Home About us Products Services Contact us Bookmark
:: wikimiki.org ::
Stoffeigenschaften

Stoffeigenschaften

Um chemische Stoffe näher zu charakterisieren, kann man ihre Eigenschaften betrachten. Inzwischen kann jeder Stoff durch seine einzigartige Kombination von Stoffeigenschaften identifiziert werden. Man kann die Eigenschaften einteilen nach folgenden Gesichtspunkten:

Physikalische Eigenschaften


- Dichte
- Farbe
- Oberflächenglanz
- Härte
- Wärmeleitfähigkeit
- Elektrische Leitfähigkeit
- Magnetisierbarkeit
- Schmelztemperatur (Festpunkt), Siedetemperatur, (Kochpunkt), Erweichungsbereich
- Verformbarkeit
- optische Aktivität

Chemische Eigenschaften


- Brennbarkeit
- Löslichkeit
- Verhalten gegenüber verschiedenen Chemikalien
- Verhalten beim Erhitzen

Andere Eigenschaften


- Geruch
- Geschmack

Analytische Verfahren zur Identifizierung von Stoffen

Es werden Absorptions-, Adsorptions- und Resonanzvermögen gemessen und in Spektogrammen dargestellt:
- IR-Spektrogramm
- UV-VIS-Spektrogramm
- Massenspektrogramm
- NMR-Spektrogramm
- Chromatogramm
- Gaschromatogramm

Stoffklassen

Viele Eigenschaften treten gleichzeitig bei mehreren Stoffen auf. Man kann so Stoffe in Stoffklassen mit ähnlichen Eigenschaften zusammenfassen: # Metalle ... leiten elektrischen Strom und Wärme gut, sind leicht verformbar, haben im reinen Zustand Oberflächenglanz (erscheinen aber im feinverteilten Zustand schwarz) usw. ... #Nichtmetalle ... leiten den elektrischen Strom schlecht usw. ... #Salzartige Stoffe ... haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen, leiten als Schmelzen oder Lösungen den elektrischen Strom, sind spröde aber spaltbar, usw. ... # Leichtflüchtige Stoffe ... haben niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen, ... #Makromolekulare Stoffe ... haben oft hohe Schmelz- und Siedepunkte, zersetzen sich aber meist schon bei niedrigeren Temperaturen (Beispiele: Kunststoffe, Proteine, Polysaccharide, DNA)

Siehe auch


- chemische Grundbegriffe - Trennmethoden - Reinstoff Kategorie:Chemie Kategorie:Physik Kategorie: Eigenschaft

Chemie

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

Was ist Chemie?

Definition

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

Stoff und Stoffumsetzung

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

Atom und Molekül

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

Bedeutung der Chemie

Geschichte der Chemie

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

Chemie im Alltag

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

Chemie als Wissenschaft

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

Wirtschaftliche Bedeutung der Chemie

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

Ansehen der Chemie

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

Fachrichtungen

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

Chemie in der Wikipedia

Das Wikipedia-Chemie-Portal

Allgemeine Chemie

:Chemische Grundbegriffe :Elemente (alphabetisch) :Periodensystem der chemischen Elemente :Atommodell :Substanzen :Chemische Reaktionen :Verbindungen :Chemikalienliste :Liste der Säuren :Liste der Laborgeräte :chemische Gefahrenzeichen :Liste der Liganden-Abkürzungen

Anorganische Chemie

:Metalle :Nichtmetalle :Festkörperchemie :Komplexchemie

Organische Chemie

:Namensreaktionen :Nomenklatur :Kunststoffchemie :Naturstoffchemie :Petrochemie :Stereochemie

Physikalische Chemie

:Thermodynamik :Kinetik :Quantenmechanik :Elektrochemie :Kristallographie :Molekülspektroskopie

Biochemie

:Genetik :Biotechnologie :Medizinische Chemie :Pharmazeutische Chemie

Theoretische Chemie

:Quantenmechanik :Quantenchemie :Thermodynamik :Statistische Mechanik

Analytische Chemie

:Qualitative Analyse :Quantitative Analyse :Anorganische analytische Chemie :Organische analytische Chemie :Lebensmittelchemie :Mikrochemie und Spurenanalyse :Klinische Chemie (vgl. Labormedizin) und Toxikologie :Chemometrik :Chromatographische Analysenverfahren :Spektroskopische Analysenverfahren

