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Stoffreinheit (Gas)

Stoffreinheit (Gas)

Als Stoffreinheit bezeichnet man bei technischen Gasen, wie sie beispielsweise in Gasflaschen geliefert werden, die Reinheit dieser Gase. Sie wird mit Hilfe von Zahlenwerten ausgedrückt. Dabei bezeichnet die erste Ziffer die Anzahl der "Neuner", die zweite Ziffer ist die erste von "Neun" abweichende Dezimalstelle. Beispiele: Wasserstoff 6.0 = Reinheit 99,99990 Vol. % Wasserstoff Stickstoff 3.8 = Reinheit 99,98 Vol. % Stickstoff Acetylen 2.4 = Reinheit 99,4 Vol. % Acetylen - veraltete Bezeichnung für Ethin

Gas

Gas bezeichnet einen der Aggregatzustände oder einen Stoff, der sich üblicherweise in diesem Aggregatzustand befindet.

Begriffsabgrenzung

Eine Substanz wird als „Gas“ im engeren Sinne bezeichnet, wenn sie bei einer Temperatur von 20 °C (Raumtemperatur) und einem Druck von 1 atm (sog. Standardbedingungen) im gasförmigen Aggregatzustand vorliegt. Allgemeiner bezeichnet man auch den gasförmigen Zustand einer Substanz selbst als Gas, unabhängig von der Temperatur. Zusammen mit den Flüssigkeiten zählt man Gase im Sinne eines gasförmigen Zustandes zu den Fluiden.

Eigenschaften

Fluid Der idealisierte gasförmige Aggregatzustand, man spricht von einem idealen Gas, zeichnet sich durch die vollkommen freie Beweglichkeit der einzelnen Atome und/oder Moleküle entsprechend der kinetische Gastheorie aus. Dies hat zur Folge, dass ein Gas kompressibel ist, also sein Volumen dem herrschenden Druck anpasst und gilt bis auf wenige Einschränkungen auch für reale Gase. Gase besitzen dabei auch Eigenschaften von Flüssigkeiten: sie haben die Fähigkeit zu fließen und widerstehen Deformation nicht, obgleich sie über eine Viskosität verfügen. Anders als Flüssigkeiten besitzen Gase jedoch kein festgelegtes Volumen und füllen daher immer den gesamten zur Verfügung stehenden Raum vollständig und gleichmäßig aus. Dies liegt darin begründet, dass das Gesamtsystem den Zustand höchster Entropie anstrebt (zweiter Hauptsatz der Thermodynamik) und ein solcher Zustand einer statistischen Gleichverteilung der Gasteilchen in diesem Raum entspricht. Den Übergang vom gasförmigen in den flüssigen Aggregatzustand bezeichnet man als Kondensation, den Übergang vom gasförmigen in den festen Aggregatzustand als Resublimation.

Lagerung

Um eine möglichst große Menge an Gas in einen Behälter zu bringen, also eine hohe Dichte zu erhalten, wird das Gas stark komprimiert. Damit der Behälter dabei dem Gasdruck standhält, werden meist zylinderförmige oder kugelförmige Körper wie bei Gasflaschen, Gaskesseln oder ehemals Gasometern eingesetzt. Der Gasdruck selbst ist ein hydrostatischer Druck.

Verwandte Themen


- Dampf ist ein Stoff in gasförmigem Zustand, der üblicherweise fest oder flüssig ist.
- Liste der Dichte gasförmiger Stoffe
- Angabe der Stoffreinheit bei technischen Gasen
- Spezielle Arten von Gasen und Gasgemischen, siehe :Kategorie:Gas.
- Physikalische Eigenschaften von Gasen, siehe Gasgesetze.

