierelemente geeignet sind, mithilfe des Tiegelziehens oder Zonenschmelzens unterhalb kritischer Werte gebracht werden. Beim Tiegelziehen (Czochralski-Verfahren) wird das im Siemensverfahren erhaltene Solarsilizium in Quarztiegeln geschmolzen. Ein Impfkristall aus hochreinem, monokristallinen Silizium wird in diese Schmelze gebracht und langsam unter Drehen aus der Schmelze herausgezogen, wobei hochreines Silizium in monokristalliner Form auf dem Kristall wächst und nochmals Verunreinigungen in der Schmelze zurückbleiben. Physikalischer Hintergrund dieses Reinigungsverfahrens ist die Schmelzpunkterniedrigung. Alternativ wird beim Zonenschmelzen mit Hilfe einer (ringförmigen) elektrischen Induktionsheizung eine Schmelzzone durch einen Siliziumstab gefahren, wobei sich ein Großteil der Verunreinigungen in der Schmelze lösen und mitwandern. Hochreines, kristallines Silizium ist das Grundmaterial schlechthin für die Mikroelektronik. Alle gängigen Computer-Chips, Speicher, Transistoren etc. verwenden hochreines Silizium als Ausgangsmaterial. Diese Anwendungen beruhen auf der Tatsache, dass Silizium ein Halbleiter ist. Durch die gezielte Einlagerung von Fremdatomen (Dotierung), wie beispielsweise Arsen, Antimon, Bor oder Phosphor, können die elektrischen Eigenschaften von Silizium in einem weiten Bereich verändert werden. Dadurch lassen sich verschiedenste elektronische Schaltungen realisieren. Wegen der zunehmenden Bedeutung der elektronischen Schaltungen spricht man auch vom Silizium-Zeitalter. Auch die Bezeichnung Silicon Valley ("Silizium-Tal") für die Hightech-Region in Kalifornien weist auf die enorme Wichtigkeit des Siliziums in der Halbleiter- und Computerindustrie hin.

Reaktivität und Verbindungen

In allen in der Natur auftretenden und der überwiegenden Zahl der synthetisch hergestellten Verbindungen bildet Silizium ausschließlich Einfachbindungen aus. Die lange Jahre als gültig angesehene Doppelbindungsregel, wonach Silizium als Element der 3. Periode keine Mehrfachbindungen ausbildet, muss mittlerweile jedoch als überholt angesehen werden, da inzwischen eine Vielzahl synthetisch hergestellter Verbindungen mit Si-Si-Doppelbindungen bekannt sind. Im Jahr 2004 wurde die erste Verbindungen mit einer formalen Si-Si-Dreifachbindungen strukturell charakterisiert. Silizium tritt in chemischen Verbindungen in der Regel vierwertig auf, es sind allerdings auch synthetisch hergestellte Verbindungen des zweiwertigen Siliziums (Silylene) bekannt. Demgemäß ist das Siliziumatom in Verbindungen in der Regel vierfach koordiniert. Daneben existieren aber mittlerweile eine Reihe von Verbindungen in denen Silizium eine fünf- oder sechsfache Koordination aufweist. Silizium stellt in aller Regel den elektropositiven Partner einer chemischen Verbindung dar, obwohl auch Verbindungen mit formal negativiertem Silizium existieren. Besonders erwähnenswert ist die Inversion der Bindungspolarität von Element-Wasserstoff-Bindungen beim Übergang von Kohlenstoff (Elektronegativität (EN=2,55)) zum Silizium (EN=1,9, (Wasserstoff, (EN=2,1)), weshalb Siliziumwasserstoffverbindungen eine gänzlich andere Reaktivität als Kohlenwasserstoffe aufweisen. Kohlenwasserstoffe Daneben bildet Silizium in den Siliciden auch echte Anionen aus. Die gesamte Chemie des Siliziums ist im Wesentlichen durch die hohe Affinität des Siliziums zum Sauerstoff geprägt. binäre Verbindungen
- Siliziumcarbid
- Siliziumdioxid
- Siliziumnitrid
- Silicide Silikate
- Zirkon und alle anderen Silikate Siliziumhalogenide
- Siliziumtetrafluorid
- Siliziumtetrachlorid
- Trichlorsilan (Silicochloroform) Siliziumwasserstoffe
- Monosilan
- Silane Organische Siliziumverbindungen
- Tetramethylsilan (TMS, NMR-Standard)
- Methylchlorsilane (Bausteine für Silikone)
- Phenylchlorsilan Polymere Siliziumverbindungen
- Silikone (Silicone, Polyorganosiloxane)
- Polysilane

Sonstiges

Werden SiO4-Tetraeder durch organische Reste modifiziert und polymerisiert, erhält man die Silikone (Silicone), die zu den wichtigsten industriellen Kunststoffen gehören. Silikone und Silizium selbst werden von Nichtfachleuten öfters verwechselt, da die englischen Namen (silicone und silicon) sehr ähnlich sind. Poröses Silizium kann unter Lasereinstrahlung und Zunahme von Sauerstoff hochexplosiv sein, wie Forscher der Technischen Universität München zufällig entdeckt haben. Sprengungen im Mikrometerbereich sind möglich. Die Detonationsgeschwindigkeit und Detonationsenergie sind höher als bei TNT und Dynamit. Allerdings waren dazu Temperaturen um den absoluten Nullpunkt notwendig. Ob diese Eigenschaft in Zukunft technisch genutzt werden oder sogar das Dynamit ersetzen kann, ist allerdings noch fraglich. Denn um poröses Silizium reaktionsfähig zu machen sind Temperaturen von unter -180 °C erforderlich. Die Verwendung von flüssigem Sauerstoff steigert den Effekt noch, denn durch bessere Versorgung der Siliziumoberfläche mit Sauerstoff erreicht man einen möglichst vollständige Verbrennung des Materials. Mögliche Einsatzgebiete wären im Weltraum zu suchen, wo solche Temperaturen vorherrschen. Durch die hohe Präzision ließen sich z. B. Satelliten vom Mutterschiff abtrennen. Denkbar wäre ein Einsatz auch in der Automobilindustrie zur schnelleren Zündung für Airbags.