Technische Chemie

:Chemische Verfahrenstechnik :Chemische Reaktionstechnik

Spezielle Chemie

:Bioanorganische Chemie :Geochemie :Kosmochemie :Lebensmittelchemie :Metallorganische Chemie (oder Organometallchemie) :Umweltchemie :Wasserchemie

Chemische Grundbegriffe


- Chemische Grundbegriffe

Chemischer Formalismus


- chemischer Formalismus

Berühmte Chemiker


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

Literatur


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

Weblinks


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

Dichte

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

Einheit

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

Beispiel

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

Eigenschaften

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

Tabellenwerte

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

Temperaturabhängigkeit der Luftdichte

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

Messmethoden

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

Beispiele

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

Abgeleitete Bezeichnungen

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

Weblinks


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

Härte

Härte ist der mechanische Widerstand, den ein Körper dem Eindringen eines anderen, härteren Körpers entgegensetzt. Die Härte eines Körpers lässt Rückschlüsse auf vielerlei Eigenschaften zu, wobei sich diese nach der Art des Körpers richten. Ein Beispiel ist das Verschleißverhalten. Harte Brillengläser verkratzen weniger, harte Zahnräder nutzen langsamer ab. Bei der Auswahl von Werkzeugschneiden wie Fräskopf oder Drehmeißel ist die Härte von besonderer Bedeutung, denn harte Schneiden bleiben länger scharf. Eine Anwendung und je nach fachlichem Schwerpunkt andere Akzentsetzung findet der Begriff der Härte in der Festkörperphysik, der Materialwissenschaft bei der Analyse von Werkstoffen und in den Geowissenschaften bei der Charakterisierung von Gesteinen und Mineralen. Beide überschneiden sich diesbezüglich jedoch auch mit den Ingenieurswissenschaften, wobei die Härte vor allem in der Ingenieurgeologie eine größere Rolle spielt.

Härte und Festigkeit

Die Härte eines Werkstoffs ist eine Oberflächeneigenschaft und hat daher nur bedingt etwas mit der Festigkeit des Werkstoffs zu tun, auch wenn diese die Prüfverfahren zur Härtemessung, die auf der Eindringtiefe verschiedener Prüfkörper beruhen, beeinflusst. Der Einfluss der Festigkeit kann durch die Messung auf dünnen Filmen zwar reduziert, aber nicht völlig vermieden werden. In bestimmten Fällen steht die Härte eines Werkstoffs allerdings in einem umwertbaren Zusammenhang zur Werkstoff-Festigkeit. Dann kann durch die verhältnismäßig preiswerte Härteprüfung eine meist viel aufwendigere Zugprüfung ersetzt werden. Von praktischer Bedeutung ist die Möglichkeit, eine Umwertung der Brinell- oder Vickershärte auf die Zugfestigkeit von Baustählen vorzunehmen. Bei Prüfungen an Stahlkonstruktionen ermöglicht es dies, eventuelle Materialverwechslungen nachzuweisen.

Härteprüfung und Härteskalen

Die Härte lässt sich nur durch den Vergleich von mehreren Werkstoffen oder Werkstoffzuständen ermitteln.

Härteprüfung nach Mohs

Harte Werkstoffe ritzen weiche. Diese Einsicht ist Grundlage der Härteprüfung nach Friedrich Mohs. Mohs, ein Geologe, ritzte verschiedene Minerale gegeneinander und ordnete sie so nach ihrer Härte an. Durch das exemplarische Zuordnen von Zahlenwerten für ausgewählte Minerale entstand eine relative Härteskala, die Mohs-Skala, die in der Mineralogie in weitem Gebrauch ist. Angaben zur Härte von Mineralen beziehen sich immer auf die Mohs-Skala, falls nichts anderes angegeben ist. Zum Vergleich aufgeführt ist die auch als absolute Härte bezeichnete Schleifhärte nach Rosiwal, die den Schleifaufwand des jeweiligen Stoffes charakterisiert und einen besseren Eindruck von den tatsächlichen Härteverhältnissen gibt. Beide Härteskalen sind einheitslos. Außerdem ist in der Tabelle die Härte nach dem Vickersverfahren angegeben. Sie gibt den besten Bezug auf die heute gängigen Härtemessverfahren wieder. In der Werkstoffkunde werden vor allem Prüfverfahren eingesetzt, welche die Eindringhärte messen. Dabei werden jeweils genormte Prüfkörper unter festgelegten Bedingungen in das Werkstück gedrückt. Im Anschluss wird die Oberfläche oder Tiefe des bleibenden Eindruckes gemessen.