Weblinks

Kategorie:Chemie Kategorie:Thermodynamik ja:気体 ko:기체 ms:Gas simple:Gas

Reinheit

Die Reinheit eines Stoffes bezeichnet in der Chemie das Verhältnis eines erwünschten Stoffes zum gesamten Stoffgemisch. Im Reinfall ist diese Proportion genau 1 (eins), das heißt, die Konzentrationen fremder Stoffe sind vernachlässigbar. Im moralischen Sinne versteht man unter Reinheit die Einhaltung von Tugend, insbesondere der Keuschheit. Siehe auch: Reinheitsgebot, Reinigung, rein, Stoffreinheit (Gas) Kategorie:Chemie Kategorie:Wertvorstellung

Stickstoff

Der Name Stickstoff bezeichnet das chemische Element aus dem Periodensystem der Elemente mit dem Symbol N und der Ordnungszahl 7. Man spricht auch von atomarem Stickstoff. Elementar tritt Stickstoff jedoch nur in Form eines kovalenten Homodimers, einer chemischen Verbindung aus zwei Stickstoff-Atomen, auf (→ molekularer Stickstoff, auch Distickstoff (vgl. Disauerstoff), Summenformel N2). Molekularer Stickstoff ist ein Hauptbestandteil der Luft. Er ist in der Umwelt ein wichtiger Dünger, der durch Stickstofffixierung auf natürlichem Wege im Humus angereichert wird. In atomarer Form ist er als Baustein der Proteine ein wichtiges Hauptnährelement aller Organismen. Stickstoff ist ein zentrales Element im Stickstoffkreislauf der Ökosysteme und wurde, da es in Mineralien relativ selten auftritt, auf der Erdoberfläche und im Wasser fast ausschließlich biotisch angereichert. Das Elementsymbol N leitet sich von der lateinischen Bezeichnung nitrogenium (von altgriech. νιτρον „Laugensalz“ und altgriech. γενος „Herkunft“) ab. Die deutsche Bezeichnung Stickstoff erinnert daran, dass molekularer Stickstoff Flammen löscht („erstickt“).

Geschichte

Nitrate und Ammoniumsalze wurden schon von Alchemisten verwendet. Carl Wilhelm Scheele wies 1771 Stickstoff als Bestandteil der Luft nach. Erstmals im Jahr 1774 wurde Ammoniak von Joseph Priestley dargestellt. Durch die Einführung des Frank-Caro-Verfahrens (Kalkstickstofferzeugung nach Adolf Frank und Heinrich Caro) wurde der Luftstickstoff erstmals Anfang des 20. Jh. nutzbar gemacht. Ebenfalls Anfang des 20. Jahrhunderts wurden weitere wichtige Verfahren großtechnisch verfügbar. Zu diesen Verfahren zählen unter anderem die Gewinnung von Salpetersäure (Birkeland-Eyde-Verfahren, nach Kristian Birkeland und Sam Eyde), die katalytische Ammoniakverbrennung nach Wilhelm Ostwald sowie die Ammoniaksynthese nach Fritz Haber und Carl Bosch. 1906 gelang es dem niederländischen Physiker Heike Kamerlingh Onnes erstmals flüssigen Stickstoff mit -195,80 °C herzustellen.

Vorkommen

In der Erdatmosphäre sind 75,5 Massen-Prozent oder 78,7 Volumen-Prozent Stickstoff enthalten. In der Erdkruste kommt Stickstoff nur zu 0,03 % vor. Stickstoffhaltige Mineralien sind relativ selten. In der Natur gibt es zahlreiche wichtige organische Stickstoffverbindungen, wie beispielsweise Eiweiße und Nukleinsäuren. In Form der anorganischen Nitrate und Ammoniumverbindungen erfolgt die Aufnahme bei Pflanzen über die Wurzeln. Umgekehrt werden beim Abbau organischen Materials (beispielsweise durch Verwesung) diese Verbindungen wieder frei gesetzt und stehen dem Stoffkreislauf wieder zur Verfügung (Stickstoffkreislauf).