Siehe auch

Glas, Sand, Gestrecktes Silizium

Literatur


- Silicon and siliceous structures in biological systems, Tracy L. Simpson, Benjamin E. Volcani (Engl.), New York : Springer-Verlag, 1981. ISBN 0387905928 ISBN 3540905928

Weblinks


- http://www.3sat.de/nano/cstuecke/12119/ Silizium als Energiequelle
- [http://www.weltderwunder.de/wdw/Technik/Hightech/Sprengstoff/2_SupersprengstoffausSilizium/ Silizium als Sprengstoff (Welt der Wunder)] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Gruppe-14-Element Kategorie:Periode-3-Element Kategorie:Halbmetall Kategorie:Halbleiter Kategorie:Sprengstoff ja:ケイ素 ko:규소 th:ซิลิคอน

Summenformel

In der Chemie dient eine Summenformel dazu, die summarische Zusammensetzung eines Moleküls aus den Atomen anzugeben. Dabei steht die Anzahl der Atome als Index immer rechts unterhalb der Atombezeichnung. Eine „1“ wird dabei nicht angeschrieben. Beispiele:
- H2O, Wasser, besteht aus zwei Wasserstoff-Atomen (H) und einem Sauerstoff-Atom (O),
- H2SO4, Schwefelsäure, besteht aus zwei Wasserstoff-Atomen, einem Schwefel-Atom (S) und 4 Sauerstoff-Atomen. Die Summenformel sagt nichts über die Struktur eines Moleküls aus, dazu wird die Strukturformel verwendet. Bei einfachen Molekülen reicht die Summenformel jedoch für eine eindeutige Beschreibung des Moleküls aus. Siehe auch: Verhältnisformel Kategorie:Werkzeug der Chemie als:Summenformel ja:化学式

Rest (Chemie)

In der Chemie versteht man unter funktionellen Gruppen Atomgruppen in organischen Verbindungen, die die Stoffeigenschaften und das Reaktionsverhalten der sie tragenden Verbindungen maßgeblich bestimmen. Im Fall von anorganischen oder metallorganischen Verbindungen werden auch einfache Alkyl- oder Arylgruppen als funktionelle Gruppen angesehen. Alle organischen Seitenketten beziehungsweise funktionellen Gruppen werden unter der allgemeinen Bezeichnung Organylgruppe zusammengefasst. Chemische Verbindungen, die die gleichen funktionellen Gruppen tragen, werden auf Grund ihrer ähnlichen Eigenschaften zu Stoffklassen zusammengefasst.

Nomenklatur

Grundsätzlich zu bevorzugen ist die sogenannte substitutive Nomenklatur, welche im Folgenden beschrieben wird. Nach dieser Nomenklatur findet sich die funktionelle Gruppe entweder als Vorsilbe (Präfix) oder als Endung (Suffix) im Namen der Gesamtverbindung wieder. Die ranghöchste Gruppe wird dabei als Endung verwendet, und alle anderen, alphabetisch geordnet, als Vorsilben. Die verschiedenen Verbindungsklassen sind in der Tabelle nach abnehmender Prioriät geordnet. Zum Teil gibt es unterschiedliche Bezeichnungen, je nachdem ob das angegebene Kohlenstoffatom einen Teil des Stammsystems (siehe Stichwort Nomenklatur) darstellt (Darstellung: R-CXYZ) oder nicht (Darstellung: R-CXYZ).

Standardnomenklatur

Nomenklatur über Präfixe

Grundsätzlich nur als Vorsilben (Präfixe) werden folgende funktionelle Gruppen verwendet:

Sonderfall Mehrfachbindungen

Ebenfalls zu den funktionellen Gruppen gerechnet werden die Mehrfachbindungen: Aus Sicht der Nomenklatur werden Mehrfachbindungen aber im Allgemeinen als Teil des Stammsystems aufgefasst. Neben diesem Nomenklatursystem gibt es noch weitere, weniger gebräuchliche Systeme. Eines davon ist z.B. die radikofunktionelle Nomenklatur, nach der z.B. Chlormethan als Methylchlorid oder Ethanol als Ethylalkohol bezeichnet werden.

Eigenschaften

Oft betrachtet man ein (wenig reaktives) Grundgerüst, an das funktionelle Gruppen gebunden sind. Die meist durch Substitution angelagerten funktionellen Gruppen beeinflussen die chemischen und physikalischen Eigenschaften des Ausgangsstoffes teilweise erheblich. Im folgenden ist der Vergleich des Alkans Butan mit drei seiner Derivate gezeigt: Fuktionelle Gruppen werden aufgrund der beteiligten Atome in Funktionelle Gruppe mit Heteroatomen (z.B. Ether) und in solche ohne Heteroatome (z.B. C=C Doppelbindungen, Dreifachbindungen oder Aromaten) eingeteilt. Letztere werden manchmal nicht als "vollwertige" funktionelle Gruppen betrachtet, weil sie zum einen nur als Strukturbausteine betrachtet werden, die zum anderen wenig bis gar nicht reaktiv sind.

Literatur

Hellwinkel, D.: Die systematische Nomenklatur der organischen Chemie. Eine Gebrauchsanweisung, 4. Aufl., Springer, Berlin 1998, ISBN 3-540-63221-2

Weblinks


- [http://www.iupac.org/ Offizielle Seite der International Union of Pure and Applied Chemisty]
- [http://www.acdlabs.com/iupac/nomenclature/ IUPAC-Regeln zur Nomenklatur in der organischen Chemie (englisch)] Kategorie:Chemie ja:基 ko:작용기

Derivat (Chemie)

Als ein Derivat (lateinisch) wird in der Chemie ein abgeleiteter Stoff ähnlicher Struktur bezeichnet. Derivate sind Stoffe, die an Stelle eines H-Atoms ein anderes Atom oder eine ganze Atomgruppe besitzen bzw. bei denen ein oder mehrere Atome/Atomgruppen entfernt wurden. Die Herstellung eines Derivates bezeichnet man als Derivatisierung. So bezeichnet man Carbonsäureamide, Carbonsäureanhydride, Carbonsäurechloride als Derivate der jeweiligen Carbonsäure, da sie aus dieser durch Veränderung funktioneller Gruppen zugänglich sind. Alkohole kann man formal als Derivate des Wassers mit der Struktur :R-O-H ansehen. Setzt man für den Rest R Wasserstoff, so erhält man Wasser (H-O-H), setzt man für R den Methylrest CH3, so erhält man Methanol (H3C-O-H). In der Pharmazie hat die Derivatisierung besondere Bedeutung, um aus bestehenden Arzneimitteln neue, möglicherweise wirksamere oder verträglichere Arzneimittel zu schaffen. So ist zum Beispiel die Acetylsalicylsäure (der Hauptbestandteil des Aspirins) ein Derivat der Salicylsäure, also des medizinisch aktiven Stoffes. Kategorie:Chemie

Kohlenstoff

Kohlenstoff (von lat. carbo = Holzkohle und lat. carbonium = Kohlenstoff) ist ein chemisches Element. Es kommt in der Natur sowohl in gediegener Form als auch chemisch gebunden vor. Aufgrund seiner besonderen Elektronenkonfiguration (halbgefüllte L-Schale) besitzt es die Fähigkeit zur Bildung von komplexen Molekülen und weist von allen chemischen Elementen die größte Vielfalt an chemischen Verbindungen auf. Kohlenstoffverbindungen bilden die molekulare Grundlage allen irdischen Lebens.

Modifikationen des Kohlenstoff

Elementarer Kohlenstoff ist nichtmetallisch und kommt in mehreren allotropen Modifikationen vor: Diamant, Graphit und Fullerene. Makroskopisch sind die Eigenschaften nahezu diametral.
Graphit ist ein guter elektrischer Leiter von tiefschwarzer Farbe. Dabei ist die Leitfähigkeit anisotrop: sehr gut entlang der Kristallebenen und schlecht senkrecht zu den Ebenen. Er ist leicht spaltbar und dient als Schmiermittel. Diamant hingegen ist ein sehr guter Isolator und transparent. Außerdem ist Diamant das härteste bekannte Element und wird als Schleifmittel eingesetzt. Alle Werkstoffe auf Kohlenstoff-Basis lassen sich auf diese beiden Grundtypen zurückführen (siehe unten).