Härteprüfung nach Brinell

Die vom schwedischen Ingenieur Johan August Brinell im Jahre 1900 entwickelte Härteprüfung kommt bei weichen bis mittelharten Metallen (DIN EN ISO 6506) wie zum Beispiel unlegiertem Baustahl oder Aluminiumlegierungen, bei Holz (ISO 3350) und bei Werkstoffen mit ungleichmäßigem Gefüge wie etwa Gusseisen zur Anwendung. Dabei wird eine Stahlkugel oder eine Hartmetallkugel mit einer festgelegten Prüfkraft in die Oberfläche des zu prüfenden Werkstückes gedrückt. Nach dem letzten Stand der Normung ist eine Stahlkugel allerdings nicht mehr zulässig. Nach einer Belastungszeit von mindestens 10 Sekunden wird der Durchmesser des bleibenden Eindrucks im Werkstück gemessen und daraus die Oberfläche des Eindrucks bestimmt. Das Verhältnis von Prüfkraft zur Eindruckoberfläche multipliziert mit dem Zahlenwert 0,102 bezeichnet man als die Brinellhärte. Bei Einsatz einer Hartmetallkugel wird der Härtewert mit HBW, bei einer Stahlkugel wurde er mit HBS gekennzeichnet. Eine Abwandlung der klassischen Brinellprüfung ist die Prüfung mit dem Poldihammer. Hierbei wird der Eindruck der Kugel durch einen undefinierten Hammerschlag von Hand erzeugt, wobei die Kugel rückseitig auch in einen Metallstab mit definierter Härte eindringt. Aus dem Verhältnis der beiden Eindruckdurchmesser wird dann die Härte des Prüflings ausgerechnet. Diese Methode hat den Vorteil, dass mit ihr beliebig gelagerte Prüflinge und verbaute Bauteile vor Ort geprüft werden können. Die auf diese Weise ermittelten Härtewerte stimmen zwar nicht exakt mit den statisch ermittelten Härtewerten überein, für die in der Industrie gestellten Ansprüche sind sie jedoch in den meisten Fällen ausreichend. Die Bezeichnung „Poldi“ stammt vom gleichnamigen Stahlwerk im tschechischen Kladno, wo diese Prüfmethode entwickelt wurde. Bei un- und niedriglegierten Stählen kann aus der Brinellhärte mit gewisser Toleranz die Zugfestigkeit des Werkstoffes abgeleitet werden.

Härteprüfung nach Vickers

Der Brinellprüfung sehr ähnlich ist die im Jahr 1925 von Smith und Sandland entwickelte und nach der britischen Flugzeugbaufirma Vickers benannte Härteprüfung, die zur Prüfung harter und gleichmäßig aufgebauter Werkstoffe dient, aber auch zur Härteprüfung an dünnwandigen oder oberflächengehärteten Werkstücken und Randzonen eingesetzt wird. Sie ist in der Norm nach DIN EN ISO 6507 geregelt. Im Gegensatz zur Rockwellprüfung wird eine gleichseitige Diamantpyramide mit einem Öffnungswinkel von 136° unter einer festgelegten Prüfkraft in das Werkstück eingedrückt. Aus der mittels eines Messmikroskops festgestellten Länge der Diagonalen des bleibenden Eindrucks wird die Eindruckoberfläche errechnet. Das Verhältnis von Prüfkraft in der Einheit Newton zur Eindruckoberfläche ergibt mit dem Faktor 0,1891 multipliziert die Vickershärte (HV). Die Festigkeitsklassen 14H, 22H, 33H und 45H erhält man durch Division durch 10, sie entsprechen also Vickershärten HV (min.) von 140, 220, 330 und 450. Für Prüfungen vor Ort sind tragbare Geräte erhältlich, die magnetisch oder mechanisch auf dem Prüfstück befestigt werden. Anwendung findet die Vickershärte beispielsweise in der Angabe „45H“ bei Gewindestiften mit Innensechskant oder „14H“ und „22H“ bei Gewindestiften mit Schlitz.