Gewinnung/Darstellung

Primär wird Stickstoff heute durch die fraktionierte Destillation verflüssigter Luft gewonnen. Dieser ist aber meistens noch durch Sauerstoff und Edelgase verunreinigt. Für das Entfernen des verbliebenen Sauerstoffs gibt es eine biologische Methode unter Verwendung von Reis-Keimlingen. Großtechnisch erfolgt die Herstellung von Stickstoff im Rahmen des Haber-Bosch-Verfahrens zur Ammoniak-Synthese. Eine andere Möglichkeit ist das Binden des Luftsauerstoffs unter Erhitzen an Kohle und das anschließende Auswaschen des entstandenen Kohlendioxids. Der Luftsauerstoff kann auch durch das Überleiten der Luft über glühendes Kupfer oder durch eine alkalische Pyrogallol- bzw. Natriumdithionit-Lösung entfernt werden. Im Labor kann reiner Stickstoff durch Erhitzen auf einer wässrigen Ammoniumnitrit-Lösung oder einer Lösung des Gemisches Ammoniumchlorid/Natriumnitrit etwa 70 °C dargestellt werden: \mathrmT\mathrm Alternativ ist eine Thermolyse von Natriumazid möglich, die zur Darstellung von spektroskopisch reinem Stickstoff verwendet wird. \mathrmT\mathrm

Eigenschaften

Molekularer Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei tiefen Temperaturen zu einer farblosen Flüssigkeit kondensiert. Stickstoff ist in Wasser wenig löslich (2,33 ml Stickstoff in 100 ml Wasser bei 0 °C). Stickstoff geht in seinen Verbindungen vorzugsweise kovalente Bindungen ein. In der 2s2p3 Elektronenkonfiguration führt die Bildung von drei Kovalenzen zur Oktettkomplettierung. Verbindungen, in denen dieser Bindungstypus vorkommt, sind beispielsweise:
- Ammoniak
- Amine
- Hydrazin
- Hydroxylamin Diesen Verbindungen ist allen eine trigonale pyramidale Struktur und ein freies Elektronenpaar zu eigen. Über dieses freie Elektronenpaar können diese Verbindungen als Nukleophile und als Basen agieren. Der in der Natur vorkommende molekulare Distickstoff N2 ist durch die im Stickstoffmolekül vorhandene stabile Dreifachbindung und die damit verbundene hohe Bindungsdissoziationsenergie von 942 kJ/mol sehr reaktionsträge. Entsprechend hoch ist die erforderlichen Aktivierungsenergie, die gegebenenfalls durch geeignete Katalysatoren verringert werden kann. In einer Veröffentlichung im August 2004 gaben Forscher vom Max-Planck-Institut für Chemie in Mainz bekannt, dass sie unter Drücken von über 110 GPa bei einer Temperatur von über 2000 K eine neue kristalline Form, sogenannten polymeren Stickstoff mit Einfachbindungen erzeugt haben [http://www.mpg.de/bilderBerichteDokumente/dokumentation/pressemitteilungen/2004/pressemitteilung200408022/index.html].

Isotope

Neben den beiden natürlichen Isotopen 14N und 15N gibt es künstliche Isotope mit Massenzahlen von 12 bis 19. Deren Halbwertszeit beträgt zwischen 9,97 Minuten und 11 Millisekunden.

Verbindungen

Verbindungen, in denen Stickstoff vorkommt:
- Stickstoffmonoxid
- Stickstoffdioxid
- Stickstofftetroxid
- Distickstoffoxid
- Aminosäuren
- Peptide
- Proteine
- Spermin
- Jodstickstoff
- Farbstoffe
- Nitrate, Nitrite, Nitride

Verwendung

Technisch wird Stickstoff zur Synthese von Ammoniak und Kalkstickstoff sowie als Schutzgas beim Schweißen, als Lampenfüllung und bei chemischen Reaktionen verwendet. Darüber hinaus finden Stickstoffverbindungen mannigfaltige Anwendungen im Bereich der organischen Chemie und dienen als Düngemittel. Stickstoff wird auch zur Füllung von Autoreifen angeboten. Es ist bisher nicht nachgewiesen, dass dies für Fahrzeugreifen im Straßenverkehr irgendeinen Vorteil bewirkt. Kritiker vermuten, dass es sich lediglich um eine PR-Masche der Anbieter handelt. Aufgrund der geringen Siedetemperatur wird flüssiger Stickstoff als Kältemedium in der Kryotechnik eingesetzt. Der Stickstoff entzieht dabei dem Kühlgut die nötige Verdampfungswärme. Vorteilhaft gegenüber der Verwendung von flüssigem Sauerstoff bei ähnlichem Siedepunkt sind die inerten Eigenschaften des Stickstoffs. Flüssiger Stickstoff wird zur Kühlung von Hochtemperatursupraleitern sowie zur Lagerung biologischer und medizinischer Proben verwendet. Im Tiefbau wird er zur Bodenvereisung eingesetzt.