Atommodell des Kohlenstoffs

Das Modell der Atom- und Molekülorbitale veranschaulicht, wie es zu der unterschiedlichen Ausprägung der Erscheinungsformen des Kohlenstoffs kommt. Kohlenstoff besitzt sechs Elektronen. Nach dem Schalenmodell besetzen zwei Elektronen die innere 1s-Schale. Das 2s-Niveau der zweiten Schale nimmt ebenfalls zwei Elektronen auf, zwei weitere das 2px- und 2py- Niveau. Nur die vier äußeren Elektronen der zweiten Schale treten chemisch in Erscheinung. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen in einem s-Niveau ist kugelförmig. In einem p-Niveau ist sie anisotrop. Die Elektronen bevölkern einen tropfenförmigen Raum, jeweils einen Tropfen links und rechts vom Zentrum entlang der x-Achse, wenn man sich das Atom im Zentrum eines kartesischen Koordinatensystem plaziert vorstellt. Senkrecht dazu stehen das py- und pz-Orbital.

Diamant (sp3) Struktur

Schalenmodell Die s und p Niveaus können [Hybrid-Orbitale|hybridisieren] und 4 energetisch gleichwertige sp3-Orbitale bilden.Orbitale besitzen eine langgestreckte Tropfenform an. War sie bei den p- Orbitalen spiegelsymmetrisch zum Mittelpunkt angeordnet, erscheinen sie jetzt keulenartig in eine Richtung verlängert. Das Bild veranschaulicht die Hauptkeulen, die Nebenkeulen wurden der Übersichtlichkeit wegen fortgelassen.
Die vier sp3-Orbitalesind symmetrisch zueinander im Raum orientiert, sie zeigen in die Ecken eines gedachten Tetraeders. Überlappen sich die sp3-Orbitale von Atomen, können sie feste kovalente Bindungen bilden, die dann die tetraedrische Struktur wiederspiegeln. Sie bilden das Grundgerüst des Diamantgitters (siehe Kristallstruktur dort.)

Graphit (sp2) Struktur

Diamant Sind nur 2 der p-Orbitale an der Hybridisierung beteiligt, entstehen die sog. sp2-Orbitale. Die sp2- Orbitale richten sich senkrecht zum übriggebliebenen p-Orbital aus. Steht beispielsweise das p-Orbital senkrecht auf der x-y-Ebene, liegen die sp2- Orbitale symmetrisch in der x-y-Ebene. Sie haben den gleichen Winkel von 120° zueinander. Das Bild links veranschaulicht die Situation. Das p-Orbital ist der Übersichtlichkeit wegen fortgelassen worden. sp2-Kohlenstoff-Atome können miteinander kovalente Bindungen bilden, die dann in einer Ebene liegen. Ihre Struktur ist hexagonal, d.i. die Grundstruktur der Planarebenen des Graphits (siehe Kristallgitterstruktur dort). Die übriggebliebenen p-Orbitale wechselwirken ebenfalls untereinander. Sie formen die pi-Bindungen mit deutlich geringeren Bindungsenergien als die sigma-Bindungen der sp2 beziehungsweise sp3-Orbitale.
Chemisch sprechen wir von einer Doppelbindung. Die Schreibweise C=C vernachlässigt den unterschiedlichen Charakter beider Bindungen.
Die Bindungsenergie der diamantartigen tetraedrischen sp3-Einfachbindung 'C-C' liegt bei 350 kJ/mol, die der graphitartigen hexagonalen sp2-Doppelbindung C=C nur um 260 kJ/mol höher.
In einem Kohlenstoff-Ring mit sechs Kohlenstoff-Atomen stabilisiert sich die pi-Bindung durch Delokalisierung der Elektronen innerhalb des Rings (mehr dazu siehe Benzol).

Dreifach (sp1) Bindung

Wenn nur ein p-Orbital mit dem s-Orbital hybridisiert, ergeben sich zwei linear angeordnete Bindungskeulen. Orientieren wir sie entlang der x-Achse, zeigen die verbliebenen p-Orbitale in y- und z-Richtung. Zwei sp-hybridisierte Atome können eine Kohlenstoff-Dreifachbindung formen. Ein Beispiel ist das Gas Ethin (Acetylen) HC ≡ CH. Während sp3-Bindungen dreidimendionale Strukturen formen und sp2 zweidimensionale, bilden sp1-Bindungen höchstens eindimensionale Ketten, wie zum Beispiel H-C≡C-C≡C-H.

Erscheinungsformen des Kohlenstoffs

Elementarer Kohlenstoff existiert in drei Modifikationen, basierend auf den Bindungsstrukturen sp3 und sp2: Diamant, Graphit und Fulleren. Neben diesen drei Modifikationen gibt es weitere unterschiedliche Formen elementaren Kohlenstoffs.

Modifikationen

Diamant

Siehe auch: Diamant
Die sp3-kovalent tetragonal gebundenen Kohlenstoff-Atome besitzen keine freien Elektronen. Das Material ist ein Isolator mit einer Bandlücke von 5.45 eV, der sichtbares Licht nicht absorbiert. Zugabe von Fremdatomen erzeugt Zustände in der Bandlücke und verändert somit die elektrischen und optischen Eigenschaften. So ist der gelbliche Ton vieler natürlicher Diamanten auf Stickstoff zurückzuführen wärend mit Bor dotierte Diamanten bläulich aussehen und halbleitend sind. Der Diamant wandelt sich unter Luftabschluß bei hohen Temperaturen in Graphit um. Er verbrennt bereits bei ca. 700-800 °C zu Kohlendioxid. Diamant gilt unter normal Bedinungen (1 bar/25 °C) gemeinhin als die metastabile Form des Kohlenstoffes. Aufgrund neuerer Forschung ist dies aber nicht mehr sicher, weil
1) die thermodynamische Stabilität zu niedrigen P-T-Bedingungen lediglich extrapoliert ist,
2) bei Gleichgewichtsuntersuchungen der Einfluß der Umgebung -geringe Spuren von Verunreinigungen, die unterhalb der heutigen Detektionsgrenze liegen, können bereits drastische Auswirkungen auf die Gleichgewichtslage einer Reaktion haben- nicht berücksichtigt wurde/wird (s.h. Carpenter, M.A: Thermodynamics of phase transitions in minerals: a macroscopic approach, in: Stability of Minerals, Chapman & Hall London, 1992 oder Salje, E.: Phase transitions in ferroelastic and coelastic Crystals, Cambridge University Press, Cambridge 1990)) und schließlich
3) Experimente chinesischer Wissenschaftler zeigen, daß in einer hydrothermalen Reaktion zwischen metallischem Natrium und Magnesiumcarbonat Kohlenstoff und Diamant stabil nebeneinander koexistieren.

Graphit

Siehe auch: Graphit
Die sp2-kovalent hexagonal gebundenen Kohlenstoff-Atome formen hochfeste Ebenen. Die Ebenen untereinander sind nur locker über Van-der-Waals-Kräfte gebunden. Makroskopisch dominiert die Spaltbarkeit entlang der Planarebenen. Da die Ebenen so dünn sind, tritt ihre außerordentliche Festigkeit bei Graphit nicht in Erscheinung. Wegen dieser Struktur verhält sich Graphit sehr [anisotrop]: Entlang der Kristallebenen ist Graphit thermisch und elektrisch sehr leitfähig, die Leitung von Wärme oder Ladungen von Kristallebene zu Kristallebene ist dagegen relativ schelcht.

