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Chemilumineszenz

Chemilumineszenz

Wird bei einer Chemischen Reaktion Licht abgestrahlt, wobei das Licht nicht als Ergebnis einer hohen Temperatur entstehen darf, so handelt es sich um Chemilumineszenz (auch Chemolumineszenz oder Chemisches Licht genannt). Siehe auch Lumineszenz.

Grundlage

Wie bei allen Prozessen, bei denen Licht emittiert wird, ist die Emission eine Folge des Überganges eines Elektrons vom angeregten Zustand in den Grundzustand.
Im Gegensatz zur Fluoreszenz oder Phosphoreszenz wird bei der Chemilumineszenz dieser angeregte Zustand im Verlauf einer chemischen Reaktion erreicht. Die Biolumineszenz ist der Spezialfall der Chemilumineszenz für biologische Systeme.

Entdeckung

Die erste Chemilumineszenz-Reaktion wurde bereits 1669 vom Hamburger Alchemisten Heinrich Henning Brand entdeckt ("Phosphorus Mirabilis").

Anwendung

Die bekannteste Chemilumineszenz-Reaktion ist wahrscheinlich die Oxidation von Luminol mit Wasserstoffperoxid in Gegenwart von Eisen- oder Mangan ionen, die vor allem von der Polizei genutzt wird um Blutspuren sichtbar zu machen. In Geschäften für Anglerbedarf kann man Kunststoffröhrchen kaufen, die beim Knicken (Knicklichter) ein intensives, verschiedenfarbiges, lang anhaltendes Licht abgeben. Dieses Licht wird ebenfalls durch Chemilumineszenz erzeugt. In den Röhrchen befinden sich ein Oxalsäureester, ein Farbstoff (dessen Emission die Farbe des Lichtes bestimmt) und ein Röhrchen mit Wasserstoffperoxyd. Wird das Röhrchen mit Wasserstoffperoxyd zerbrochen startet die [http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/peroxyoxalat.htm Peroxyoxalat - Chemilumineszenz]. Die Chemilumineszenz der [http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/dioxetane.htm 1,2-Dioxetane] ist die wohl kommerziell erfolgreichste Chemilumineszenz-Reaktion. Sie findet in der Biochemie und in der medizinischen Diagnostik Anwendung, wenn es darum geht, geringste Spuren bis hin zu einzelnen Molekülen sicher nachzuweisen.

Literatur

- S. Albrecht, H. Brandl, Th. Zimmermann, Chemilumineszenz, Hüthig Verlag Heidelberg, 1996 Kategorie:Chemie

Chemische Reaktion

Eine chemische Reaktion ist ein Vorgang, bei dem die spezifischen Eigenschaften der Ausgangsstoffe (Edukte) verändert werden. Es entstehen Stoffe mit anderen spezifischen Eigenschaften (Produkte). Spezifische Eigenschaften können Farbe, Geruch, Viskosität, Dichte, Festpunkt, Siedepunkt, optische Aktivität usw. sein. Der Ablauf chemischer Reaktionen wird als Reaktionsgleichung dargestellt: Edukt(e) → Produkt(e) Bei einer chemischen Reaktion werden chemische Bindungen gelöst und neue geknüpft. Die Elemente der Eddukte treten bei den Produkten in neuen Kombinationen wieder auf.

Abgrenzung zu physikalischen Vorgängen

Alle chemischen Reaktion sind von physikalischen Veränderungen der Stoffe begleitet. Es sind Abgabe oder Aufnahme von Energie, Änderungen des Aggregatszustandes oder der Farbe beobachtbar. Bei physikalischen Vorgängen ändern sich nicht die stoffspezifischen sondern nur physikalische Eigenschaften wie Wärmeinhalt, Aggregatzustand und Größe. Die Unterscheidung zwischen chemischer Reaktion und physikalischem Vorgang ist nicht immer klar definierbar; so gilt die Auflösung von Natrium in Ammoniak als chemische Reaktion, obwohl nach dem Eindampfen des Ammoniaks Natrium übrigbleibt und nicht - wie im Fall einer chemischen Reaktion zu erwarten wäre - irgendeine Verbindung aus Natrium und Stickstoff.

Erhaltungssätze bei chemischen Reaktionen

#Erhaltung der Elemente: Edukte und Produkte enthalten die selben Elemente. Es können keine Elemente entstehen oder verschwinden. (Dieser Erhaltungssatz wurde von Daniel Sennert 1618 formuliert. Er bedeutet eine Absage an den Anspruch der Alchemisten, aus nicht-goldhaltigen Stoffen Gold erzeugen zu können.) #Erhaltung der Masse: Die Summe der Masse der Edukte ist gleich der Summe der Masse der Produkte. (Joachim Jungius, 1662 und Michail Wassiljewitsch Lomonossow, 1748). Beispiel: 1,00 g Eisen und 0,57 g Schwefel reagieren vollständig zu 1,57 g Eisensulfid (FeS). #Das Gesetz der konstanten Proportionen besagt, dass chemische Verbindungen die Elemente in einem unveränderlichen, für die jeweilige Verbindung charakteristischen Massenverhältnis enthalten. (Jeremias Benjamin Richter, 1792 und Joseph-Louis Proust, 1799). Bei der Reaktion von Eisen mit Schwefel zu Eisensulfid reagiert nur ein Gemisch von Eisen und Schwefel im Massenverhältnis 1 : 1,75 vollständig. Bei Eisendisulfid (Eisenkies) beträgt das Massenverhältnis 1 : 0,875. #Das Gesetz der multiplen Proportionen besagt, dass sich in verschiedenen Verbindungen, die aber die selben Elemente enthalten, die Massenverhältnisse selbst im Verhältnis ganzer Zahlen stehen. (John Dalton, 1808) Beispiel: Das Massenverhältnis von Eisensulfid (1,75) verhält sich zum Massenverhältnis von Eisendisulfid (0,875) wie 2 : 1 #Das Prinzip der konstanten Volumenproportionen besagt, dass bei Reaktionen in der Gasphase die Volumina der Edukte zu den Volumina der Produkte im Verhältnis ganzer Zahlen stehen. (Joseph Louis Gay-Lussac und Alexander von Humboldt, 1808) Beispiel: Bei der Synthese von Ammoniak aus den Elementen stehen die Volumina von Stickstoff, Wasserstoff und Ammoniak im Verhältnis 1 : 3 : 2. #Edukte und Produkte enthalten die selbe Anzahl an Elementatomen. Dies wird in einer Reaktionsgleichung bei gegebenen Formeln der Stoffe durch geeignete Wahl der Koeffizienten erreicht. #Die Summe der elektrischen Ladungen der Edukte ist gleich der Summe der elektrischen Ladungen der Produkte. (Ladungsausgleich)

Stoffumwandlung

Bei einer chemischen Reaktion werden chemische Stoffe in andere Stoffe umgewandelt. Je nach dem, ob Elemente oder Verbindungen bei den Edukten oder Produkten auftreten, unterscheidet man zwei Reaktions-Grundtypen:

Synthese

Zwei Elemente treten zu einer Verbindung zusammen: A + B → AB Beispiel: Die Elemente Magnesium und Iod bilden die Verbindung Magnesiumiodid

Mg + I_2 \rightarrow MgI_2\!

Analyse

Eine Verbindung wird in ihre Elemente zerlegt: AB → A + B Beispiel: Wasser wird durch Elektrolyse in Sauerstoff und Wasserstoff zerlegt.

2H_O \rightarrow O_2 + 2 H_2

Alle anderen Reaktionstypen lassen sich aus Analyse und Synthese zusammensetzen:

Einfache Umsetzung

Hier reagiert ein Element mit einer Verbindung, wobei ein anderes Element und eine neue Verbindung entsteht: A + BC → AB + C Beispiel: Elementares Chlor setzt aus Natriumiodid elementares Iod frei und es bildet sich Natriumchlorid (Kochsalz).

Cl_2 + 2\;NaI \rightarrow 2\;NaCl + I_2

Eine einfache Umsetzung kann man aus den beiden Teilreaktionen Analyse und Synthese zusammengesetzt vorstellen: Analyse: BC → B + C Synthese: A + C → AC Summengleichung: A + BC → AC + B

Doppelte Umsetzung

Hier reagieren zwei Verbindungen so miteinander, dass zwei neue Verbindungen entstehen: AB + CD → AD + CB Beispiel: Wird eine Lösung von Magnesiumiodid mit einer Lösung von Bleichlorid vermischt, fällt gelbes Bleiiodid aus, in der Lösung bleibt Magnesiumchlorid zurück.

MgI_2 + PbCl_2 \rightarrow MgCl_2 + PbI_2 \downarrow

Ein doppelte Umsetzung kann man sich aus zwei Analyse- und zwei Synthesereaktionen zusammengesetzt vorstellen: Analyse 1 AB → A + B Analyse 2 CD → C + D Synthese 1 A + D → AD Synthese 2 B + C → CB Summengleichung: AB + CD → AD + CB

Weitere Möglichkeiten

- Bei der Bruttogleichung der Photosynthese entstehen aus den Verbindungen Wasser und Kohlenstoffdioxid die Verbindung Traubenzucker und das Element Sauerstoff.

Donator-Akzeptor-Prinzip

Säure-Base-Reaktionen und Redoxreaktionen lassen sich beide auf das Donator-Akzeptor-Prinzip zurückführen. In beiden Fällen entstehen die Produkte durch Austausch von Elementarteilchen zwischen den Edukten.