Nachweis

Stickstoff, der in organisch gebundener Form vorliegt, kann qualitativ mittels Lassaignesche Probe und quantitativ mittels der Kjeldahlsche Stickstoffbestimmung oder Elementaranalyse erfasst werden.

Weblinks

Kategorie:Gruppe-15-Element Kategorie:Periode-2-Element Kategorie:Nichtmetall Kategorie:Löschmittel Kategorie:Gas ja:窒素 ko:질소 simple:Nitrogen th:ไนโตรเจน

Ethin

Ethin (veraltet auch Acetylen oder in der Schweiz Azetylen) ist ein farbloses Gas mit der Summenformel C2H2. Es ist der einfachste Vertreter aus der homologen Reihe der Alkine.

Molekül

Das Molekül ist aufgrund der sp-Hybridisierung der Kohlenstoffatome vollkommen planar und linear gebaut. Die Kohlenstoffdreifachbindung hat eine Länge von 120 Picometer, die Kohlenstoff-Wasserstoffbindung ist 106 Picometer lang. Alle Bindungswinkel betragen 180°. Die Elektronen sind im Ethinmolekül energetisch gut verteilt, die beiden Kohlenstoffatome ziehen die Elektronen im Ethinmolekül stärker an als im Ethenmolekül und die Elektronen sind rotationssymmetrisch angeordnet.

Geschichte

Ethin wurde 1836 von Edmund Davy entdeckt, als er calciniertes Kaliumtartrat mit Holzkohle erhitzte um Kalium herzustellen, er schrieb seine Beobachtungen jedoch lediglich in sein Laborjournal. 1863 wurde Ethin zum ersten Mal von Friedrich Wöhler aus Calciumcarbid hergestellt. Marcellin Berthelot konnte im selben Jahr Ethin aus den Elementen Kohlen- und Wasserstoff herstellen. 1866 beobachtete Marcellin Berthelot, dass Ethin bei hohen Temperaturen zum Benzol cyclisiert. 1881 wurde Ethanal von Kutscheroff zum ersten Mal aus dem Ethin hergestellt. Die Carbidlampe, welche Ethin als Brenngas verwendet, wurde im Jahr 1902 erstmals in Duluth (Minnesota) patentiert. Um 1930 entwickelte sich in Deutschland die Reppe-Chemie (Ethin-Chemie), da Walter Reppe die Explosionsgefahr des unter Druck gelagerten Ethins minimieren konnte und mit seinen Mitarbeitern viele neue Reaktionen zugänglich machte. Die Reppe-Chemie wird in vier Hauptreaktionen zusammengefasst: die Vinylierung, die Cyclisierung, die Ethinylierung und die Carbonylierung des Ethins, die alle bei höheren Drücken ablaufen. Ethin wurde in der organischen Synthese jedoch nach dem Zweiten Weltkrieg vom Ethen weitestgehend verdrängt, weil Ethin teurer herzustellen ist, während Ethen bei industriellen Prozessen in Massen anfällt, seitdem sich die Petrochemie nach dem Zweiten Weltkrieg auf das Erdöl stützt. Dennoch ist es immer noch für eine nicht unbedeutende Anzahl von Synthesen wichtig. Giulio Natta polymerisierte Ethin 1958 zum ersten Mal zu Polyethin, dem ersten Halbleiterpolymer, das jedoch an Luft unbeständig ist. Alan Heeger und Alan MacDiarmid aus den USA, sowie der Japaner Hideki Shirakawa zeigten 1976, dass es bei einer Dotierung des Polyethins mit Oxidationsmitteln zu einem sehr starken Anstieg der elektrischen Leitfähigkeit kommt. Die drei Wissenschaftler erhielten im Jahr 2000 den Chemienobelpreis für ihre Arbeit bei der Entwicklung elektrisch leitfähiger Polymere.