Fullerene

Siehe auch: Fulleren
Eine hexagonale Struktur ist planar. Ersetzt man einige Sechsecke durch Fünfecke, entsteht eine räumliche Struktur, die Fullerene. Die sp2-Bindungen liegen nicht mehr in einer Ebene, sondern bilden ein räumlich geschlossenes Gebilde. Die kleinste mögliche Struktur erfordert 60 Kohlenstoff-Atome und gleicht im Aufbau einem Fußball. Die Molekülkugeln untereinander binden sich über eine schwache Van-der-Waals-Wechselwirkung, genauso wie beim Graphit die Basalebenen. Die aus 60 bzw. 70 Atomen bestehenden Formen lassen sich isolieren und kristallisieren und können daher als Modifikation(en) gelten.

weitere Formen von Kohlenstoff

Graphen

Als Graphen bezeichnet man eine monoatomare Schicht von Kohlenstoff, die einer Basalebene entspricht. Wie bei Alkenen verweist die Endung en auf ungesättigte Doppelbindungen in den Kohlenstoff-Ringen (Betonung: Graph-én). Man versucht, Monolagen in makroskopischer Ausdehnung herzustellen, um die hohe Anisotropie der elektrischen Eigenschaften entlang und senkrecht zur Ebene für die Herstellung neuartiger Halbleiter zu nutzen. Streng genommen kann man Graphen nicht als Modifikation bezeichnen, da es parktisch um einen zweidimensionalen Kristall handelt.

Kohlenstoffnanoröhren

Siehe auch: Kohlenstoffnanoröhre
Eine weitere Form von Kohlenstoff sind zylindrisch angeordnete, sp2-gebundene Kohlenstoffatome. Ihre Geometrie entsteht aus einer planaren Schicht Graphit, die zu einem Zylinder aufgerollt wird. Die entstandene Röhre kann zusätzlich noch verdreht sein, wodurch sich die elektrischen Eigenschaften ändern. Es können mehrere einwandige Röhren konzentrisch ineinander liegen, so dass man von multiwalled carbon nanotubes (MWCNT) spricht, im Gegensatz zu single-walled carbon nanotubes (SWCNT). (siehe Kohlenstoffnanoröhren).

Kohlenstoffnanoschaum

Kohlenstoffnanoschaum ist eine zufällig orientierte, netzartige Anordnung von Kohlenstoff-Clustern, ähnlich der von Glaskohlenstoff, nur mit deutlich größeren Hohlräumen. Ihr durchschnittlicher Durchmesser liegt bei sechs bis neun Nanometern. Technisch gesprochen ist Kohlenstoffnanoschaum ein Aerogel mit einer Dichte von 0.2-1.0 Gramm/Kubikzentimeter.

Kohlenstoff-Fasern

Siehe auch: Kohlenstofffaser
Kohlenstoff-Fasern bestehen aus graphitartig sp2-gebundenem Kohlenstoff. In einer Idealfaser liegen die Graphitlagen geordnet wie in einer langen Papierrolle vor, die Graphitebenen orientiert entlang der Faserachse. In Wirklichkeit sind die Ebenen stark gestört und bilden nur lokale Ordnungen aus. Das Maß der Störung beeinflusst die Festigkeit.
Kohlenstofffasern sind serh zugfest und werden daher in Verbundwerkstoffen genutzt.

Ruß

Siehe auch: Ruß
Ruß besteht ebenfalls aus Kohlenstoff auf Graphitbasis. Je reiner der Ruß, desto deutlicher treten die Eigenschaften von Graphit hervor. Lampen- oder Kerzenruß ist stark mit organischen Verbindungen verunreinigt, die die Bildung größerer Graphit-Verbände verhindern.

Aktivkohle

Siehe auch Aktivkohle
Behutsames Graphitieren von organischen Materialien, wie zum Beispiel Kokosnuss-Schalen, führt zu einem porösen Kohlenstoff. Die Hohlräume stehen wie bei einem Schwamm miteinander in Verbindung und bilden eine sehr große innere Oberfläche. Aktivkohle filtert Feststoffe aus Flüssigkeiten und kann Gase adsorbieren.

Glaskohlenstoff

Glasartiger Kohlenstoff ist eine Kohlenstoffform mit ausgeprägter struktureller Fehlordnung und glasartigem Bruchbild. Die Kohlenstoffatome mit sp2-Bindung sind in ebenen Schichten mit hexagonaler Symmetrie angeordnet. Im Gegensatz zu Graphit sind diese Schichten bei glasartigem Kohlenstoff nicht regelmäßig über größere Bereiche hinweg geordnet. Bänder aus graphitisch geordneten, übereinander geschichteten Strukturen bilden eine polymerähnliche Knäuelstruktur. Glasartiger Kohlenstoff ist im Makrobereich porenfrei, zwischen den Graphitschichten sind aber zahlreiche Hohlräume vorhanden. Ähnlich wie bei Gläsern beträgt der Durchmesser etwa 1 bis 3nm. Folgen der strukturellen Fehlordnung sind die geringe Dichte, die im Vergleich zu Graphit geringere elektrische und thermische Leitfähigkeit und die Isotropie des Werkstoffs. Trotz der aufgeweiteten Struktur beträgt die Helium-Permeabilität nach der Vakuumverfallsmethode nur 10-11 cm² s-1. Neben seiner isotropen Festigkeit verbindet glasartiger Kohlenstoff die guten Hochtemperatureigenschaften von Graphit. Er sublimiert im Vakuum oder Inertgas erst bei Temperaturen oberhalb 3000 °C und oxidiert an Luft bei etwa 600 °C. Er ist hitze - und kälteschockbeständig. Glaskohlenstoff bildet auf Grund der starken Fehlordnung keine Interkalationsverbindungen. Die Folge ist die außerordentlich hohe Korrosionsbeständigkeit gegen saure und alkalische Reagenzien und Schmelzen. Lediglich Sauerstoff über 600 °C und oxidierende Schmelzen greifen Glaskohlenstoff an. Die hohe Reinheit des Werkstoffs prädestiniert Ihn für Anwendungen in der Analytik, Halbleiter- und Reinststofftechnik. Da Gefäße aus glasartigem Kohlenstoff keine Memory-Effekte zeigen, ist das Material im Bereich der Ultraspurenanalytik vielseitig einsetzbar.

Amorpher Kohlenstoff

(Entwurf: Sehr selten, nicht zu verwechseln mit Ruß. Enthält neben sp2 auch Anteile von sp3 gebundenem Kohlenstoff.)