Härteprüfung nach Knoop

Eine Sonderform der Vickers-Härteprüfung ist die nach dem amerikanischen Physiker und Ingenieur Frederick Knoop benannte Härteprüfung (DIN EN ISO 4545 - Metallische Werkstoffe - Härteprüfung nach Knoop). Die in der Vickers-Prüfung gleichseitige Diamantspitze hat in der Knoop-Prüfung eine rhombische Form. Die Spitzenwinkel betragen 172,5° für die lange und 130° für die kurze Seite. Es wird nur die lange Diagonale des Eindrucks ausgemessen. Die Knoop-Prüfung findet häufig Anwendung bei spröden Materialien wie zum Beispiel Keramik oder Sinterwerkstoffen, bei der Härtemessung an Schichtsystemen stellt sie die genaueste Messmethode dar.

Härteprüfung nach Rockwell

Es existieren mehrere von dem amerikanischen Ingenieur und Firmengründer Stanley Rockwell im Jahre 1920 entwickelte Härteprüfverfahren, die für bestimmte Einsatzbereiche spezialisiert sind. Die unterschiedlichen Verfahren werden mit HR und einer anschließenden Kennung gekennzeichnet; Beispiele für eine Rockwellbezeichnung sind HRA, HRB, HRC oder HR15N. Die Rockwellhärte HRC eines Werkstoffes ergibt sich etwa nach der Norm DIN EN ISO 6508 aus der Eindringtiefe eines kegelförmigen Prüfkörpers aus Diamant. Mit einer festgelegten Prüfkraft wird dieser Kegel mit 120° Spitzenwinkel in die Oberfläche des zu prüfenden Werkstückes vorbelastet. Die eingedrungene Tiefe des Eindringkörpers dient als Bezugsebene. Danach wird der Eindringkörper mit der Hauptlast belastet und diese maximal sechs Sekunden gehalten. Anschließend wird die Hauptlast wieder entfernt, so dass nur noch die Vorlast wirksam ist. Die Differenz der Tiefen vor und nach Auflegen der Hauptlast ist das Maß für die Rockwellhärte des Werkstoffes. Die Eindringtiefe des Diamantkegels wird direkt mit einer Messuhr, die mit dem Prüfspitze verbunden ist, festgestellt. Auf der Skala der Uhr kann man die Härtewerte in Rockwelleinheiten (HRC) unmittelbar ablesen. Dieses Prüfverfahren kommt vor allem bei sehr harten Werkstoffen zum Einsatz. Als weitere Rockwelleindringköper werden Hartmetallkugeln mit einem Durchmesser von 1,5875 Millimetern (HRB, HRF, HRG) oder 3,175 Millimetern (HRE, HRH und HRK) verwendet. Die Rockwellprüfung ist sehr schnell, stellt aber hohe Ansprüche auf die Einspannung des Prüflings im Prüfgerät. Sie ist ungeeignet für Prüflinge, die im Prüfgerät elastisch nachgeben, zum Beispiel Rohre.