Säure-Base-Reaktionen

Diese Reaktionen beruhen auf einem Austausch von Protonen zwischen den Edukten. Sie können als Sonderfall einer doppelten Umsetzung (siehe oben) angesehen werden. Als Edukte dienen stets eine Säure und eine Base. Die Säure als Protonendonator gibt dabei mindestens ein Proton an die Base als Protonenakzeptor ab. Beispiel: Beim Auflösen von Chlorwasserstoffgas in Wasser entsteht Salzsäure. Hierbei dient der Ampholyt Wasser als Base. HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^- Säure-Base-Reaktionen lassen sich in zwei Teilreaktionen zerlegen, die beide als Protolyse bezeichnet werden: #Protonenabgabe: HCl → Cl^- + H⁺ #Protonenaufnahme: H₂O + H⁺ → H₃O⁺ Beispiel: Chlorwasserstoffgas reagiert mit Ammoniakgas zu festem Ammoniumchlorid (Salmiak). HCl + NH₃ → NH₄Cl Beispiel: Ammoniak reagiert mit dem Ampholyt Wasser, das jetzt als Säure fungiert, zu einer basischen Lösung. NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^- Einen Sonderfall der Säure-Base-Reaktion stellt die Neutralisation dar, bei der eine saure Lösung mit einer basischen Lösung zu einer neutralen Lösung reagiert. Die eigentliche neutralisierende Reaktion besteht darin, dass Oxonium(Hydronium)ionen der Säure als Protonendonatoren mit Hydroxidionen der Base als Protonenakzeptoren zu neutralem Wasser reagieren: H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O Verdrängungsreaktionen: Die stärkere Säure (beziehungsweise Base) verdrängt die schwächere Säure (beziehungsweise Base) beziehungsweise deren gasförmiges Anhydrid aus deren Salzen. (Beispiele: Schwefelsäure setzt aus Sulfiten Schwefeldioxid und aus Chloriden Chlorwasserstoff frei, konzentrierte Chlorwasserstoffsäure setzt aus Sulfiden Schwefelwasserstoff und aus Cyaniden Cyanwasserstoff frei; Ätznatron setzt aus Aminen und Ammoniumverbindungen Ammoniak frei.

Redoxreaktionen

Diese Reaktionen beruhen auf einem Austausch von Elektronen zwischen den Edukten. Sie können allen vier Grundformen chemischer Reaktionen zu Grunde liegen. Als Edukte dienen stets ein Reduktionsmittel und ein Oxidationsmittel. Das Reduktionsmittel als Elektronendonator gibt dabei mindestens ein Elektron an das Oxidationsmittel als Elektronenakzeptor ab. Beispiel: Auf einem Zinkstab (Reduktionsmittel), der in eine Lösung mit Kupfer-II-Ionen (Oxidationsmittel) taucht, scheidet sich elementares Kupfer ab (siehe Zementation). Die Lösung wird mit Zink-II-Ionen angereichert.

Zn + Cu^ \rightarrow Zn^ + Cu \downarrow

Redoxreaktionen lassen sich in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion zerlegen: #Oxidation:

Zn \rightarrow Zn^ + 2 e^-

#Reduktion:

Cu^ + 2 e^- \rightarrow Cu

Verbrennungen sind Redoxreaktionen, die stets elementaren Sauerstoff als Oxidationsmittel aufweisen. Bei der Gewinnung von Metallen aus Erzen wird als Reduktionsmittel Kohlenstoff oder Kohlenstoffmonoxid eingesetzt (siehe Eisengewinnung).

Energetische Betrachtungen

Jede chemische Reaktion läuft unter Energiebeteiligung ab, da das Lösen und Knüpfen chemischer Bindungen mit Energieumwandlungen verbunden ist.

Beteiligte Energieformen

Auf Grund der Art der beteiligten Energie lassen sich verschiedene Reaktionstypen unterschieden:
- Bei thermochemischen Reaktionen wird aus der Umgebung Wärme aufgenommen (endotherme Reaktionen) oder an die Umgebung abgegeben (exotherme Reaktionen). Prinzipiell können alle chemischen Reaktionen durch Zufuhr von Wärmeenergie aktiviert werden, ebenso grundsätzlich tritt bei jeder Energieumwandlung während einer Reaktion Wärme als „Reibungsverlust“ auf. :Beispiel für eine exotherme Reaktion: Die Synthese von Wasser in der Knallgasreaktion setzt unter Standardbedingungen 242 kJ pro Mol Energie frei. :Beispiel für eine endotherme Reaktion: Michael Faraday zerlegte Wasser in seine Elemente, in dem er Wasserdampf durch glühende Eisenrohre leitete.
- Die Elektrochemie beschäftigt sich mit Reaktionen, die unter Beteiligung elektrischer Energie ablaufen. (Siehe Elektrolyse, Galvanische Zelle, Batterie, Akkumulator, Brennstoffzelle, Galvanoplastik).
- Photochemische Reaktionen werden entweder durch Licht ausgelöst (Beispiele: Photosynthese, Bromierung von Alkanen, Aushärten von Kunststoffen durch UV-Licht in der Zahntechnik) oder laufen unter Lichterscheinung ab (Beispiel: Luminol-Reaktion)
- Manche Reaktionen lassen sich auch mechanisch auslösen, wie zum Beispiel die Zersetzung von TNT.

Reaktionsweg und Energiebilanz

Die Thermodynamik einer Reaktion beschreibt den Ablauf einer Reaktion aus energetischer Sicht. Ein chemisches System ist bestrebt, einen möglichst energiearmen Zustand (Enthalpie-Minimum) und einen möglichst hohen Unordnungsgrad (Entropie-Maximum) einzunehmen.

Ablauf einer exothermen Reaktionen

Die Edukte befinden sich zunächst in einem metastabilen Zustand. Durch kurze Zufuhr eines bestimmten Energiebetrags, der Aktivierungsenergie (Aktivierungsenthalpie), wird das System in den instabilen Zustand gehoben. Durch die Aktivierung kommt die Reaktion in Gang und läuft ohne weitere Energiezufuhr selbständig ab. In der Gesamtbilanz gibt das chemische System Energie an die Umgebung ab, sie wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet. Die Produkte befinden sich jetzt in einem stabilen Zustand. (Zur Stabilität von Systemen siehe auch Systemeigenschaften) Beispiel: Kohle verbrennt mit dem Sauerstoff der Luft unter Wärmeentwicklung (exotherm) zu Kohlenstoffdioxid. ::

C + O_2 \to CO_2 + W\ddot arme

::Die Reaktionsenthalpie (Enthalpiedifferenz) ΔH dieser Reaktion ist negativ. (Siehe auch Standardbildungsenthalpie) Ist die Aktivierungsenergie sehr niedrig, kann die Reaktion bereits ohne zusätzliche Energiezufuhr von außen in Gang gesetzt werden. Die notwendige Aktivierungsenergie wird der Umgebung entzogen. Die Reaktion läuft spontan ab.

Ablauf einer endothermen Reaktionen

Die Edukte befinden sich zunächst in einem stabilen Zustand. Durch andauernde Zufuhr eines bestimmten Energiebetrags, der Summe aus Aktivierungsenergie und Reaktionsenthalpie, wird das System in den instabilen Zustand gehoben. Wird die Energiezufuhr unterbrochen, bleibt auch die Reaktion stehen. In der Gesamtbilanz nimmt das chemische System Energie aus der Umgebung auf, sie wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet. Die Produkte befinden sich jetzt in einem metastabilen Zustand.

Katalyse

Durch Einsatz von Katalysatoren kann die Aktivierungsenthalpie sowohl bei endothermen als auch bei exothermen Reaktionen gesenkt werden. Bei der Autokatalyse wirken die entstehenden Produkte als Katalysatoren für ihre Bildung. Beispiel: Autokatalytische Bildung von Silber im Entwicklerbad, siehe dazu Fotografie.):

Ag^+ + e^- \begin \left[ Ag \right] \\ \rightarrow \end Ag

endergone und exergone Reaktionen

Wird bei einer Reaktion die Entropieänderung mit einbezogen, wird für energetische Betrachtungen die Gibbs-Helmholtz-Gleichung benötigt:

\Delta G = \Delta H- T \cdot \Delta S

T = Temperatur in Kelvin
ΔG = Änderung der freien Enthalpie
ΔS = Entropieänderung (bei 298 K) aus ΔS = Σ - Σ
ΔH = Enthalpieänderung (bei 298 K) aus ΔH = Σ - Σ
Bei endergonen Reaktionen ist ΔG positiv, bei exergonen Reaktionen ist ΔG negativ. Eine chemische Reaktion läuft nur dann von selbst ab, wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔG negativ ist. Interpretationsmöglichkeiten der freien Enthalpie:
- Sie ist ein Maß für die Stabilität eines chemischen Systems.
- Sie ist ein Maß für die „Freiwilligkeit“ oder „Treibkraft“ einer Reaktion; mit ihrer Hilfe lässt sich entscheiden, ob eine Reaktion (nach eventueller Aktivierung) ohne weitere Energiezufuhr ablaufen kann.
- Sie ist die für Lebewesen maximale nutzbare Energie.

Statistische Betrachtungen

Manche chemische Reaktionen laufen nur sehr langsam oder gar nicht ab, obwohl sie aus thermodynamischer Sicht möglich wären. durch geeignete Reaktionsbedingungen lassen sich aber auch diese Reaktionen beschleunigen (siehe Reaktionsgeschwindigkeit (Chemie)):
- Erhöhung des Zerteilungs- und Durchmischungsgrades und damit Vergrößerung der reaktiven Oberfläche bei Festkörperreaktionen. Beispiel: Die Verbrennung eines Kohlestückes dauert länger als die Verbrennung der selben Menge Kohlepulver, das in einen Luftstrom geblasen wird.
- Erhöhung der Konzentration der Reaktionspartner. Beispiel: Kohlenstoff verbrennt in reinem Sauerstoff schneller als in der selben Menge Luft.
- Erhöhung der Temperatur. (Siehe RGT-Regel) Die kinetische Gastheorie der Physik stellt einen wichtigen Beitrag zur Modellierung der Bedingungen einer chemischen Reaktion auf der Ebene der kleinsten Teilchen dar. #Edukt-Teilchen werden nur dann in Produkt-Teilchen umgewandelt, wenn sie mit genügend hoher Energie zusammenstoßen. Bei großen Molekülen muss der Zusammenstoß auch an der richtigen Stelle erfolgen. (So muss ein Substrat-Molekül genau die Substratbindungstelle seines Enzyms treffen. An anderer Stelle des Enzyms wäre auch bei genügend hoher Energie keine Reaktion möglich.) #Nicht alle Teilchen haben die selbe Energie, so dass es in einem Reaktionsgemisch auch zu Zusammenstößen zwischen Teilchen mit zu niedriger Energie kommt. Es erfolgt keine Reaktion sondern nur ein elastischer Stoß. #Ob und wie schnell eine Reaktion abläuft, ist von der Wahrscheinlichkeit abhängig, mit der Eduktteilchen, die die notwendige Mindest-Energie oder mehr aufweisen, zusammentreffen. Möglichkeiten zur Erhöhung der Wahrscheinlichkeit eines „erfolgreichen“ Zusammenstoßes: 1.Temperaturerhöhung: Je höher die Temperatur ist, um so mehr Teilchen weisen die erforderliche Mindestenergie oder mehr auf. 2.Konzentrationserhöhung: Je höher die Konzentration der Reaktionspartner ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass Teilchen mit der passenden Energie zusammentreffen. Da im Laufe der Reaktion die Konzentration der Edukte abnimmt und die Konzentration der Produkte zunimmt, nimmt die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Zeit ab. Zur detaillierten Darstellung der Gesetzmäßigkeiten siehe Kinetik, Reaktionskinetik, Enzymkinetik