Kohlenstoff-Verbindungen

Beispiele einiger anorganischer chemischer Verbindungen, die Kohlenstoff enthalten:
- Oxide des Kohlenstoffs: Kohlenstoffmonoxid (CO), Kohlenstoffdioxid (CO2) und Kohlenstoffsuboxid (C3O2)
- Kohlensäure (H2CO3) sowie ihre Salze, die Carbonate.
- Kohlenstoffdisulfid (Schwefelkohlenstoff, CS2).
- Legierung aus Eisen und Kohlenstoff, Stahl.
- Kohlenstoff-Stickstoff-Verbindung Die gesamte lebende Natur basiert auf so genannten organischen Kohlenstoff-Verbindungen, hauptsächlich in Verbindung mit Wasserstoff, Sauerstoff und Stickstoff. Zwischen der Erde, ihren Ozeanen und der Erdatmosphäre findet ein kontinuierlicher Fluss von Kohlenstoff statt. Diesen Prozess nennt man Kohlenstoffzyklus. Die organische Chemie umfasst, aufgrund der Fähigkeit des Kohlenstoffs, lange Ketten und kovalente Bindungen mit anderen Atomen zu bilden, mehr Verbindungen als die gesamte anorganische Chemie. Auch die Biochemie ist ein Teil der organischen Kohlenstoffchemie.

Rohstoffe für die Kohlenstoff-Gewinnung

Die Inkohlung erhöht den Kohlenstoffgehalt organischer Substanzen innerhalb geologischer Zeiträume. Dieser Prozess führte zur Entstehung von Braun- und Steinkohle aus Pflanzenmaterial des Karbons. Ein schnelleres Verfahren ist das Aufheizen unter Intertgas. Die Karbonisierung (bis ca. 1900 °C) und Graphitierung bzw. Graphitisierung (oberhalb 2000 °C) führen zu hohen Kohlenstoffanreicherungen, je nach Materialmenge in Minuten oder wenigen Tagen. Kohlenstoffgehalt in Gew.-% einiger Rohstoffe für die Kohlenstoff-Gewinnung:
- Anthrazit: >90%
- Holzkohle: 90%
- Steinkohle: 85-90%
  - Koks (durch Karbonisierung von Steinkohle): ?
- Braunkohle: 60-75%
- Erdöl: 85-90%
- Erdgas: 85-95%
- Torf: 56
- Holz: 45-50%
  - Holzkohle (durch Karbonisierung von Holz): 80-90%

Weblinks


- [http://www.ifres.ch/Homepage/DB/Diss_Mauron.pdf Growth Mechanism and Structure of Carbon Nanotubes] (in Englisch)
- [http://www.chemieseite.de/hauptelemente/node35.php Kohlenstoff auf Chemieseite.de]
- [http://www.htw-germany.com/de/content/glaskohlenstoff.php?aw=1 Glaskohlenstoff] Siehe auch: organische Chemie, Radiokarbonmethode, Polymer, Kohlenstoff-Senke, Kohlendioxid Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Nichtmetall Kategorie:Gruppe-14-Element Kategorie:Periode-2-Element ja:炭素 ko:탄소 ms:Karbon simple:Carbon th:คาร์บอน

Kohlenwasserstoff

Die Kohlenwasserstoffe (CxHy) sind eine Stoffgruppe von Verbindungen, die aus Kohlenstoff und Wasserstoff bestehen. Die Stoffgruppe ist recht vielfältig, es gibt mehrere Untergruppen und sehr viele Verbindungen dieser Klasse, dennoch ist es die einfachste Stoffgruppe der organischen Chemie. Die Kohlenwasserstoffe haben, vor allem als fossile Brennstoffe, aber auch in vielen weiteren Bereichen, wie der organischen Synthese, eine große technische Bedeutung. Das Methan, ein Alkan, ist der einfachste Vertreter der Kohlenwasserstoffe.

Systematik

Man unterscheidet bei den Kohlenwasserstoffen mehrere Untergruppen, vor allem zwischen kettenförmigen und cyclischen (bzw. aliphatischen und aromatischen) sowie gesättigten und ungesättigten Kohlenwasserstoffen. Zu den gesättigten Kohlenwasserstoffen gehören die Alkane und Cycloalkane, alle anderen sind ungesättigt und durch eine Mehrfachbindung zwischen Kohlenstoffatomen reaktionsfreudiger. Die Stoffgruppe der Terpene ist im Gegensatz zu den anderen Gruppen keine reine Kohlenwasserstoffgruppe, ihr gehören zwar Kohlenwasserstoffe an, aber auch viele Verbindungenen aus anderen Stoffgruppen. Die Polyene können sowohl kettenförmig, wie zum Beispiel Butadien, als auch cyclisch, wie zum Beispiel Cyclopentadien, sein, sie sind eine Untergruppe der Alkene, sie besitzen mehr als eine Kohlenstoffdoppelbindung. Viele dieser Gruppen wie zum Beispiel die Alkane, Alkene und Alkine bilden homologe Reihen mit einer allgemeinen Summenformel. Die Arene sind eine Stoffgruppe von aromatischen Kohlenwasserstoffen, die polyzyklischen aromatischen Kohlenwasserstoffe sind eine Untergruppe der Arene.

Verbindungen

Die wichtigsten Alkane sind das Methan und das Ethan, sie finden sich auch im Weltraum, bei den Alkenen das Ethen, das wichtigste Cycloalken ist das Cyclohexen, bei den Alkinen ist die wichtigste Verbindung Ethin. Das wichigste Cycloalkan ist das Cyclohexan, welches im Erdöl vorkommt. Wichtige Polyene sind das Butadien, Isopren und Cyclopentadien. Wichtige Arene gibt es sehr viele, Benzol, Toluol, Xylol und Styrol sind nur einige. Die einfachsten polycyclischen aromatischen Kohlenwassserstoffe (PAK) sind Biphenyl, Naphthalin und Anthracen. Eine Liste der Kohlenwasserstoffe gibt es hier.

Eigenschaften

Bei der optimalen Verbrennung von Kohlenwasserstoffen entsteht Wasser und Kohlendioxid, bei unzureichender Verbrennung kann auch Kohlenmonoxid und Kohlenstoffruß entstehen und der Energiegewinn wäre wesentlich geringer, deswegen ist eine optimale Verbrennung der Kohlenwasserstoffe wichtig. Verbrennt ein Kohlenwasserstoff mit rußender Flamme, kann dies auch ein Anzeichen für einen höheren Kohlenstoffanteil in der Verbindung sein. Ein häufig bei den Kohlenwasserstoffen auftretendes Phänomen ist die Isomerie - Verbindungen mit der gleichen Summenformel aber unterschiedlichem Aufbau - dieses Phänomen tritt zuerst bei dem Butan ein und setzt sich bei allen höheren Alkanen und den meisten anderen Kohlenwasserstoffen fort, eine besondere Isomerie, die cis-trans-Isomerie tritt bei den Alkenen auf. In Wasser sind die Kohlenwasserstoffe unlöslich, in den meisten organischen Lösungsmitteln jedoch gut löslich.