Härteprüfung nach Shore

Die Shore-Härte, benannt nach Albret Shore, ist ein Werkstoffkennwert für Elastomere und Kunststoffe und ist in den Normen DIN 53505 und DIN 7868 festgelegt. Der Shore-Härte-Prüfer für Gummi und ähnliche Werkstoffe besteht aus einem federbelasteten Stift, dessen Elastizität beim Eindringen in die Probe ein Maß für die entsprechende Shore-Härte des Materials ist, die auf einer Skala von 0 Shore (2,5 Millimeter Eindringtiefe) bis 100 Shore (0 Millimeter Eindringtiefe) gemessen wird. Eine hohe Zahl bedeutet eine große Härte. Bei einem Shore-Härteprüfgerät ist eine Zusatzeinrichtung notwendig, die die zu messende Probe mit einer Kraft von 12,5 Newton bei Shore-A bzw 50 Newton bei Shore-D auf den Messtisch andrückt. Bei der Bestimmung der Shore-Härte spielt die Temperatur eine höhere Rolle als bei der Härtebestimmung metallischer Werkstoffe. Deshalb wird hier die Solltemperatur von 23 °C auf das Temperaturintervall von ± 2 °C beschränkt. Die Materialdicke sollte im Bereich von 0 bis 50 Shore mindestens 9 Millimeter, bei härteren Substanzen mindestens 6 Millimeter betragen.
- Shore-A wird angegeben bei Weichelastomeren nach Messung mit einer Nadel mit abgestumpfter Spitze. Die Stirnfläche des Kegelstumpf hat einen Durchmesser von 0,79 Millimetern, der Öffnungswinkel beträgt 35°.
- Shore-D wird angegeben bei Zähelastomeren nach Messung mit einer Nadel, die mit einem 30° Winkel zuläuft und nicht abgestumpft ist. Siehe auch: Kohäsion

Die Martens-Härte

Das Martens-Härteverfahren ist nach dem deutschen Physiker Adolf Martens benannt worden und wird auch instrumentierter Eindringversuch genannt. Im Jahre 2003 wurde die Universalhärte in Martenshärte umbenannt. Das Verfahren ist in der DIN EN ISO 14577 (Metallische Werkstoffe - Instrumentierte Eindringprüfung zur Bestimmung der Härte und anderer Werkstoffparameter) genormt. Bei diesem Verfahren wird während der Belastung- und Entlastungsphase kontinuierlich die Kraft und die Eindringtiefe gemessen. Die Martenshärte (HM) wird definiert als das Verhältnis der Maximalkraft zu der dazugehörigen Kontaktfläche und wird in der Einheit Newton pro Quadratmillimeter angegeben. Anders als bei den Vickers- oder dem Brinellverfahren wird nicht nur das plastische Verhalten des Werkstoffes bestimmt, sondern es können aus der gewonnenen Messkurve auch weitere Werkstoffparameter wie zum Beispiel der Eindringmodul, das Eindringkriechen sowie plastische und elastische Verformungsarbeiten bestimmt werden. Als Eindringkörper sind folgende Formen am gebräuchlichsten: die Vickerspyramide (siehe Vickersverfahren), eine Hartmetallkugel, ein kugeliger Diamant-Eindringkörper und der Berkovich-Eindringkörper. Der Berkovich-Eindringkörper ist eine Diamantpyramide mit einer gleichseitigen dreieckigen Grundfläche. Der Öffnungswinkel der Pyramide beträgt 65°. Die Umrechnung der Eindringtiefe zur Kontaktoberfläche muss für jede Eindringkörperform bestimmt werden. Die Kontaktfläche wird für die Vickers- und Berkovich-Pyramide durch das Produkt aus dem Quadrat der Eindringtiefe und der Konstanten 26,43 errechnet.

Spezielle Härteprüfverfahren

Daneben sind einige spezielle Härteprüfverfahren üblich:
- die Universalhärteprüfung ist im Jahre 2003 in Martenshärte umbenannt worden und in der Norm DIN EN ISO 14577 (Metallische Werkstoffe - Instrumentierte Eindringprüfung zur Bestimmung der Härte und anderer Werkstoffparameter) genormt
- der Kugeleindruckversuch für Kunststoffe

Maßeinheiten

Die Mohssche Härte und die absolute Härte sind einheitenlose Größen. Die Härtewerte der Verfahren nach Vickers, Knoop und Brinell werden dagegen in Einheiten des Drucks angegeben; sie beziehen sich eigentlich auf die Einheit kp/mm². Mit Rücksicht auf Staaten, denen die Umstellung auf das Dezimalsystem und die Verwendung metrischer Einheiten wie N/mm² schwer fällt, behielt man nach der Streichung der Einheit Kilopond (kp) die Formeln für die Härtewerte in kp/mm², ließ jedoch fortan die Einheit weg, um weltweit vergleichbare Zahlenwerte zu erhalten.