Eigenschaften und Gefahren

In reinem Zustand ist Ethin geruchlos. Aus Carbid hergestelltes Ethin hat oft einen unangenehmen, leicht knoblauchähnlichen Geruch, der von Verunreinigungen herrührt. Meistens handelt es sich dabei um Phosphan, Ammoniak und Schwefelwasserstoff, die bei der technischen Herstellung aus Carbiden mitentstehen. In einem Liter Wasser sind nur 16,6 g Ethin löslich, in Alkohol und Aceton dagegen ist es sehr gut löslich. Die gute Löslichkeit in Aceton wird ausgenutzt, um Ethin in Stahlflaschen abzufüllen. Die Flaschen sind mit Kieselgur gefüllt, die mit Aceton gesättigt sind. In einem Liter Aceton lösen sich bei 12,4 bar 350 g Ethin. Diese Maßnahme ist notwendig, weil reines Ethin beim Komprimieren explodiert, wenn der Druck 100 kPa übersteigt, und in Wasserstoff und Ruß zerfällt. In Wasser löst es sich zu einer schwachen Säure mit einer Säurekonstante von 20. Der Flammpunkt liegt bei -136 °C, die Zündtemperatur bei 305 °C. Der Heizwert ist 56.490 kJ/Nm3. Ethin verbrennt an der Luft mit leuchtender, stark rußender Flamme, die Flamme wird bis zu 1.900 °C heiß, bei der Verbrennung mit reinem Sauerstoff sogar bis zu 3.200 °C, dieses Ethin-Sauerstoff-Gemisch nennt man auch Ethin-Knallgas. Ethin ist hochentzündlich, jedoch im reinem Zustand ungiftig. Zwischen einem Luftvolumenanteil von 2,5 bis 82 Prozent bildet es explosive Gemische. Ethin kann über Inhalation aufgenommen werden und führt zu Schwindel und Teilnahmslosigkeit. Eine Maximale Arbeitsplatz-Konzentration ist jedoch nicht festgelegt.

Vorkommen und Herstellung

Ethin hat auf der Erde kein natürliches Vorkommen, in der Atmosphäre des Jupiters sowie in interstellarer Materie wurde es allerdings schon nachgewiesen. Die jährliche Weltproduktion lag 1998 bei 122.000 Tonnen. Großtechnisch wird Ethin mittels Hochtemperaturpyrolyse von leichten oder mittleren Erdölfraktionen oder Erdgas bei 2.000 °C hergestellt. Nach der Pyrolyse wird das entstandene Gasgemisch schnell unter 200 °C abgekühlt (gequencht), um die weitere Zersetzung zum elementaren Kohlenstoff und Wasserstoff zu vermeiden. Man erhält dann ein Ethin-Ethen-Gemisch aus dem das Ethin fraktioniert wird. Die Wärmeübertragung kann verschieden erfolgen, das modernste Verfahren ist die Wasserstoff-Lichtbogen-Pyrolyse, ein älteres aber noch häufig verwendetes Verfahren ist die Lichtbogen-Pyrolyse.
- \mathrm Ethin entsteht bei der Reaktion von Carbiden mit Wasser. Dieses Verfahren wird vor allem im Labormaßstab und zum Beispiel in der Carbidlampe benutzt.
- \mathrm Die direkte Herstellung aus Wasserstoff und Kohlenstoff ist technisch unbedeutend. Sie erfolgt im Lichtbogen bei ungefähr 2.500 °C.
- \mathrm Weiter wird Ethen, das bei der Erdölverarbeitung anfällt, zu Ethin dehydriert. Außerdem entsteht es bei der unvollständigen Verbrennung von Methan, dieses Verfahren ist aber nicht wirtschaftlich. Das thermochemische HTP-Verfahren (Hochtemperaturpyrolyse) ermöglicht eine besonders effiziente Gewinnung von Acetylen.