Vorkommen und Entstehung

Die Kohlenwasserstoffe sind in der Natur im Erdöl, Erdgas, Steinkohle (bzw. Steinkohlenteer) und weiteren fossilen Stoffen in größeren Mengen enthalten. Es gibt drei Theorien zur Entstehung der Kohlenwasserstoffe: die biogenetische Theorie, die abiogenetische Theorie und einer neusten Theorie nach entstehen Kohlenwasserstoffe bei radioaktiven Prozessen im Erdmantel. Die Kohlenwasserstoffe kommen nie in reiner Form, sondern immer nur in Gemischen vor und müssen aus diesen durch chemische oder physikalische Methoden gewonnen werden. Sogar im Weltall sind die Kohlenwasserstoffe, meist im Form von Methan und Ethan, auf Kometen, Planetenamtmosphären und in interstellarer Materie zu finden. Methan war schon Bestandteil der Ursuppe. Die Kohlenwasserstoffvorkommen entstanden aus Meerestieren, die starben, absanken und auf dem Meeresboden von Sedimenten bedeckt wurden. Durch Absinken der Sedimente wurden diese organischen Materialien hohem Druck und hoher Temperatur ausgesetzt. Unter diesen Bedingungen wandelten sie sich in Erdöl oder Steinkohle um. Teilweise entstand unter ähnlichen Bedingungen Erdgas. Erdölhaltige Sedimente, die nicht den Drücken und Temperaturen ausgesetzt waren, werden als Erdölsande bezeichnet. Erdöl ist ortsabhängig unterschiedlich zusammengesetzt.

Verwendung

Alkane werden häufig als fossiler Energieträger in Gemischen wie Biogas, Flüssiggas, Benzin, Dieselöl und vielem weiterem verwendet. Die Kohlenwasserstoffe dienen weiterhin als Ausgangsstoff für eine Vielzahl von industriell bedeutenden chemischen Synthesevorgängen, zum Beispiel für die Fluorchlorkohlenwasserstoffe. Wichtig sind auch die Polymerisationsprodukte der Kohlenwasserstoffe, wie zum Beispiel Polystyrol, Polyethylen, Polypropylen, Polyethin, viele Copolymere so wie die halogenierten Kohlenwasserstoffpolymere wie Polyvinylchlorid und Polytetrafluorethylen.

Literatur


- Reinhart Schweisfurth:Angewandte Mikrobiologie der Kohlenwasserstoffe in Industrie und Umwelt. ISBN 3816900348
- Silke Wolff:Untersuchung reaktiver Zwischenstufen der Ozonolyse ungesättigter Kohlenwasserstoffe in der Gasphase. Shaker Verlag (1998), ISBN 3826538390
- Andreas Raichle:Herstellung von synthetischem Steamcracker-Einsatz durch hydrierende Umsetzung cyclischer Kohlenwasserstoffe an Zeolithkatalysatoren. Shaker Verlag GmbH, ISBN 3832211098
- Karl Hölemann:Totaloxidation flüchtiger Kohlenwasserstoffe an katalytisch beschichteten Mikrofasergestricken. Shaker Verlag GmbH (2000), ISBN 3826572556

Weblinks


- [http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/facharbeit/ Ausgewählte Kohlenwasserstoffe und Sauerstoff-Derivate visuell und experimentell aufgearbeitet (mit 3-D-Modellen)] ! Kategorie:Stoffgruppe ja:炭化水素 ms:Hidrokarbon

Monosilan

  Monosilan gehört zu den Silan genannten Siliziumwasserstoffen.

Physikalische und chemische Eigenschaften


- Aussehen: farblos
- Geruch: unangenehmer, widerlicher Geruch
- Zustand bei 20 °C: gasförmig
- Schmelzpunkt (°C): -184,7
- Siedepunkt (°C): -112,3
- Zündtemperatur: selbstentzündlich
Strukturformel von Monosilan: H | H - Si - H | H Wegen der Kürze der Kette gibt es wie beim Methan keine Isomerie. Transportangaben:

- UN-Nummer: 2203
- Gefahrzettel: 2.1
Kategorie:Chemische Verbindung

Tetramethylsilan

Tetramethylsilan (abgk. auch TMS) ist ein chemisches Molekül, das aus einem zentralen Silizium-Atom (Si) und vier daran gebundenen Methylgruppen (-CH3) besteht. Es handelt sich um eine inerte Verbindung. TMS ähnelt dem Tetramethylorthosilikat, jedoch sind dem gegenüber keine Sauerstoffatome Bestandteil des TMS.

Darstellung

Tetramethylsilan lässt sich durch die Grignard-Reaktion aus Siliziumtetrachlorid und Methylmagnesiumchlorid synthetisieren.

Verwendung

Tetramethylsilan verursacht im Auswertungsspektrum der Kernresonanz-Spektroskopie einen besonders deutlichen und scharfen Peak, da im Tetrametylsilan alle Protonen und alle Kohlenstoff-Atome die gleiche chemische Umgebung aufweisen. Deswegen, und weil das Silizium-Atom einen elektronenschiebenden Effekt auf die H-Atome hat und somit im NMR-Spektrum eine Hochfeld-Verschiebung bewirkt, ist die Lage des Peaks von TMS als Nullpunkt der chemischen Verschiebungsskala definiert worden und TMS wird bei diesem chemischen Analyseverfahren stets als Vergleichssubstanz dem zu untersuchenden Stoff beigegeben.

Sicherheitshinweise

Die Dämpfe sind reizend für die Augen und die Atemwege, in höheren Konzentrationen besteht eine narkotische Wirkung. Kategorie:Chemische Verbindung

Friedrich Wöhler

Friedrich Wöhler (
- 31. Juli 1800 in Eschersheim/Frankfurt am Main; † 23. September 1882 in Göttingen) war ein deutscher Chemiker.

Leben

Chemiker Chemiker Wöhler wurde am 31. Juli 1800 als Sohn eines Stallmeisters geboren. Ab 1820 studierte er Medizin in Marburg, ab 1821 in Heidelberg Medizin und Chemie, letzteres bei Prof. Leopold Gmelin. 1823 promovierte er in Heidelberg zum Dr. med. Da sein Interesse an der Chemie überwog, lernte er anschließend ein Jahr lang analytische Chemie bei Prof. Jöns Jakob Berzelius in Stockholm. Sie hielten dort zusammen unter gehobener Gemeinschaft, Vorträge. Von 1825 bis 1831 war er Lehrer an der Gewerbeschule in Berlin, ab 1828 mit dem Titel eines Professors; 1831 bis 1836 war er Professor an der Gewerbeschule in Kassel und arbeitete 1836 bis 1882 als ordentlicher Professor der Chemie und Pharmazie an der Universität Göttingen . Friedrich Wöhler erhielt während seines Lebens zahlreiche Orden und Ehrungen. So wurde er u. a. Mitglied des Institut de France und Offizier der französischen Ehrenlegion.

Leistungen

Wöhler gilt als Pionier der organischen Chemie wegen seiner Synthese von Harnstoff aus Ammoniumcyanat im Jahre 1828. Diese Harnstoffsynthese eröffnete das Feld der Biochemie, da zum ersten Mal ein Stoff, der bisher nur von lebenden Organismen bekannt war, nämlich Harnstoff, aus "unbelebter" Materie künstlich erzeugt werden konnte, nämlich aus Ammoniumcyanat. Diese in vitro-Synthese widerlegte die Theorie des Vitalismus, eine transzendente Lebenskraft (vis vitalis) sei zur Erzeugung organischer Stoffe unabdingbar. Im Jahr seiner Harnstoffsynthese wurde Wöhler Professor. . Schon ein Jahr zuvor, 1827, hatte er eine Reduktionsmethode entwickelt zur Herstellung von metallischem Aluminium; mit dem gleichen Verfahren gelang ihm 1828 die Isolierung von Beryllium und Ytterbium, sowie 1856 die Darstellung von kristallinem Silizium. Wöhler ist auch bekannt als Entdecker der Synthese von Kalziumkarbid (1862, entdeckt auch die Synthese von Ethin daraus), von Oxalsäure aus Dicyan, von Benzoesäure aus Benzaldehyd, von Hydrochinon aus Chinon. Ferner gelang ihm die Gewinnung von Nickel aus Arsennickel.