Reversible Reaktionen – Gleichgewichtsreaktionen

Es gibt chemische Reaktionen, die nicht vollständig ablaufen. Auch wenn man die Edukte im stöchiometrischen Verhältnis mischt, liegen am Ende der Reaktion noch immer Edukte vor. Beispiel: Ein stöchiometrisches Gemisch von hellgelber Eisen-III-chlorid- und farbloser Kaliumrhodanid-Lösung reagiert zu tiefrotem Eisenrhodanid („Theaterblut“). Wird nach einiger Zeit zusätzlich Eisenchlorid hinzugegeben, kommt es zu einer Farbvertiefung. Das bedeutet, dass noch unverbrauchtes Kaliumrhodanid vorlag. Ebenso gelingt eine Farbvertiefung durch Zugabe von Kaliumrhodanid. Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser praktisch vollständig in einer Säure-Base-Reaktion. Nach Ablauf der Reaktion liegen keine Chlorwasserstoffmoleküle (H-Cl) mehr vor, sondern nur noch Chlorid- (Cl^-) und Oxoniumionen (H₃O⁺) als Produkte. Chlorwasserstoff dissoziiert in Wasser praktisch vollständig, sein Dissoziationsgrad beträgt 100 %. (Dieses Gemisch wird als Salzsäure bezeichnet.) Essigsäure dagegen dissoziiert nicht vollständig in Wasser, am Ende der Reaktion liegen noch 99,96 % undissoziierte Ethansäure-Moleküle vor, die übrigen haben mit Wasser zu Acetat-Ionen reagiert. Beobachtungen dieser Art haben zum Konzept der umkehrbaren (reversiblen) chemischen Reaktionen und zum chemischen Gleichgewicht geführt: Prinzipiell sind alle chemischen Reaktionen umkehrbar, die Produkte können wieder zu Edukten zurückreagieren. Die Reaktion von den Edukten zu den Produkten wird Hinreaktion, die von den Produkten zurück zu den Edukten Rückreaktion genannt. In der Reaktionsgleichung wird die Reversibilität eine Reaktion durch den „chemischen“ Doppelpfeil dargestellt:

\;\overrightarrow

Die Definition der Hinreaktion entspricht der Leserichtung von links nach rechts. Die Rückreaktion entspricht dann der umgekehrten Leserichtung. Beispiele:
- Essigsäure reagiert mit Wasser in einer reversiblen Reaktion zu Acetat- und Oxonium-Ionen.

H_3CCOOH + H_2O \;\overrightarrow H_3CCOO^- + H_3O^+

- Reaktion von Eisenchlorid mit Kaliumrhodanit zu Eisenrhodanit.

FeCl_3 + 3 KSCN  \;\overrightarrow Fe(SCN)_3 + 3 KCl

Werden für reversible Reaktionen die Versuchsbedingungen nicht geändert, stellt sich nach einiger Zeit ein chemisches Gleichgewicht ein. Die Konzentrationen der Edukte und Produkte verändern sich nicht mehr, obwohl Hin- und Rückreaktion noch weiter ablaufen. Diese unveränderlichen Gleichgewichtskonzentrationen stehen in einem für die Reaktion und die Reaktionsbedingungen charakteristischen Verhältnis zu einander. Näheres hierzu siehe unter chemisches Gleichgewicht, Gleichgewichtskonstante, Säurekonstante, Massenwirkungskonstante, Massenwirkungsgesetz, Fließgleichgewicht). Bei scheinbar vollständig ablaufenden Reaktionen, wie zum Beispiel Chlorwasserstoff in Wasser, liegt das Gleichgewicht praktisch auf der Seite der Produkte. Die Hinreaktion ist begünstigt, die Rückreaktion läuft praktisch nicht ab. Für die Reaktion von Essigsäure mit Wasser liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Edukte. Hier hat die Rückreaktion einen stärkeren Einfluss auf die Gleichgewichtslage als die Hinreaktion. Für Edukte, die nicht miteinander reagieren, liegt das Gleichgewicht praktisch vollständig auf der Seite der Edukte. ----

weitere Reaktionstypen

Bei Additionen treten zwei Moleküle zu einem einzigen zusammen. (Gegenteil: Zersetzung)
- A + B →AB (entspr. Synthese);
- A + BC →ABC; AB + CD →ABCD; A + A →A2 (Dimerisierung) Bei Kondensationen treten zwei Moleküle zu einem einzigen zusammen und stoßen dabei kleine Moleküle wie Wasser oder Ammoniak ab. (Gegenteil: Hydrolyse) ::

AH + HOB \to AB + H_2 O

- Nach stoffklassen- beziehungsweise bindungs-typischen Reaktionen
- Herstellung von Ionen und Ionenverbindungen
- Reduktion von Erzen zu Metallen
- Verbrennungsreaktionen
- Zersetzungsreaktionen
- Fällungsreaktionen
- Darstellungsreaktionen (Synthesen i. w. S.)
- Nach dem Aggregatzustand der beteiligten Stoffe
- Gasreaktionen
- Reaktionen in Lösung
- Reaktionen in Schmelze
- Feststoffreaktionen
- Oberflächenreaktionen
- Nach der Art der reagierenden Teilchen beziehungsweise nach Reaktionsmechanismen
- Ionenreaktionen, Radikalreaktionen, Molekülreaktionen, Komplexreaktionen

Reagenzien

Zwischen- oder Endprodukte einer chemischen Reaktion heißen Reagenzien (Einzahl Reagenz oder Reagens), wenn sie dazu dienen, speziell die chemische Reaktion oder die in sie eingehenden Stoffe nachzuweisen.

Chemische Reaktionsarten

Es gibt verschiedene Arten von chemischen Reaktionen:
- Fällungsreaktion
- Hydrolyse
- Addition
- Eliminierung
- Substitution (nicht komplett)

weiterführende Themen

transition-state Kategorie:Chemie Kategorie:Chemische Reaktion ja:化学反応 ko:화학 반응

Licht

Licht ist der Teil der elektromagnetischen Strahlung, die vom menschlichen Auge wahrgenommen werden kann. Dies sind die elektromagnetischen Wellen im Bereich von etwa 380-780 Nanometer (nm) Wellenlänge. Die unterschiedliche Empfindlichkeit von Pigment-Molekülen (Blau, Grün-Gelb, Orange-Rot) in verschiedenen Sehzapfenarten und Stäbchen des menschlichen Auges für verschiedene Wellenlängen (V(λ)-Kurve) ist Thema der Fotometrie. Während die Sehzapfen für Farbsehen verantwortlich sind, registrieren die Sehstäbchen in der Netzhaut mit den Retinal-Molekülen unter Rhodopsin-Abspaltung bei Photonen-Einfang die Lichtstärke. Wenn Elektronen vom einem höheren Energieniveau auf ein niedrigeres Energieniveau springen, werden Photonen emittiert, diese können vom Menschen als Licht wahrgenommen werden (Lumineszenz). Meist wird die Energie beim Rückfallen auf das niedrigere Niveau allerdings als Bewegungsenergie oder thermische Energie (Infrarotstrahlung) abgegeben. Bei den Autotrophen Organismen wird der freiwerdende Energiebetrag in chemischen Verbindungen gebunden (siehe Fotosynthese). Die Farbwirkung des physiologischen Sehens entsteht durch die Absorption einzelner Wellenlängen durch einen organischen oder anorganischen Farbstoff, oder durch die Beugung des weißen Lichtes an einem Kristallgitter. Werden bestimmte Wellenlängen absorbiert, entsteht aus den verblieben Wellenlängen der Farbeindruck (Komplementärfarbe). Ein grünes Blatt absorbiert demnach nicht im Wellenlängenbereich "grün" sondern im komplementären bereich "rot" (680 nm) und "blau" (430 nm). Siehe hierzu Chlorophyll. Bei organischen Farbstoffen können die delokalsierten Pi-Elektronensysteme durch Frequenzen im sichtbaren Bereich auf ein höheres Niveau gehoben werden. Dadurch werden je nach Molekül bestimmte Wellenlängen absorbiert. Bei anorganischen Farbstoffen werden Elektronen aus den d-Orbitalen in energetisch höher gelegene d-Orbitale angeregt (Ligandenfeldtheorie) oder sie wechseln ihre Position zwischen Zentralion und Ligand innerhalb eines Komplexes (Charge-Transfer-Komplexe). Siehe hierzu: Komplexchemie. Das in der Umwelt vorkommende Licht ist eine Mischung unterschiedlicher Wellenlängen. Durch ein Beugungsgitter oder ein Prisma kann man dieses polychromatische Licht in monochromatisches Licht (Licht einer Wellenlänge) zerlegen. Jeder dieser monochromatischen Lichtkomponenten entspricht ein spezifischer menschlicher Farbeindruck, die so genannten Spektralfarben oder Regenbogenfarben. In der Reihenfolge zunehmender Wellenlänge findet man: Wellenlänge Die Übergänge zwischen Farben sind fließend, der persönliche Farbeindruck einzeln benennbarer abzählbarer Farben ist subjektiv und durch Sprache, Tradition sowie Denken bedingt. Die in verschiedenen Sprachen (ursprünglich) vorkommenden Wörter für Farben belegen diese Subjektivität. Die einzelnen Farbbereiche enthalten jeweils verschiedene Farbtöne. So ist der Zwischenbereich zwischen Blau und Grün etwa mit Türkis oder Cyan zu bezeichnen. Andere wahrgenommene Farben (beispielsweise Braun) ergeben sich bei Licht, in dem mehrere Wellenlängen vorkommen (additive Farbmischung) oder durch subtraktive Farbmischung aus gefiltertem weißem Licht. Elektromagnetische Strahlung jenseits der menschlichen Grenze der Sichtbarkeit mit höherer Frequenz bzw. niedrigerer Wellenlänge als violett wird bis zu einer bestimmten Frequenz als Ultraviolett- oder UV-Strahlung bezeichnet; solche mit niedrigerer Frequenz bzw. höherer Wellenlänge als rot bis zu einer bestimmten Wellenlänge als Infrarotstrahlung. Die Bandbreite des sichtbaren Lichts bei Tieren weicht zum Teil erheblich vom menschlichen Sehen ab. Neben der Wellenlänge beziehungsweise Farbe ist Licht noch durch die Kohärenz, Interferenz und die Polarisation und weitere messbare Parameter charakterisiert. Eine der Hauptquellen des Lichtes ist die Sonne. Künstliche Lichtquellen sind beispielsweise Glühlampen, Leuchtstoffröhren, Leuchtdioden, Laser und chemisches Licht. Begrenzt lichtdurchlässige (nicht transparente) Gegenstände werden auch als "opaque" oder "opak" bezeichnet. Der Grad der Lichtdurchlässigkeit wird dann als Grad der "Opazität" bezeichnet. Licht wird im erklärenden Modell als Welle beschrieben oder alternativ als Strom von Teilchencharakter. Dieser Welle-Teilchen-Dualismus des Lichtes entzieht sich einer geschlossenen Interpretation, ist aber im Rahmen der Quantenphysik mathematisch präzise beschreibbar. Lichtteilchen werden als Photonen bezeichnet. Sie besitzen keine Ruhemasse und bewegen sich im Vakuum stets mit Lichtgeschwindigkeit.