Härten

Die Härte von Stählen kann während der Fertigung beeinflusst werden - siehe auch Härten. Oberhalb einer Härte von ungefähr 55 (Rockwellhärte HRC) entsprechend 600 (Vickershärte HV) enden in aller Regel die Möglichkeiten zur spanenden Bearbeitung mit geometrisch bestimmter Schneide von Oberflächen, also durch Drehen, Bohren oder Fräsen. Härtere Oberflächen müssen geschliffen werden, man spricht daher von Spanen mit geometrisch unbestimmter Schneide.

Weblinks


- [http://www.hegewald-peschke.de/06_info/leitfaden.htm Vollständiger Leitfaden zur Härteprüfung (Rockwell, Vickers, Brinell, Shore und Knoop)]
- [http://archiv.christoph-hoffmann.de/Uni/WK/Haertepruefung.pdf Zusammenfassung zu den wichtigsten Härteprüfverfahren]
- [http://www.rz.fh-ulm.de/labore/wplabor/Ausstattung/Poldihammer/poldihammer.htm Poldihammer] Kategorie:Werkstoffeigenschaft Kategorie:Mineralogie ja:硬さ

Elektrische Leitfähigkeit

Die elektrische Leitfähigkeit (Formelzeichen \sigma, griechisch sigma) gibt die Fähigkeit eines Stoffes an, elektrischen Strom zu leiten. Sie ist definiert als der Kehrwert des spezifischen elektrischen Widerstandes \rho :\sigma=\frac . In Anlehnung an die Tatsache, dass der Leitwert der Kehrwert des Widerstandes ist, wird die elektrische Leitfähigkeit oft spezifischer Leitwert genannt. Weitere häufig verwendete Formelzeichen für die elektrische Leitfähigkeit sind \kappa (kappa) und \gamma (gamma). Die SI-Einheit der elektrischen Leitfähigkeit ist S/m (Siemens pro Meter). Sehr gebräuchlich sind zudem S/cm und m/Ω
- mm², wobei 1 S/cm = 100 S/m und 1 m/Ω
- mm² = 106 S/m gilt. Eine weitere (besonders in den USA) gebräuchliche Einheit ist % IACS. Hier wird die Leitfähigkeit als Prozentwert der Leitfähigkeit reinen geglühten Kupfers ausgedrückt (sog. International Annealed Copper Standard).100 % IACS entsprechen 58 MS/m.

Stoffe mit verschiedener elektrischer Leitfähigkeit

Nach der elektrischen Leitfähigkeit unterteilt man Stoffe in
- Leiter (insbesondere alle Metalle) ::Typische Werte (bei 25°C): ::
- Silber: 62 · 106 S/m (höchste elektrische Leitfähigkeit aller Metalle) ::
- Meerwasser: ~ 5 S/m ::
- Leitungswasser: ~ 0,05 S/m ::
- reines Wasser: 5 · 10-6 S/m (wird oft auch bereits als Nichtleiter bezeichnet)
- Isolatoren oder Nichtleiter (die meisten Nichtmetalle sowie Kohlenwasserstoffe und viele organische Verbindungen) ::Typischerweise < 10-10 S/m.
- Halbleiter (beispielsweise Silizium, Germanium) ::Bei Halbleitern hängt die Leitfähigkeit von Faktoren, wie Temperatur, Druck oder Belichtung ab. Die Leitfähigkeit liegt im Bereich zwischen Leitern und Isolatoren.
- Supraleiter (verschiedene Legierungen) ::Ab einer gewissen Sprungtemperatur ist die Leitfähigkeit quasi "unendlich", der elektrische Widerstand verschwindet vollständig.

Warum ist ein Stoff elektrisch leitfähig?