Weblinks


- Wöhler, Friedrich Wöhler, Friedrich Wöhler, Friedrich Wöhler, Friedrich Wöhler, Friedrich ja:フリードリヒ・ヴェーラー

1857

Ereignisse


- 9. Januar: Erdbeben unbekannter Stärke in Fort Tejon, Kalifornien, USA. 1 Toter
- um 1857 wurde ein fast 4.000 km langes Seekabel von Amerika nach England verlegt

Politik


- 1. Januar: Constant Fornerod wird Bundespräsident der Schweiz
- Ende der Präsidentschaft (1853–1857) von Franklin Pierce (
- 23. November 1804: † 8. Oktober 1869): vierzehnter Präsident der Vereinigten Staaten von Amerika
- Beginn der Präsidentschaft (1857–1861) von James Buchanan (
- 23. April 1791: † 1. Juni, 1868): Fünfzehnter Präsident der Vereinigten Staaten von Amerika)
- Dänische Bücher und der Gebrauch der dänischen Sprache sind wieder in Skåneland erlaubt: 199 Jahre nach Anfang der schwedischen Okkupation

Kultur


- 9. April: Uraufführung der Operette Le Docteur Miracle (Der Wunderdoktor) von Georges Bizet am Théâtre des Bouffes-Parisiens in Paris
- 30. April: Uraufführung der Operette Dragonette von Jacques Offenbach am Théâtre des Bouffes-Parisiens in Paris
- 6. Mai: Uraufführung der Oper Erzsébet von Ferenc Erkel in Budapest
- 20. August: Der französische Dichter Charles Baudelaire wird wegen „Beleidigung der öffentlichen Moral und der guten Sitten“ zu einer Geldstrafe verurteilt
- 3. Oktober: Uraufführung der Oper Maître Griffard von Léo Delibes am Théâtre-Lyrique in Paris
- 27. Dezember: Uraufführung der Oper Pianella von Friedrich von Flotow in Schwerin

Wirtschaft


- 20. Februar: Gründung der Reederei Norddeutscher Lloyd in Bremen

Geboren


- 17. Januar: Wilhelm Kienzl, österreichischer Komponist († 1941)
- 23. Januar: Andrija Mohorovicic, kroatischer Geophysiker († 1936)
- 11. Februar: Georg Wertheim, Kaufmann († 1939)
- 12. Februar: Eugène Atget, französischer Fotograf († 1927)
- 13. Februar: Friedrich Adler (Politiker), Politiker († 1938)
- 18. Februar: Max Klinger, Bildhauer, Maler und Grafiker († 1920)
- 22. Februar: Heinrich Rudolf Hertz, deutscher Physiker († 1894)
- 22. Februar: Robert Baden-Powell, Gründer der Pfadfinderbewegung († 1941)
- 26. Februar: Emile Coué, französischer Autor, Autosuggestion, Medizin († 1926)
- 7. März: Julius Wagner-Jauregg, österreichischer Arzt und Psychiater († 1940)
- 10. März: Christian Berrenrath, deutscher Theologe, Offizial im Erzbistum Köln († 1941)
- 27. März: Karl Pearson, britischer Mathematiker und Philosoph († 1936)
- 30. März: Gabriela Zapolska, polnische Schriftstellerin († 1921)
- 5. April: Alexander I., Fürst von Bulgarien
- 14. April: Sir Victor Alexander Haden Horsley, britischer Physiologe und Neurologe († 1916)
- 20. April: Herman Bang, dänischer Schriftsteller († 1912)
- 25. April: Ruggiero Leoncavallo, italienischer Komponist († 1919)
- 27. April: Johannes Chrzaszcz, schlesischer Priester und Historiker († 1928)
- 30. April: Eugen Bleuler, Schweizer Psychiater († 1939)
- 5. Mai: António Teixeira de Sousa, portugiesischer Politiker († 1905)
- 13. Mai: Ronald Ross, englischer Mediziner und Nobelpreisträger († 1932)
- 19. Mai: John Jacob Abel, US-amerikanischer Biochemiker († 1938)
- 31. Mai: Pius XI. (Papst), Papst († 1939)
- 2. Juni: Edward Elgar, englischer Komponist († 1934)
- 2. Juni: Karl Gjellerup, dänischer Schriftsteller
- 5. Juni: Árpád Doppler, ungarisch-deutscher Komponist († 1927)
- 6. Juni: Alexander Michailowitsch Ljapunow, russischer Mathematiker und Physiker († 1918)
- 14. Juni: Ignaz Petschek, böhmischer Bankier, Großindustrieller († 1934)
- 18. Juni: Arthur Hoffmann, Schweizer Politiker und Bundesrat († 1927)
- 30. Juni: Friedrich von Ingenohl, Chef der deutschen Hochseeflotte († 1933)
- 5. Juli: Clara Zetkin, deutsche Politikerin und Frauenrechtlerin († 1933)
- 9. Juli: Friedrich II. (Baden), Großherzog des Großherzogtums Baden († 1928)
- 11. Juli: Alfred Binet, französischer Pädagoge und Psychologe († 1911)
- 23. Juli: Carl Meinhof, Pastor und ein bedeutender deutscher Afrikanist († 1944)
- 24. Juli: Henrik Pontoppidan, dänischer Schriftsteller († 1943)
- 30. Juli: Thorstein Bunde Veblen, US-amerikanisch-norwegischer Ökologe und Soziologe († 1929)
- 31. Juli: Ernest Chuard, Schweizer Politiker († 1942)
- 6. August: Ludwig von Höhnel, österreichischer Marineoffizier, Afrikaforscher und Geograph († 1942)
- 8. August: Cécile Chaminade, französische Pianstin und Komponistin († 1944)
- 8. August: Maurice Yvon, französischer Architekt († 1911)
- 15. August: Albert Ballin, Hamburger Reeder († 1918)
- 18. August: Eusebius Mandyczewski österreichischer Musikwissenschaftler und Komponist († 1929)
- 8. September: Georg Michaelis, deutscher Jurist und Politiker († 1936)
- 15. September: William H. Taft, 27. Präsident der USA († 1930)
- 17. September: Konstantin Eduardowitsch Ziolkowski, russischer Pionier der Raumfahrt († 1935)
- 21. September: Johann Heinrich Louis Krüger, bearbeitete geodätische Aufzeichnung von Carl Friedrich Gauß († 1923)
- 22. September: Anita Augspurg, deutsche Juristin und Frauenrechtlerin († 1943)
- 26. September: Joachim von Bonin, deutscher Politiker († 1921)
- 30. September: Hermann Sudermann, Schriftsteller und Dramatiker († 1928)
- 5. Oktober: Fedor von Zobeltitz, deutscher Journalist und Schriftsteller († 1934)
- 31. Oktober: Axel Munthe, schwedischer Arzt und Autor († 1949)
- 7. November: Paul Mankiewitz, deutscher Bankier († 1924)
- 11. November: Nathan Stein, erster Jude als Gerichtspräsident († 1927)
- 16. November: Jón Sveinsson, isländischer Schriftsteller („Nonni“) († 1944)
- 22. November: George Robert Gissing, englischer Schriftsteller († 1903)
- 26. November: Ferdinand de Saussure, Schweizer Sprachwissenschaftler († 1913)
- 27. November: Charles Scott Sherrington, britischer Neurophysiologe († 1952)
- 28. November: Alfons XII. (Spanien), spanischer König († 1885)
- 3. Dezember: Joseph Conrad, polnisch-englischer Schriftsteller († 1924)
- 6. Dezember: Adalbert Matkowsky, Berliner Schauspieler († 1909)
- 8. Dezember: Johann Albrecht zu Mecklenburg, Regent von Braunschweig († 1920)
- 12. Dezember: Max Devrient, deutscher Schauspieler († 1929)
- 16. Dezember: Edward Barnard, US-amerikanischer Astronom († 1923)
- 19. Dezember: Siegmund Lustgarten, österreichischer Arzt († 1911)
- Frederic Cliffe, englischer Komponist († 1931)
- Augustine Henry, irischer Pflanzenjäger († 1930)