Licht in der Gesellschaft

Licht ist, wie Feuer, eines der bedeutendsten Phänomene primitiver Kulturen. Künstlich erzeugtes Licht aus Lampen wird allgemein eingesetzt. Es ermöglicht dem Menschen ein angenehmes und sicheres Leben auch bei terrestrischer Dunkelheit (Nacht) und in gedeckten Räumen (Höhlen, Gebäude). Technisch wird die Funktionsgruppe, die Licht erzeugt, als Lampe bezeichnet. Der Halter für die Lampe bildet mit dieser eine Leuchte. Dieses Wort wird auch als Bezeichnung für intelligente Menschen verwendet und lässt die Bedeutung von Intelligenz für die Sozialisation von Individuen in der Gruppe erkennen. Ein Mangel an Intelligenz wird mit geistiger Dunkelheit gleichgesetzt.

Licht unter freiem Himmel

Licht unter freiem Himmel hat bei Dunkelheit eine Hilfsfunktion für die terrestrische Navigation (Fußgänger, Autofahrer), als optisches Signal oder für Schmuck- und Werbezwecke. Es zählt als ein Umweltfaktor zu den Immissionen i.S. des Bundesimmissionsschutzgesetzes (BImSchG) (Deutschland). Lichtimmissionen von Beleuchtungsanlagen können das Wohn- und Schlafbedürfnis von Menschen und Tieren erheblich stören und auch technische Prozesse behindern. Entsprechend sind in der sog. "Licht-Richtlinie" der Länder (Deutschland) Maßstäbe zur Beurteilung der (Raum-)Aufhellung und der (psychologischen) Blendung fest gelegt. Besonders störend kann intensiv farbiges oder blinkendes Licht wirken. Zuständig sind bei Beschwerden die Umwelt- bzw. Immissionsschutzbehörden der Länder (Deutschland). Negative Auswirkungen betreffen die Verkehrssicherheit (Navigation bei Nacht, physiologische Blendung z. B. durch falsch eingestellte Autoscheinwerfer oder durch Flächenbeleuchtungen neben Straßen). Einflüsse auf die Tierwelt (z. B. Anziehen nachtaktiver Insekten, Störung des Vogelflugs bei Zugvögeln) und die allgemeine Aufhellung der Atmosphäre (Lichtverschmutzung, z. B. unmögliche astronomische Beobachtung infolge Streuung des Lampenlichts in der Atmosphäre des Nachthimmels).

Nachweis

Licht kann am einfachsten mit dem Auge nachgewiesen werden, oder mit verschiedenen Instrumenten durch optische Detektoren, wie fotografischem Film oder mit speziellen Strahlungsdetektoren oder Sensoren oder mittelbar durch chemische oder biologische Prozesse wie die Photosynthese oder die Photolyse oder durch physikalische Vorgännge, wie Fluoreszenz oder Photo-Lumineszenz. Sensoren enthalten meist Halbleiterdetektoren, welche Licht in elektrische Spannung umwandeln. Komplexe Sensoren (line arrays / Zeilensensoren und matrix arrays / Flächensensoren), die auch in Scannern und Digitalkameras als Aufnahmeelement dienen.

Größen und Einheiten

- Lichtgeschwindigkeit
- Lichtstrom (Lumen)
- Lichtmenge (Lumensekunde)
- Lichtstärke (Candela)
- Leuchtdichte (Candela/m²)
- Beleuchtungsstärke (Lux)
- Lichtdruck (Optik) (Newtonsekunde)
- Lichtfarbe (Kelvin)
- Lichtjahr (Lj/ly)

Siehe auch

- Reflexion (Physik), Brechung (Physik), Absorption (Physik), Polarisation, Welle (Physik), Elektromagnetische Welle
- eine Lichtquelle (offenes Licht; grünes Licht geben, die Hintergrundbeleuchtung flackerte)
- Polychromatisches Licht
- Diffuses Licht
- Natürliches Licht
- Polarisiertes Licht
- Licht am Tag
- Marfa-Lichter, ungewöhnliche Lichterscheinungen
- Nordlicht
- Erstes Licht, Astronomie
- Tscherenkow-Licht
- Tageslicht
- Glanzlicht
- Lichtfarbe
- Lichtsignal
- Fördergemeinschaft Gutes Licht
- Mehr Licht

Literatur

- Albert Einstein: Über einen die Erzeugung und Verwandlung des Lichtes betreffenden heuristischen Gesichtspunkt.", Annalen der Physik, 1905, Seiten 132-148 (Mit diesem Beitrag begründete Einstein den Welle-Teilchen-Dualismus des Lichts)
- Klaus Hentschel: Einstein und die Lichtquantenhypothese. Naturwissenschaftliche Rundschau 58(6), S. 311 - 319 (2005),
- Thomas Walther, Herbert Walther: Was ist Licht? Von der klassischen Optik zu Quantenoptik, Verlag C.H.Beck, München, 1999, ISBN 3-406-44722-8
- Sidney Perkowitz: Eine kurze Geschichte des Lichts. Die Erforschung eines Mysteriums, Deutscher Taschenbuch Verlag, aus dem Amerikanischen übersetzt von Hainer Kober, München, 1998, ISBN 3-423-33020-1, amerik. Originalausgabe New York, 1996, ISBN 0-8050-3211-8
Weblinks
Real Video (Aus der Fernsehsendung Alpha Centauri):
- [http://www.br-online.de/cgi-bin/ravi?v=alpha/centauri/v/&g2=1&f=040204.rm Was war der Äther?]
- [http://www.br-online.de/cgi-bin/ravi?v=alpha/centauri/v/&f=020317.rm Wird Licht müde?]
- [http://www.br-online.de/cgi-bin/ravi?v=alpha/centauri/v/&g2=1&f=021208.rm Was ist Licht?]
- [http://www.kisc.meiji.ac.jp/~mmandel/recherche/licht.html Nachweise zum Thema Licht]
- [http://www.infoline-licht.de/ Infoline-Lichtplanung] - Online-Lexikon mit Basiswissen, Beispielen, Terminen, Adressen, etc. Kategorie:Optik Kategorie:Elektrodynamik Kategorie:Wellenlehre ja:光 ko:빛 ms:Cahaya simple:Light th:แสง

Lumineszenz

Lumineszenz ist die optische Strahlung eines physikalischen Systems, die beim Übergang von einem angeregten Zustand zum Grundzustand entsteht. (Strahlende Desaktivierung) Je nach Art der Anregung unterscheidet man verschiedene Arten der Lumineszenz:
- Elektrolumineszenz: Die Anregung des Systems durch elektrischen Strom (Beispiel: Leuchtdioden oder EL Folien).
- Kathodolumineszenz: Die Anregung des Systems erfolgt durch Beschuss mit Elektronen (Beispiel: Fernsehbildschirm).
- Photolumineszenz: Die Anregung des Systems erfolgt durch Photonen. Dabei unterscheidet man je nach Zeitdauer zwischen Anregung und Emission des Lichtes zwischen Phosphoreszenz und Fluoreszenz.
- Chemilumineszenz: Die Anregung des Systems erfolgt durch eine chemische Reaktion (Beispiel: Luminol zum Nachweis von Blut).
- Biolumineszenz: Die Anregung des Systems erfolgt durch eine chemische Reaktion in lebenden Organismen (Beispiel: Oxidation von Luciferin im Leuchtkäfer).
- Tribolumineszenz: Die Anregung des Systems erfolgt durch Reibung oder Auseinanderreißen; z.B. bei Zuckerkristallen oder beim Öffnen von selbst klebenden Briefumschlägen.
- Thermolumineszenz: Die Anregung des Systems erfolgt durch Wärmezufuhr.
- Sonolumineszenz, die Anregung des Systems erfolgt durch Schallwellen (in Flüssigkeiten). Lumineszenz tritt immer zusätzlich zur thermischen Schwarzkörperstrahlung auf, die jeder Körper der Temperatur

T > 0\ \mathrm

emittiert. Die verschiedenen Arten der Lumineszenz können auch nach der Dauer des Leuchtens nach der Erregung eingeteilt werden. Ein Nachleuchten als unmittelbare Folge und Begleiterscheinung der Anregung bezeichnet man mit dem Begriff der Fluoreszenz, wohingegen Phosphoreszenz ein Nachleuchten von wenigstens 1/1000 Sekunde nach der Anregung beschreibt. Die Erklärung für beide Vorgänge liefert das Bändermodell: Durch die Anregung des Stoffes gelangen die Elektronen vom Valenzband in das Leitungsband. Im Falle der Fluoreszenz rekombinieren diese Leitungselektronen unter Emission von elektromagnetischer Strahlung direkt wieder mit einer Elektronenleerstelle im Valenzband. Die Lichtintensität ist dabei direkt von der aktuellen Anregungsenergie abhängig. Bei der Phosphoreszenz hingegen werden, durch in das Material eingebrachte Störstellen, metastabile Zwischenniveaus in der verbotenen Zone erzeugt, die so genannten Haft- bzw. Aktivatorterme. Im Grundzustand sind die Aktivatorterme mit Elektronen besetzt, die Haftstellen bleiben leer. Nachdem die Elektronen durch die Anregung vom Valenzband in das Leitungsband gehoben wurden, werden die entstandenen Defektelektronen mit Elektronen aus den Aktivatortermen aufgefüllt. Die freien Elektronen sind bestrebt mit den Defektelektronen aus dem Aktivatorterm zu rekombinieren. Dabei werden sie von den Haftstellen eingefangen. Es ist auch möglich, dass die Elektronen vom Valenzband direkt in die Haftstelle gehoben werden (direkte Anregung). Durch erneute Energieeinwirkung können diese Elektronen wieder in das Leitungsband gehoben werden und von dort aus unter Emission von Licht der Energie

\Delta E

mit Defektelektronen aus dem Aktivatorterm rekombinieren. Die Untersuchung der Lumineszenz beispielsweise bei Kristallen wird mittels des Phosphoroskops nach Becquerel durchgeführt.