Die Leitfähigkeit eines Stoffes oder Stoffgemisches hängt von der Verfügbarkeit von beweglichen Ladungsträgern ab. Dies können locker gebundene Elektronen, wie beispielsweise in Metallen, aber auch in organischen Molekülen mit delokalisierten Elektronen (die häufig durch mesomere Grenzstrukturen beschrieben werden) oder Ionen sein. Wässrige Lösungen zeichnen sich durch eine geringe Leitfähigkeit aus. Sie steigt, wenn dem Wasser Ionen, also Salze, Säuren oder Basen hinzugefügt werden. Dementsprechend hat Meerwasser eine höhere elektrische Leitfähigkeit als Süßwasser. Reines Wasser (destilliertes oder demineralisiertes) hat eine äusserst geringe Leitfähigkeit. In Halbleitern nutzt man gezielte Verunreinigungen, um die Leitfähigkeit zu beeinflussen (Dotierung). Durch Elektronendonatoren werden sie n-dotiert, durch Elemente, die weniger als vier Außenelektronen haben, p-dotiert. Durch die p-Dotierung entstehen Elektronenfehlstellen, auch Löcher genannt, die die Leitfähigkeit ebenso erhöhen wie überzählige Elektronen in n-dotierten Halbleitern. Ein Modell zur Veranschaulichung und Erklärung der Leitfähigkeit eines Kristalls ist durch das Bändermodell gegeben.

Beispiele

Weblinks


- [http://www.elektronik-kompendium.de/sites/grd/0201116.htm Elektronik-Kompendium]
- [http://www.h-mpeg.de/data/seminar_leitfaehigkeit.pdf Arbeit zur elektrischen Leitfähigkeit in Flüssigkeiten]

Siehe auch

Spezifischer Widerstand, Elektrischer Leitwert, Kohlenstoffnanoröhre, Protolyse, Supraleitung Kategorie:Physikalische Größe Kategorie:Theoretische Elektrotechnik Kategorie:Festkörperphysik

Festpunkt

Der Ausdruck Festpunkt bezeichnet:
- einen vermarkten Punkt in der Geodäsie, dessen Koordinaten (Lage und/oder Höhe) aus einer Vermessung bekannt sind. Fest- oder Fixpunkte repräsentieren das Bezugssystem einer Landesvermessung. Siehe Festpunkt (Geodäsie).
- eine bestimmte Temperatur, siehe Gefrierpunkt.

Siedetemperatur

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

Siedevorgang

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

Siedepunktskurve

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

Gleichgewichtsänderung am Beispiel des Wassers

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

Stoffabhängigkeit des Siedepunktes

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

Beispiele für Normalsiedepunkte von Reinstoffen

Chemische Elemente


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

Verbindungen

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

Homogene Mehrstoffsysteme

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

Siedepunktserhöhung

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

Siedebereich

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

Bedeutung für die Lebewesen

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

Anwendungen


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

Weblinks


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

Kochpunkt

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

Siedevorgang

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

Siedepunktskurve

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

Gleichgewichtsänderung am Beispiel des Wassers

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

Stoffabhängigkeit des Siedepunktes

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

Beispiele für Normalsiedepunkte von Reinstoffen

Chemische Elemente


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

Verbindungen

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

Homogene Mehrstoffsysteme

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

Siedepunktserhöhung

Wird in einem Lösungsmittel ein Stoff aufgelöst, dann erhöht sich der Siedepunkt des Gemisches im Vergleich zum reinen Lösungsmittel. Dies liegt vereinfacht daran, dass die Teilchen des gelösten Stoffes den Übergang der Lösungsmittelteilchen in die Gasphase behindern. Nach dem Raoultschen Gesetz von François Marie Raoult (1830-1901) ist diese Erhöhung ΔTSdp proportional zur Stoffmenge des gelösten Stoffes:
\Delta T_ = K_e \cdot b = K \cdot n
Hierbei stehen die einzelnen Formelzeichen für folgende Größen:
- ΔTSdp - Siedepunktserhöhung
- Ke - ebullioskopische Konstante
- b - Molalität des gelösten Stoffes
- K - molare Siedepunktserhöhung
- n - Stoffmenge Der Proportionalitätsfaktor ist wie dargelegt entweder die ebullioskopische Konstante (auch Siedepunktskonstante KS), also die Änderung des Siedepunktes von einem Kilogramm der Lösung gegenüber dem reinen Lösungsmittel, wobei die Stoffmenge des gelösten Stoffes ein Mol beträgt o