Verwendung

Ungefähr 80 Prozent des Ethins wird für die organische Synthese verwendet. Durch Addition von Halogenwasserstoffen werden Vinylhalogenide und Polyvinylhalogenide, zum Beispiel Vinylchlorid oder Polyvinylchlorid hergestellt. Durch Addition von Essigsäure wird Vinylacetat und Polyvinylacetat hergestellt, durch Addition von Alkohol Vinylether und Polyvinylether. Außerdem werden Cyclooctatetraen, Acrylsäure, Essigsäure, 1,3- sowie 1,4-Butandiol, Propargylalkohol, 2-Butin-1,4-diol, Vinylethin, Bernsteinsäure, Neopren, Chloropren, Vinylester, Polyvinylester, höhere Alkohole, und Monochlorethansäure aus Ethin synthetisiert. Besonders die hergestellten Polymere sind von industrieller Bedeutung. Seltener wird aus Ethin Benzol, Butadien, Ethanol, Acrylnitril und Polyacrylnitril, Vinylhalogenide, Acrylsäure und Ethanal hergestellt. Der aus Ethin gewonnene Acetylenruß wird als Kautschukzusatz bei der Herstellung von schwarzem Gummi oder zur Produktion von Druckerschwärze sowie in Batterien eingesetzt. Aufgrund der hohen Bindungsenergie der Dreifachbindung wurde Ethin auch zu Beleuchtungszwecken (Carbidlampe) verwendet und wird heutzutage häufig als Dissousgas zum autogenen Schweißen und Schneiden verwendet. Im Handel wird es in kastanienbraunen (früher gelben) Flaschen verkauft. Bis in die 1950er Jahre wurde reines Ethin in 60% Mischung, dieses wird auch Narcylen genannt, als Narkosemittel verwendet, als es jedoch zu Explosionen kam, wurde es nicht mehr verwendet. In der industriellen Terpen-Synthese, die vor allem als Duft- und Aromastoffe verwendet werden, spielt die Ethinylierung eine Rolle, schon im Grundschritt für alle Terpen-Synthesen wird Ethin mit Aceton in Gegenwart einer Base zum 3-Butin-2-ol ethinyliert, auch in weiteren höheren Schritten findet sich die Ethinylierung immer wieder. Auch bei der Synthese von Vitamin A findet eine Ethinylierung statt: so wird in einem Schritt β-Ionon zu Ethinylionol ethinyliert.

Reaktionen

:\mathrm :Ethin löst sich in Wasser zu einer sehr schwachen Säure. :\mathrm :In ammoniokalischen Lösung reagiert es unter Bildung von Acetyliden, Metallacetylide sind extrem schlagempfindlich und explodieren leicht. So reagiert Ethin in einer Silbernitrat-Lösung zu Silberacetylid. :\mathrm :Bei hohem Druck zerfällt Ethin zu Ruß und Wasserstoff. :\mathrm :Es kann zu Ethen und schließlich zu Ethan hydriert werden. :\mathrm :Ethin reagiert mit Chlor zu Kohlenstoff und Chlorwasserstoff. :\mathrm :Halogene lassen sich aber auch addieren: so entsteht bei Addition mit Chlor erst Dichlorethen und bei erneuter Addition Tetrachlorethan. Die Addition von Halogen an Ethin erfolgt aber langsamer als beim Ethen, da die Ladungsverteilung im Ethinmolekül energetisch günstiger ist. Nach dem gleichen Reaktionsmechansismus kann es nuch auch Brom entfärben. Auch in einer Kaliumpermanganat-Lösung reagiert es, hier läuft die Reaktion aber wesentlich schneller ab, da es sich um keine Additionsreaktion handelt, sondern um eine Redox-Reaktion, und Ethin ein gutes Reduktionsmittel ist. Die Carbide lassen sich deshalb als Salze des Ethins auffassen, weil Ethin die Kohlenstoffatome bei der Redoxreaktion wie folgt reagieren: :\mathrm :\mathrm :Mit Halogenwasserstoffen können Vinylhalogenide hergestellt werden. So reagiert Ethin mit Chlorwasserstoff zu Vinylchlorid. center :Es kann zu mithilfe eines Katalysators zu Vinylalkohol hydratisiert werden, welches zu Ethanal umgewandelt werden kann. center center :Bei Temperaturen über 400 °C findet die Pyrolyse des Ethins statt, es entsteht durch Cyclisierung Benzol und auch durch Dimerisation Vinylethin. Bei der Pyrolyse über 900 °C entsteht hauptsächlich Ruß. center :Es kann auch zum Beispiel zum Cyclooctatetraen cyclisiert werden, die Cyclisierung von 4 Ethinmolekülen kann aber auch zum Styrol erfolgen. center :Bei der Carbonylierung wird Ethin mit Kohlenmonoxid und Wasser an Katalysatoren wie zum Beispiel Nickeltetracarbonyl zu ungesättigten Carbonsäuren umgesetzt. So entsteht bei obiger Reaktion Propensäure. center :Bei der Vinylierung des Ethin geht die Kohlenstoffdreifachbindung in eine Zweifachbindung über, so können zum Beispiel Alkohole und Carbonsäuren an Ethin addiert werden. Werden Alkohole addiert so ergeben sich Vinylether, Carbonsäuren ergeben Vinylester. center :Bei der Ethinylierung bleibt die Kohlenstoffdreifachbindung des Ethins erhalten. So reagiert Ethin mit Aceton zu 3-Butin-2-ol. center :Beim Erhitzen an Ziegler-Natta-Katalysatoren polymerisiert Ethin zu Polyethin (im Bild trans-Polyethin). An Kupfer-Katalysatoren kann es zum Cupren polymerisieren.