Weblinks

- [http://www.wundersamessammelsurium.de/Optisches/Lumi/ Lumineszenzen] Kategorie:Optischer Effekt Kategorie:Mineralogie Kategorie:Spektroskopie ja:ルミネセンス

Elektron

Elektronen sind negativ geladene Elementarteilchen ohne räumliche Ausdehnung. Ihr Symbol ist e^-. Sie bilden die Elektronenhülle der Atome (und Ionen). Ihre freie Beweglichkeit in Metallen ist die Ursache für die elektrische Leitfähigkeit von metallischen Leitern. Elektronen gehören zu den Leptonen, einer Unterklasse der Fermionen. Deswegen besitzen sie einen Spin von 0,5. Ihre Antiteilchen sind die Positronen, Symbol e⁺, mit denen sie bis auf ihre elektrische Ladung in allen Eigenschaften übereinstimmen. Der experimentelle Nachweis von Elektronen gelang erstmals im Jahre 1897 durch den Briten Joseph John Thomson. Gelegentlich wird das negative Elektron auch als Negatron bezeichnet und der Begriff Elektron als Oberbegriff für Negatron und Positron. Der Name kommt vom griechischen Wort elektron (ηλεκτρον) und bedeutet Bernstein, denn an ihm wurde die Elektrizität erstmals beobachtet. Reibt man Bernstein beispielsweise mit einem Katzenfell, so lädt es sich elektrisch auf. Die Bezeichnung Elektron für die Ladungseinheit führte George Johnstone Stoney ein (Philosophical Magazine 40 (1895), 372). Ein Elektron ist ein „Mikroobjekt“, d. h., dass es, ähnlich wie Licht, Wellen- und Teilchencharakter hat. Daraus folgt, dass es der Heisenbergschen Unschärferelation unterliegt. In einem Atom wird das Elektron meist als stehende Materiewelle betrachtet. Elektronen können in polaren Lösungsmitteln wie Wasser oder Wasser in Lösung gehen. Diese Spezies wird als Solvatisiertes Elektron bezeichnet. Bei Lösung von Alkalimetallen in Ammoniak ist sie für die starke Blaufärbung verantwortlich. Diese Größen werden durch das magnetische Moment des Elektronenspins miteinander verknüpft:

\vec=-g_\frac\vec

. Dabei ist

\vec

das magnetische Moment des Elektronenspins,

m_

die Ruhemasse des Elektrons,

e

seine Ladung und

\vec

der Spin.

g_

heißt Landé- oder g-Faktor. Fasst man den Term vor

\vec s

zusammen, so erhält man das Verhältnis aus magnetischem Moment zum Spin, bezeichnet als gyromagnetisches Verhältnis des Elektrons. Für das Elektron ist nach der Dirac-Theorie (relativistische Quantenmechanik) der theoretische Wert von

g_

exakt gleich zwei. Effekte der Quantenelektrodynamik bewirken jedoch eine (geringfügige) Abweichung des Wertes für

g_

von zwei. Elektronen bilden mit Protonen und Neutronen die Atome. Während die beiden letztgenannten Teilchen den Kern bilden, befinden sich die Elektronen in der Atomhülle. Elektronen sind sehr viel leichter als Protonen und Neutronen, etwa um den Faktor 1800. In der Kathodenstrahlröhre bzw. Braunschen Röhre treten Elektronen aus einer beheizten Glühkathode aus und werden im Vakuum durch ein elektrisches Feld in Feldrichtung (in Richtung der positiven Anode) beschleunigt. Durch Magnetfelder werden die Elektronen senkrecht zur Feldrichtung abgelenkt. Diese Eigenschaften der Elektronen haben erst die Entwicklung des Fernsehers und des Computermonitors sowie ihre Nutzung in technologischen Anwendungen (Elektronenkanone) ermöglicht. Die Masse eines ruhenden Elektrons ist immer konstant. Bei bewegten Elektronen (und ein Elektron ist unter normalen Bedingungen immer in Bewegung) muss die Massenzunahme der Relativitätstheorie berücksichtigt werden. An Elektronen kann diese Massenzunahme gut beobachtet werden, da sie sich leicht aufgrund ihrer Ladung auf hohe Geschwindigkeiten beschleunigen lassen. Die Masse kann dann durch Ablenkung in einem Magnetfeld bestimmt werden. Nach den theoretischen Darstellungen der Quantenelektrodynamik wird das Elektron als Punktteilchen, ohne endliche Ausdehnung angenommen. In guter Übereinstimmung damit ergaben Elektron-Elektron Streuexperimente an Teilchenbeschleunigern eine maximale Elektronengröße von 10^-19 m. Von der Größe zu unterscheiden ist der Wirkungsquerschnitt. Bei der Streuung von Röntgenstrahlen an Elektronen erhält man einen Wirkungsquerschnitt der einem effektiven Elektronenradius von etwa 3·10^-15 m entspräche. Dieselbe Größenordnung ergäbe sich bei einer klassischen (nicht quantentheoretischen) Beschreibung des Elektrons unter den Annahmen: #Elektronen sind kugelförmig, sie bilden einen Kugelkondensator #Die Ladung ist an der Oberfläche verteilt #Die potentielle Energie der Ladung entspricht der Ruheenergie

m_ c^2

Weblinks

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

Fluoreszenz

Fluoreszenz ist der Übergang eines elektronisch angeregten Systems in einen Zustand niedrigerer Energie durch spontane Emission von Licht. Im Gegensatz zur Phosphoreszenz sind Fluoreszenzübergänge spinerlaubt, d. h. sie gehorchen der Auswahlregel

\Delta S = 0

, erfolgen also zwischen Zuständen gleichen Spins. Typische Fluorophore, also physikalische Systeme, bei denen Fluoreszenz auftritt, sind Atome, Moleküle, Ionen und Halbleiternanopartikel. Fluoreszenz wird meist optisch angeregt, also indem der Fluorophor mit einer geeigneten Lichtquelle beleuchtet wird (Photolumineszenz). Der Fluorophor wird dann durch Absorption eines Photons elektronisch angeregt und emittiert die Anregungsenergie zeitversetzt in Form eines anderen Photons. Energieerhaltung bewirkt, dass das emittierte Photon die gleiche oder eine niedrigere Energie haben muss als das absorbierte Photon. Daraus ergibt sich unmittelbar die Stokessche Regel, dass das Fluoreszenzlicht eine Wellenlänge haben muss, die mindestens ebenso groß ist wie die des Anregungslichtes. Bei exakt gleichen Wellenlängen spricht man von Resonanzfluoreszenz, sind die Wellenlängen nicht gleich, so bezeichnet man ihre Differenz als Stokesverschiebung. Die mittlere Zeit, die ein Fluorophor im angeregten Zustand verbleibt, ist seine Lebensdauer. Fluoreszenzlebensdauern liegen im Bereich um eine Nanosekunde und sind damit deutlich kürzer als die Lebensdauern von Zuständen, die nur durch spinverbotene Übergänge, also durch Phosphoreszenz, zerfallen können. Oftmals gibt es neben dem strahlenden Kanal (Fluoreszenz) auch weitere nichtstrahlende Zerfallskanäle, das heißt das Fluorophor kann auch ohne Emission eines Photons in den Grundzustand zurückkehren. Die Wahrscheinlichkeit, mit der die Anregung eines Fluorophors tatsächlich zur Emission eines Fluoreszenzphotons führt, nennt man seine Quantenausbeute. Der Name "Fluoreszenz" ist von dem fluoreszierenden Mineral Fluorit (Flussspat, Calciumfluorid, CaF₂) abgeleitet.

Anwendungsgebiete

Es gibt viele natürliche und synthetische Verbindungen, die Fluoreszenz zeigen, und sie haben eine Reihe von Anwendungen:

Aufhellung

Durch die Absorption (unsichtbaren) ultravioletten Lichts und die Aussendung sichtbaren Lichts lässt sich eine Aufhellung erzielen:
- Optische Aufheller
- Signalfarbe

Beleuchtung

Signalfarbe In Leuchtstoffröhren wird ultraviolettes Licht, das durch Gasentladung in der mit Quecksilberdampf gefüllten Röhre erzeugt wird, in sichtbares Licht umgewandelt. In weißen Leuchtdioden (LED) wandelt ein Fluoreszenzfarbstoff das blaue Licht, das ein Halbleiterkristall erzeugt, in weißes Licht um. Technische Fluoreszenzfarbstoffe bestehen aus Stoffen wie Zinksulfid und Oxiden von Elementen der seltenen Erden. Werden Leuchtstoffe mit solchen Elementen aktiviert, lassen sich verschiedene Farben erzeugen. So färbt z. B. Europium das Licht rot und Gadolinium färbt es grün. Durch geeignete Komposition (Mischung) der Leuchtstoffe lässt sich ein großes Spektrum an nutzbaren Lichtwellenlängen und Farbtemperaturen realisieren, wodurch das Leuchtmittel auf den jeweiligen Anwendungsfall angepasst werden kann. In Leuchtstoffröhren wird z. B. das Spektrum des Sonnenlichtes (kaltweiß) oder das einer Glühlampe (warmweiß) nachgebildet. Es werden auch monochromatische Farben (rot, grün, blau, ...) und Mischfarben (violett, pink, ...) realisiert.