Gestorben


- 2. Januar: Andrew Ure, englischer Mediziner und Professor für Naturgeschichte und Chemie (
- 1778)
- 6. Januar: Albert Schwegler, Theologe, Philosoph und Historiker (
- 1819)
- 15. Februar: Michail Glinka, russischer Komponist (
- 1804)
- 9. März: Dominikus Savio, italienischer Heiliger (
- 1842)
- 21. März: William Scoresby, britischer Seefahrer und Forscher (
- 1789)
- 8. April: Heinrich Eduard Bethmann, deutscher Schauspieler und Theaterdirektor (
- 1774)
- 2. Mai: Alfred de Musset, französischer Schriftsteller (
- 1810)
- 14. Mai: Jacob Niclas Ahlström, schwedischer Kapellmeister und Komponist (
- 1805)
- 23. Mai: Augustin Louis Cauchy, französischer Mathematiker (
- 1789)
- 8. Juni: Karl Friedrich Nebenius, badischer Beamter (
- 1784)
- 15. Juni: Carl Czerny, österreichischer Pianist und Klavierpädagoge (
- 1791)
- 21. Juni: Louis Jacques Thénard, französischer Chemiker (
- 1777)
- 16. Juli: Pierre-Jean de Béranger, französischer Dichter (
- 1780)
- 19. Juli: Stefano Franscini, Schweizer Politiker (
- 1796)
- 10. August: John Wilson Croker, englischer Parlamentsredner, Dichter und Journalist (
- 1780)
- 12. August: William Conybeare, englischer Geologe und Paläontologe (
- 1787)
- 5. September: Auguste Comte, Begründer der Soziologie (
- 1798)
- 5. Oktober: Wenzel Scholz, österreichischer Schauspieler (
- 1787)
- 7. Oktober: Louis McLane, US-amerikanischer Außenminister (
- 1786)
- 9. Oktober: Josef Ressel, österreichischer Forstbeamter (
- 1793)
- 23. Oktober: Friedrich Kammerer, Erfinder des Streichholzes (
- 1796)
- 28. Oktober: Louis Eugène Cavaignac, Premierminister der zweiten französischen Republik (
- 1802)
- 26. November: Joseph Freiherr von Eichendorff, deutscher Dichter (
- 1788)
- 3. Dezember: Christian Daniel Rauch, deutscher Bildhauer (
- 1777) ko:1857년 simple:1857

Salzsäure

Salzsäure (systematischer Name Chlorwasserstoffsäure) ist eine wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff (Summenformel HCl). Sie ist eine starke anorganische Säure und zählt zu den Mineralsäuren. Die Salze der Chlorwasserstoffsäure heißen Chloride. Das bekannteste Chlorid ist das Natriumchlorid (NaCl, Kochsalz)

Geschichte

Salzsäure dürfte schon den ersten Alchimisten bekannt gewesen sein. Basilius Valentinus gewann in der ersten Hälfte des 15. Jahrhunderts Salzsäure durch Reaktion von Steinsalz mit Eisenvitriol. Die Darstellung aus Kochsalz und Schwefelsäure gelang Johann Rudolph Glauber im 17. Jahrhundert. Lavoisier nannte Salzsäure acide muriatique (lat. muria = Salzlake). Kochsalz-haltige Quellen werden heute noch als muriatische Quellen bezeichnet. In Nordamerika wird Salzsäure auch muriatic acid genannt.

Vorkommen

In der Natur sind nur die Salze der Salzsäure zu finden. In freier Form kommt sie im Magensaft der Wirbeltiere vor (0,1 bis 0,5 Gewichtsprozent).

Gewinnung und Darstellung

Hergestellt wird Salzsäure im Labor aus konzentrierter Schwefelsäure und Kochsalz (daher der Name): :\mathrm Die Schwefelsäure verdrängt den Chlorwasserstoff aus seinem Salz, obwohl Chlorwasserstoff die stärkere Säure ist. Das ist möglich, weil HCl gasförmig ist und sich praktisch nicht in Schwefelsäure löst. Dadurch wird dem Gleichgewicht ständig Chlorwasserstoff entzogen. In der chemischen Industrie wird hochreiner Chlorwasserstoff/Salzsäure durch die Verbrennung von Chlorknallgas (ein Gemisch aus Wasserstoff und Chlor) gewonnen. :\mathrm Technisch reine Salzsäure fällt hauptsächlich als Nebenprodukt bei der Chlorierung organischer Verbindungen an.

Eigenschaften

HCl-Gas löst sich bei 0 °C sehr gut in Wasser (825 g beziehungsweise 525 l in einem Liter). Dabei entsteht Wärme. Bei 20 °C enthält ein Liter gesättigte Salzsäure 485 g HCl (40,4 %). Die Dichte der Lösung beträgt 1,20 g/cm³. Die Konzentrationsabhängigkeit der Dichte ist in der nebenstehenden Tabelle gezeigt. Zwischen der Dichte D und dem prozentualen Gehalt an HCl besteht ein zufälliger mathematischer Zusammenhang: Die verdoppelten Nachkommastellen entsprechen der Konzentration, z. B. 1,10 g/cm³ ist die Dichte von 20 %iger Salzsäure. :% = 200 \cdot (D-1) Salzsäure mit Gehalten von über 36 Gewichtsprozent HCl wurde früher auch als rauchende Salzsäure bezeichnet, da sich über offenen Gefässen ein weisser Nebel bildet. Reine Salzsäure kann ohne Rückstände verdampft werden. Wird Salzsäure mit einem HCl-Gehalt von über 20 Gewichtsprozent erhitzt, so entweicht mehr HCl als Wasser, bis ein Gemisch von 20 % HCl und 80 % Wasser übrig bleibt, das man als Azeotrop bezeichnet. Der genaue Gehalt an HCl im Azetrop bei 1013 mbar is