Literatur


- Paul Hölemann und Rolf Hasselmann: Die Anreicherung von Phosphor- und Schwefelverunreinigungen in Acetylen-Flaschen. Westdt. Verl. (1959)
- Paul Hölemann und Rolf Hasselmann: Die Abhängigkeit des Volumens gesättigter Acetylen-Aceton-Lösungen von Temperatur und Konzentration. Westdt. Verl. (1959)
- Paul Hölemann und Rolf Hasselmann: Bestimmung des Dampfdruckes und der Verdampfungswärme von flüssigem Acetylen. Westdt. Verl. (1959)
- Paul Hölemann und Rolf Hasselmann: Die Druckabhängigkeit der Zündgrenzen von Acetylen-Sauerstoffgemischen. Westdt. Verl. (1961)

Weblinks


- [http://www.pas-berlin.de/chemie/gk-ch3/Ethinchemie.html Ethinchemie]
- [http://www.ansyco.de/IR-Spektren/index2.html?Acetylen.html~Liste-A.html IR-Spektrum des Ethins]
- [http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/tip/03_02.htm Reaktionen des Ethins] Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Alkin ja:アセチレン

Bittergourd

The bitter melon (), also called bitter gourd, karela (from Hindi), pavakka (from Tamil), balsampear, or balsamapple, is the edible fruit of the tropical and subtropical plant Momordica charantia, named from its bitter taste, considered the most bitter among all edible vegetables. The young shoots and leaves of the plant may be eaten as greens, and are not particularly bitter. greens The bitter melon has a distinct warty texture and an oblong shape, about 10 to 20 cm long with bluntly tapering ends. It is most often eaten green, but can also be eaten when it has ripened and turned yellowish or reddish orange. The seeds are white in raw fruits and become red when they are ripe. There are two varieties of this vegetable. The large kind is long, oblong and pale green in color. The other kind is small, litte oval and dark green. Both turn orange when ripe. The original home of bitter gourd is not known except that it is a native of the tropics. It is widely grown in South Asia and Southeast Asia, as well as in China and the Caribbean. It is often used in Chinese cooking for its bitter flavour. It is also cultivated extensively all over India and a type of chips called karela chips are quite relished. It is however seldom mixed with other vegetables due to its extreme bitterness. Bitter melons also have various uses as traditional medicine around the world, and has potential use for treating HIV infections. Bitter melon is also used often in Okinawan cuisine; it is called gōyā in Okinawa. In Indian ayurvedic medicine, it is popularly seen as a "plant-insulin" and is thus highly recommended for diabetics. It is called ampalaya and prepared into a dish in the Philippines. Even in western medicine due to its high nutrition content it is advised that patients take this vegetable regularly.

References


-

External links


- [http://www.rain-tree.com/bitmelon.htm Rain-tree]
- [http://www.itis.usda.gov/servlet/SingleRpt/SingleRpt?search_topic=TSN&search_value=22397 ITIS report]
- [http://herbal-medicine.philsite.net/ampalaya.htm Ampalaya (Momordica Charantia)] Category:Cucurbitaceae Category:Chinese cuisine Category:Vegetable-like fruits Ampalaya ja:ツルレイシ ms:Peria

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