Biochemie und Medizin

An große Biomoleküle kann durch eine chemische Reaktion eine fluoreszierende chemische Gruppe angehängt werden, die dann als sehr sensitiver Marker für dieses Molekül dient. Beispiele:
- Bei der automatischen Sequenzierung der DNA mit der Sanger-Methode hat jede der vier terminierenden Basen eines DNA-Stückes ihren spezifischen fluoreszierenden Marker. Wenn die markierten DNA-Moleküle getrennt werden, werden die Marker durch UV-Licht angeregt, und die Identität der Marker wird anhand der Wellenlänge des emittierten Lichtes festgestellt.
- Die Verbindung Ethidiumbromid zeigt kaum Fluoreszenz, wenn sie in einer Lösung ihre Konformation frei ändern kann. Durch Bindung an DNA wird die Fluoreszenz jedoch stark erhöht, was sie nützlich bei der Lokalisierung von DNA-Fragmenten macht, z. B. bei der Agarose-Gelelektrophorese.
- Auf dem DNA-Chip wird Fluoreszenz verwendet.
- In der Immunologie werden Antikörper mit einer fluoreszierenden chemischen Gruppe versehen, so dass die Orte (z. B. eines mikroskopischen Objektes), an die die Antikörper binden, anhand der Fluoreszenz erkennbar sind. Die Antigen-Konzentration kann damit sogar quantitativ bestimmt werden.
- Fluoreszierende Proteine wie das GFP (Green fluorescent protein) dienen als Marker für verschiedenste biologische Vorgänge innerhalb der Zellen wie zum Beispiel die Genexpression.
- Die Aktivierung eines fluoreszierenden Akzeptors nach Fluoreszenzanregung eines benachbarten Donors durch Fluorescence resonance energy transfer (FRET) wird in der Biochemie und der Zellbiologie zu Abstandsmessungen im Nanometerbereich genutzt.
- FACS (Fluorescent activated cell sorter oder Durchflusscytometrie)
- FISH (Fluorescence in situ hybridization) Chromosomanalyse
- Beobachtung einzelner Moleküle mittels Einzelmolekülfluoreszenzspektroskopie

Mineralogie, Gemmologie (Edelsteinkunde) und Forensik

Mineralien, Edelsteine, Fasern und viele andere Materialien, die in der Forensik oder an Sammlerstücken und Antiquitäten untersucht werden, haben unterschiedliche Fluoreszenzeigenschaften, wenn sie mit kurz- oder langwelligem UV-Licht oder mit Röntgenstrahlen bestrahlt werden, und können dadurch identifiziert werden.

Kosmische Strahlung

Hochenergetische Kosmische Strahlung löst in der Erdatmosphäre Teilchenkaskaden, sog. ausgedehnte Luftschauer, aus. Die geladenen Teilchen dieser Schauer regen die Stickstoffmoleküle der Luft an, sodass diese Fluoreszenzlicht austrahlen. Durch Messungen dieses Lichtes lassen sich Rückschlüsse auf die primäre Kosmische Strahlung gewinnen.

Fluoreszierende Farbstoffe

- Uranin
- Rhodamin
- Fluorescein
- DAPI
- Coumarin siehe auch: Parametrische Fluoreszenz

Weblinks

- [http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/Fluoreszenz Mineralienatlas - Fluoreszenz]
- [http://www.3sat.de/nano/cstuecke/67372/index.html Maßgeschneiderte Medikamente per Laser] Fluoreszenz-Korrelations-Spektroskopie (FCS) an der Universität Bonn
- [http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/fluoreszenz.htm Fluoreszenz]
- [http://micro.magnet.fsu.edu/primer/techniques/fluorescence/fluorhome.html Fluorescence Microscopy] Umfangreiches interaktives Tutorial (englisch) Kategorie:Spektroskopie Kategorie:Optischer Effekt ja:蛍光

Phosphoreszenz

Unter Phosphoreszenz versteht man die durch die sogenannte strahlende Desaktivierung hervorgerufene besondere Eigenschaft eines Stoffes, der nach einem Beleuchten mit (sichtbarem oder UV-) Licht im Dunkeln nachleuchtet. Dieses Phänomen beobachteten Alchemisten schon im 17. Jahrhundert. Phosphoreszenz ist eine besondere Form der Lumineszenz (kaltes Leuchten). Sie unterscheidet sich vom ähnlichen Phänomen der Fluoreszenz darin, dass die Fluoreszenz nach dem Ende der Bestrahlung sofort endet, also kein Licht (im für den Menschen sichtbaren Spektrum) weiteremittiert wird, wogegen es bei der Phosphoreszenz zu einem Nachleuchten kommt, das von Sekundenbruchteilen bis hin zu Stunden dauern kann. Phosphoreszenz wurde nach dem chemischen Element Phosphor (Lichtträger) benannt. Elementarer weißer Phosphor phosphoresziert nicht. Phosphoreszierende Materialien können jedoch auch aus Phosphor hergestellt werden. Dadurch, dass phosphoreszierende Materialien das Licht scheinbar speichern, werden sie auch „Leuchtstoffe“ genannt.

Erklärung

Phosphoreszenz ist ein Vorgang der Quantenphysik. Wird ein phosphoreszierender Stoff mit Lichtquanten (Photonen) beleuchtet, so geben diese Photonen ihre Energie an die Elektronen des Stoffes ab. Die Elektronen vollziehen nun einen Quantensprung in ein höheres Energieniveau. Das Molekül geht von einem Singulettzustand in einen höherenergetischen Singulettzustand über. Dies wird anschaulich, wenn man es in einem sogenannten Jablonski-Diagramm darstellt. In diesem werden die einzelnen Energie- und Schwingungsniveaus dargestellt, die die Elektronen annehmen, wenn sie Energie aufnehmen bzw. abgeben. Jablonski-Diagramm Gewöhnlich kann das Elektron, welches bestrebt ist, in seinen unangeregten Zustand zurückzukehren, seine hinzugewonnene Energie abgeben; dies geschieht, indem das angeregte Molekül mit anderen Teilchen kollidiert und so Teile seiner Energie auf andere Teilchen überträgt. Auf dem Jablonski-Diagramm ist dies durch das Absinken des Elektrons in niedere Schwingungsniveaus eingezeichnet. Die Energie wird normalerweise als Wärme abgegeben, man bezeichnet diesen Vorgang als Schwingungsrelaxation. Können die Teilchen ihre gewonnene Energie nicht vollständig an ihre Umgebung abgeben, kommt es dazu, dass die Elektronen ihre überschüssige Energie in Form eines Photons abgeben, also als Strahlung (Licht im weiteren Sinne). Bei der Phosphoreszenz läuft dieser Vorgang aber nicht ganz so ab, da die Lichtemission sonst wie bei der Fluoreszenz mit der Bestrahlung enden würde. Es kommt nämlich nach einer üblichen Verweildauer von etwa 10^-8 Sekunden zu einem weiteren Quantensprung der Elektronen in ein metastabiles Energieniveau. Es ändert sich hierbei der Spin der Elektronen, wodurch das Molekül von einem Singulett- in einen Triplettzustand wechselt, man nennt diesen Vorgang Systemübergang (englisch: intersystem crossing). Die Verweildauer in diesem Zustand ist um einiges länger, sie beträgt 10^-3 Sekunden bis hin zu Stunden. In diesem Triplettzustand kommt es ebenso zu der Schwingungrelaxation, jedoch ist das Molekül in diesem angeregten Zustand „gefangen“, da eine Abgabe der Energie an die Umgebung nicht möglich ist. Der Triplettzustand kann im Grunde genommen nicht in einen Singulettzustand überführt werden, da eine Spinumkehr nicht möglich ist. Doch hier kommt es zu einer Ausnahme, nämlich dem Systemübergangsmechanismus, wie bereits beim Überführen des Singulett- in den Triplettzustand - durch ihn kann eine eine schwache Strahlung emittiert wird. Die Energie wird nur allmählich abgegeben, was das typische Nachleuchten erzeugt. Die Phosphoreszenz ist temperaturabhängig, da sowohl der Energieverlust durch Schwingungsrelaxation verstärkt wird als auch der Systemübergang beschleunigt wird, wenn man dem System Wärmeenergie zuführt (siehe RGT-Regel). http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/phosphoreszenz.htm

Phosphoreszierende Materialien

Phosphoreszierende Materialien sind meist Kristalle mit einer geringen Beimischung eines Fremdstoffes, der die Gitterstruktur des Kristalls stört. Meistens verwendet man Sulfide von Metallen der zweiten Gruppe sowie Zink und mischt geringe Mengen von Schwermetallsalzen bei (z. B. Zinksulfid mit Spuren von Schwermetallsalzen)

Anwendungen

In der Philatelie

Bei der Herstellung von Briefmarken werden dem Papierbrei seit einigen Jahrzehnten phosphoreszierende Stoffe beigemengt. Manchmal wird das Material auch erst nachträglich aufgeschichtet. Dadurch leuchten die einzelnen Briefmarken, wenn man sie mit UV-Licht bestrahlt werden (im Dunklen) nach. Dies ist besonders wichtig für die automatischen Poststempelmaschinen. Dadurch kann die Maschine leicht erkennen wo die zu entwertenden Briefmarken auf dem Brief kleben und kann so die Poststempel auf die richtige Stelle abschlagen. Unfrankierte Briefe oder Postkarten können mit dieser Methode ebenfalls leicht ausgesondert werden. Aus ähnlichen Gründen werden dem Briefmarkenpapier auch manchesmal fluoreszierende Materialien beigemischt.

Sonstige

Phosphoreszierende Materialien werden weiters für Leuchtzeiger bei Uhren oder bei manchen Stickern verwendet. Kategorie:Spektroskopie Kategorie:Optischer Effekt Kategorie:Philatelie __NOTOC__ ja:燐光

1669

Ereignisse

Politik und Weltgeschehen

- Niedergang der Hanse beim letzten Hansetag der verbliebenen Bündnisstädte in Lübeck
- Isaac Newton wird in Cambridge Professor
- Gründung der Universität Innsbruck
- Entdeckung des Phosphors durch Hennig Brand
- Fertigstellung des Kronprinzenpalais in Berlin

Geboren

- 28. Mai: Graf von Saint Germain, angeblich Sohn des Fürsten Franz II († 1784)
- 13. September: Johann Christopher Jauch, deutscher Theologe und Barockdichter († 1725)
- 10. Oktober: Johann Nikolaus Bach, deutscher Komponist († 1753)
- 17. Dezember: Friedrich Wilhelm von Dossow, preußischer Generalfeldmarschall, Gouverneur von Wesel († 1758)

Gestorben

- 4. April: Johann Michael Moscherosch, Staatsmann, Satiriker und Pädagoge (
- 1601)
- 16. Mai: Pietro da Cortona, bedeutender Baumeister und Maler des programmatischen, römischen Hochbarocks (
- 1596)
- 10. Juni: Konrad Post, evangelischer Geistlicher (
- 1613)
- 10. September: Henrietta Maria von Frankreich, Königin von England, Schottland und Irland (
- 1609)
- 4. Oktober: Rembrandt van Rijn, niederländischer Maler (
- 1606)
- 14. Oktober: Marc Antonio Cesti, italienischer Komponist und Kapellmeister (
- 1618)
- 4. November: Ferdinand Maximilian von Baden, potentieller Markgraf von Baden (
- 1625)
- 5. November: Johannes Coccejus, protestantischer Theologe, einer der Hauptvertreter der Föderaltheologie (
- 1603)
- 9. Dezember: Giulio Rospiglios, war unter dem Namen Clemens IX. Papst von 1667 bis 1669 (
- 1600) ko:1669년

Oxidation

Die Oxidation ist eine chemische Reaktion. Bei diesem Vorgang gibt der zu oxidierende Stoff (Elektronendonator) Elektronen an das Oxidationsmittel (Elektronenakzeptor) ab. Dieser wird durch die Elektronenaufnahme reduziert (Reduktion). Mit der Oxidation ist also immer auch eine Reduktion verbunden. Beide Reaktionen zusammen werden als Teilreaktionen einer Redoxreaktion betrachtet.
-

\mathrm

:Oxidation: Stoff A gibt ein Elektron ab.
-

\mathrm

:Reduktion: Das Elektron wird von Stoff B aufgenommen.
-

\mathrm

:Redoxreaktion: Stoff A gibt ein Elektron an Stoff B ab. Die Oxidation ist nicht zwangsläufig mit einer vollständigen Abgabe von Elektronen und damit der Ionisation der beteiligten Stoffe verbunden.

Geschichte

Der Begriff Oxidation wurde ursprünglich von Antoine Laurent de Lavoisier geprägt, der damit die Vereinigung von Elementen und chemischen Verbindungen mit dem Element Sauerstoff (Oxygenium), also die Bildung von Oxiden beschreiben wollte. Später erfolgte eine Erweiterung des Begriffes, indem man Reaktionen, bei denen Wasserstoff-Atome einer Verbindung entzogen wurden (Dehydrierung), mit einbezog. Auf Grundlage der Ionentheorie und des Bohrschen Atommodells konnte die Oxidation schließlich unter elektronentheoretischen Gesichtspunkten interpretiert und verallgemeinert werden. Das Charakeristische an diesem Vorgang wird nun in der Elektronenabgabe eines chemischen Stoffes gesehen.

Oxidation durch Sauerstoff

Als Oxidation im ursprünglichen Sinn bezeichnete man früher die chemische Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff. Aber auch heute noch assoziiert man mit diesem Begriff vielfach die Umsetzung mit Sauerstoff und die Bildung von Oxiden. Jedoch ist im Rahmen der allgemeineren Definition diese Reaktion nur eine von vielen, die sich mit Hilfe der Valenzelektronentheorie erklären lässt. Reagiert z. B. ein Metallatom mit einem Sauerstoff-Atom, so kann man die Oxidation des Metalls und somit die Metalloxidbildung anhand folgender Reaktionsgleichungen nachvollziehen:
-

\mathrm

:Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab.
-

\mathrm

:Reduktion: Sauerstoff (O) nimmt zwei Elektronen auf.
-

\mathrm

:Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall und wird dabei selbst reduziert. Sauerstoff hat in diesem Fall das Bestreben, durch Aufnahme von zwei Elektronen eine stabile Valenzelektronenschale mit insgesamt acht Elektronen aufzubauen (Oktettregel). Das Metall wiederum kann durch Abgabe der Elektronen teilbesetzte Schalen auflösen und so die nächst niedrigere stabile Elektronenkonfiguration erreichen.

Beispiele

- Ein klassisches Beispiel für die Oxidation durch Sauerstoff sind alle Arten der Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Stoffen unter Luftsauerstoff, z.B. Verbrennung von Kohle, Waldbrände, Benzin im Motor, Kerzen usw.. Ausgehend von Kohle (reiner Kohlenstoff) gibt jedes Kohlenstoff-Atom vier Elektronen an zwei Sauerstof-Atome zur Ausbildung von zwei Doppelbindungen ab. Es entsteht Kohlendioxid (CO₂). :

\mathrm

:Kohlenstoff + Sauerstoff → Kohlenstoffdioxid
- Nahrung wird im Körper in den vielen Schritten des biochemischen Stoffwechsels u.a. zu körpereigenen Stoffen, Kohlenstoffdioxid (CO₂) und Wasser oxidiert. Nicht nur in vivo, auch in vitro können organische Stoffe auf vielfältige Weise mit Sauerstoff reagieren: Ein primärer Alkohol (Alkanol) wird sanft oxidiert. Dabei entsteht zunächst ein Aldehyd (Alkanal), bei nochmaliger Oxidation eine Carbonsäure (Alkansäure). Bei heftiger Oxidation kann der Schritt zum Aldehyd übersprungen werden. Wird ein sekundärer Alkohol oxidiert, so bildet sich dabei ein Keton (Alkanon). Tertiäre Alkohole können auf Grund ihrer bereits vorhandenen drei C-Bindungen nicht oxidiert werden.
- Eisen rostet (korrodiert) unter dem Einfluss von Sauerstoff und bildet verschiedene Eisenoxide (Rost: Fe₂O₃, Fe₃O₄, FeO).
- Bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff (Knallgas) entsteht Wasserstoffoxid, besser bekannt als Wasser (H₂O): :

\mathrm

:Wasserstoff + Sauerstoff → Wasserstoffoxid

Oxidation ohne Sauerstoff

Der Begriff der Oxidation wurde später auf Reaktionen erweitert, die nach dem gleichen chemischen Prinzip ablaufen, auch wenn kein Sauerstoff daran beteiligt ist. Im weiteren Sinne bedeutet Oxidation das Abgeben von Elektronen. Zum Beispiel gibt bei der Reaktion von Natrium und Chlor zu Kochsalz das Natriumatom ein Elektron an das Chloratom ab, Natrium wird also oxidiert. Im Gegenzug wird Chlor dabei reduziert.
-

\mathrm

:Teilreaktion Oxidation: Natrium gibt ein Elektron ab.
-

\mathrm

:Teilreaktion Reduktion: Im Gegenzug wird Chlor durch Aufnahme eines Elektrons reduziert.
-

\mathrm

:Gesamtreaktion: Natrium und Chlor reagieren in einer Redoxreaktion miteinander. Da Chlor nur molekular als Cl₂ in die Reaktion eingeht, schreibt man genauer
-

\mathrm

Oxidationszahl

Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl erhöht (Na⁰ → Na^+I). Oxidationszahlen Bei einem Molekül wird/werden das/die bindende(n) Elektronenpaar(e) dem Atom zugesprochen, dessen Elektronegativität höher ist. Zahlen gleichartiger Atomverbindungen werden untereinander gleich aufgeteilt. Ionen haben als Summe ihrer Oxidationszahlen ihre Ladungszahl, Moleküle die Summe 0. Bedeutend sind die Oxidationszahlen jener Atome, die Bestandteil einer funktionellen Gruppe sind.

Oxidation in der Biologie

Vor allem in der Biologie definiert man Oxidation als "Abgabe von Wasserstoff". Bei vielen biochemischen Vorgängen in der Zelle, z.B. der Glycolyse werden organischen Verbindungen Wasserstoffatome durch bestimmte Coenzyme (NAD, NADP, FAD) "entrissen".
Kategorie:Chemische Reaktion ja:酸化 simple:Oxidation

Luminol

Luminol (C₈H₇N₃O₂) ist ein gelblich bis grün schimmernder, nicht in Wasser löslicher Feststoff.

Synthese

Luminol kann man durch eine Kette von 2 Reaktionen herstellen: Zuerst lässt man 3-Nitrophthalsäure mit Hydrazin durch Hitze zu 3-Nitrophthalsäurehydrazid umsetzen und dann reduziert man das 3-Nitrophthalsäurehydrazid mit Natriumdithionit zu Luminol.

Verwendung

Verwendung findet Luminol heute unter anderem bei der Spurensicherung, da sich mit Luminol Blutreste nachweisen lassen. Dabei macht man sich zunutze, dass Luminol mit Oxidationsmitteln (meist Wasserstoffperoxid) unter Abgabe von bläulichem Licht (Chemilumineszenz) reagiert. Diese Reaktion verläuft jedoch nur bei Anwesenheit von Katalysatoren (meist Komplex-gebundenes Fe³⁺) ausreichend schnell, d.h. in der Praxis ist bei der Abwesenheit von Katalysatoren keine Reaktion und keine Chemilumineszenz zu beobachten. Es werden zwei Mischungen hergestellt: #Luminol und verdünnte Natronlauge #Wasserstoffperoxid. Zur Anwendung werden beide Lösungen zusammengegeben und die verdächtigen Flecken eingesprüht. Handelt es sich um Blut, katalysiert das im Blutfarbstoff Hämoglobin enthaltene Fe³⁺ die oben beschriebene Reaktion, es kommt also zu einer bläulichen Chemilumineszenz.

Weblink

- [http://www.benecke.com/luminol.html Luminol als Bluttest] Kategorie:Chemische Verbindung

Wasserstoffperoxid

Wasserstoffperoxid H₂O₂ (früher auch Wasserstoffsuperoxid) ist eine farblose, flüssige Verbindung aus Wasserstoff und Sauerstoff. Wasserstoffperoxid reagiert (heftig) mit vielen verschiedenen Stoffen, wie z.B. mit Kupfer, Messing, Kaliumjodid.

Physikalische Eigenschaften

Das H₂O₂-Molekül ist gewinkelt (Diederwinkel = 111°). Wegen der starken Vernetzung durch Wasserstoffbrücken ist reines Wasserstoffperoxid sehr viskos. Da reines (=wasserfreies) H₂O₂ instabil ist und spontan explodieren kann, kommt es normalerweise als maximal siebzigprozentige Lösung in Wasser in den Handel.

Herstellung

Früher wurde Wasserstoffperoxid hauptsächlich durch Elektrolyse von Schwefelsäure hergestellt. Dabei bildet sich Peroxodischwefelsäure, die dann wieder zu Schwefelsäure und Wasserstoffperoxid hydrolisiert wird. Heute wird Wasserstoffperoxid durch das Anthrachinon-Verfahren hergestellt. Dazu wird Anthrahydrochinon mit Luftsauerstoff unter Druck zu Wasserstoffperoxid und Anthrachinon umgesetzt.

Chemische Eigenschaften

Wasserstoffperoxid neigt dazu, zu Wasser und Sauerstoff zu zerfallen:

2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2

Diese Zersetzungsreaktion wird unter anderem durch Mn²⁺- (siehe Nachweis), I^-- und OH^--Ionen katalysiert. In der Praxis werden deswegen sämtliche H₂O₂-Lösungen mit Stabilisatoren (unter anderem Phosphorsäure) versetzt. Wegen der intermediären Bildung von atomarem Sauerstoff ist es ein gutes Oxidationsmittel. Weil dabei nur Wasser entsteht, ist es auch im Labor beliebt. Gegenüber anderen Oxidationsmitteln (beispielsweise Kaliumpermanganat) kann es auch als Reduktionsmittel wirken. Wasserstoffperoxid ist eine sehr schwache Säure, seine Salze sind die Peroxide.

Nachweis

Qualitativer Nachweis: Zur neutralen Probelösung Mn²⁺-Ionen (beispielsweise MnSO₄) zugeben. Entwickelt sich Gas, mit der Glimmspanprobe auf Sauerstoff prüfen. Fällt diese positiv aus (Glimmspan glüht auf), war H₂O₂ zugegen. Nachweis als Chromperoxid (CrO(O₂)₂) Aus der Festprobe machen. Chromtrioxid (CrO₃ ergibt mit Wasserstoffperoxid im stark sauren Bereich (pH<0) das intensiv blau gefärbte Chromperoxid, welches sich in Ether löst). Hierzu Kaliumdichromat mit verd. H₂SO₄ ansäuern und 1 cm hoch mit Ether überschichten (Abzug!), Probe dazu geben und schütteln. Die Ether-Phase färbt sich bläulich. Nachweis als Peroxotitanyl(IV)-Ion ([Ti(O₂)OH⁺ ]) Dies ist ein sehr empfindlicher Nachweis auf Wasserstoffperoxid. (Farblose) Titan(IV)ionen ergeben schon mit Spuren von Wasserstoffperoxid das intensiv orangegelb gefärbte Peroxotitanyl-Ion. Umgekehrt kann man daher auch mit Wasserstoffperoxid eine Substanz auf Titan(IV) prüfen.

Verwendung

Wasserstoffperoxid ist ein Bleichmittel. Außerdem wirkt es desinfizierend (3%ige Lösung für Mund- und Rachenraum), daher wird es in Kosmetik (Blondieren von Haaren), Medizin (Zahnarzt), zur Desinfektion von Kontaktlinsen in Kontaktlinsenreinigern und zur Entkeimung von Packstoffen benutzt. Weltweit ist die größte Anwendung in der umweltfreundlichen Bleiche von Zellstoff (engl. pulp) zu sehen. Zellstoff wird aus Holz gewonnen und das darin enthaltene Lignin mit H₂O₂ gebleicht. Hauptverwendung von Zellstoff ist zur Herstellung von Papier, Servietten, Taschentücher etc. In der Mikrosystemtechnik nutzt man die sog. Knallgasreaktion zur Bildung von H₂O für die thermische Oxidation (nasse Oxidation) der Silizium-Waferoberflächen (SiO₂). Es spielt eine Rolle in industriellen Prozessen, besonders bei der Herstellung von Epoxidharzen und bei der Reinigung von Abwässern. In Verbindung mit Salzsäure kann es zur Herstellung von gedruckten Leiterplatten (Platinen) zum Entfernen des Kupfers verwendet werden. Als Energie- beziehungsweise Sauerstofflieferant (Zersetzung etwa über Braunstein) kam es in konzentrierter Form bei Raketenantrieben (etwa: Max Valier, Messerschmitt Me 163) und U-Boot-Antrieben (Walter-U-Boot) zum Einsatz. Auch wurde Wasserstoffperoxid, das mit Hilfe von Kaliumpermanganat zersetzt wurde, als Treibstoff für die Treibstoffpumpen der A4 verwendet. Unzersetztes Wasserstoffperoxid wurde als, bei Normaltemperaturen, flüssiger Sauerstoffträger in britischen Raketen (z.B. Black Arrow) benutzt und verbrannte dort mit Kerosin. Wasserstoffperoxid neigt zu unkontrollierter Zersetzung. So starben am 16. Juli 1934 Dr. Kurt Wahmke und 2 Techniker in Kummersdorf bei der Explosion eines mit Wasserstoffperoxid betriebenen Triebwerkes. Aufgrund der Gefährlichkeit in Einsatz und Handhabung (Ätzwirkung, unkontrollierte Zersetzung, Explosion bei Verunreinigungen in Tank und Leitungssystem) ist der Gebrauch heute auf Kleinraketentriebwerke (Rekordversuche, Steuertriebwerke) beschränkt. Der Untergang des russischen Atom-U-Boots Kursk 2000 wurde Gerüchten zufolge verursacht durch das Auslaufen von Wasserstoffperoxid aus einem Tank in einem Torpedo und die anschließende Reaktion mit Kupferteilen, die zum Zerbersten des Torpedos führte. Es wird in Aquarien zum Zuführen von Sauerstoff benutzt, dies geschieht in einem Oxidator. In der Kriminologie kann es als Nachweis für bspw. herausgewaschenes Blut genutzt werden.

Physiologie

Wasserstoffperoxid wirkt stark ätzend, besonders als Dampf. Es entsteht bei zahlreichen biochemischen Prozessen, ist jedoch ein Zellgift. Deswegen baut in Zellen das Enzym Katalase H₂O₂ ab. Auf viele idotischen prokaryontische Kleinstlebewesen wirkt H₂O₂ stark toxisch (daher auch die desinfizierende Wirkung). In der Biologie wird es experimentell zur Herbeiführung des programmierten Zelltodes von isolierten eukaryontischen Zellen genutzt.

Biologische Bedeutung

Die weibliche Eizelle produziert nach der Befruchtung durch ein Spermium kurzzeitig Wasserstoffperoxid in geringer Konzentration um andere Spermien abzutöten.

Literatur

- Werner R. Thiel: Neue Wege zu Wasserstoffperoxid: Alternativen zu etablierten Prozessen? Angewandte Chemie 111(21), S. 3349 - 3351 (1999)
- Heribert Offermanns, Gunther Dittrich, Norbert Steiner: Wasserstoffperoxid in Umweltschutz und Synthese. Chemie in unserer Zeit 34(3), S. 150 - 159 (2000), ISSN 0009-2851 Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Gift ja:過酸化水素

Ion (Chemie)

Ein Ion (von altgriechisch ἰόν: „sich fortbewegend“) ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Entsprechend werden die Ionen Atomion und Molekülion genannt. Ionen sind durch Elektronenmangel positiv oder durch Elektronenüberschuss negativ geladen. Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen, da sie jeweils in einem elektrischen Feld zur Kathode (Minuspol) oder zur Anode (Pluspol) wandern.

Kennzeichnung

Ein Ion wird in der Chemie allgemein mit NiMe^n- (Nichtmetall-Ion) oder mit Meⁿ⁺ (Metall-Ion) gekennzeichnet. Beispiele sind:
- Na⁺ - Natrium-Ion (n wird hier weggelassen, da n gleich eins ist)
- S²⁻ - Sulfid-Ion
- NH₄⁺ - Ammoniumion, ein Molekülion

Eigenschaften

Der Radius von Ionen unterscheidet sich von dem des entsprechenden Atoms. Der Kationenradius ist kleiner – aufgrund der Nichtbesetzung der äußeren Orbitale –, der der Anionen meistens größer, da die äußeren Orbitale mit Elektronen aufgefüllt und/oder weitere Orbitale neu besetzt werden. Lösungen, die ionische Substanzen enthalten, Elektrolyte, leiten elektrischen Strom. Abhängig vom Verhältnis Ladung/Radius wirken Ionen unterschiedlich polarisierend in chemische Bindungen. Ionen unterschiedlicher Ladung bilden durch die Ionenbindung Salze. Ein cyclisches Ion ist ein Ion, das in einer Ringstruktur aufgebaut ist.

Vorkommen

Ionen mit mehr als 3 Unter- oder Überschussladungen kommen in der Chemie nur selten vor. In der Physik werden mit Duoplasmatrons hochgeladene Ionen in Beschleunigern erzeugt, denen nahezu alle Elektronen fehlen. Hiermit kann der Atomkern studiert werden oder es können schwere Wasserstoff- oder Heliumartige ein- bzw. zwei-Elektronen-Systeme studiert werden. Ionisierte Edelgase können Ionenbindungen eingehen. Edelgas-Halogenid-Verbindungen werden in Excimerlasern verwendet. Bei Molekülen mit zwei oder mehreren funktionellen Gruppen kann es vorkommen, dass sie an der einen Gruppe eine positive, an einer anderen eine negativ Ladung tragen (insgesamt ist das Molekül dann neutral). Solche polaren Moleküle werden auch als Zwitterionen bezeichnet. Elektrolyte spielen eine große Rolle in Stoffwechselvorgängen und in Batterien. Sternenmaterie liegt in ionisierten Zustand vor, geht hier aber wegen der hohen Temperatur keine chemische Bindung mehr ein. Diesen Zustand nennt man Plasma. Kategorie:Elektrochemie ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

Oxalsäure

Oxalsäure (Formel: (COOH)₂, systematischer Name: Ethandisäure) ist die einfachste Dicarbonsäure. Ihre Salze heißen Ethandiolate, veraltet aber noch verbreitet: Oxalate. Oxalsäure ist auch ein Reduktionsmittel und kann daher quantitativ durch Titration mit einem Oxidationsmittel wie Kaliumpermanganat bestimmt werden, dabei entsteht Kohlenstoffdioxid als Oxidationsprodukt.

Eigenschaften

Oxalsäure ist durch die Nachbarstellung der Carboxylgruppen eine starke Säure und wie die α-Diketone instabil. Sie zerfällt in konzentrierter Schwefelsäure sofort zu Kohlenmonoxid, Kohlendioxid und Wasser. Der Schmelzpunkt der Oxalsäure liegt bei 189,5 °C, die Löslichkeit in Wasser ist mit 102 g/l bei 20 °C recht gut. Oxalsäure kristallisiert aus wässrigen Lösungen mit 2 Molekülen Kristallwasser zum Oxalsäure-Dihydrat ((COOH)₂ · 2 H₂O), was bei Berechnungen zu berücksichtigen ist.

Vorkommen und Wirkung

Oxalsäure und ihr Kaliumsalz kommen in größeren Mengen in Rhabarber vor, das meiste davon in den Blättern, weshalb nur der Stiel nach dem Kochen zum Verzehr geeignet ist. In geringeren Mengen kommt Oxalsäure unter anderem in Sauerklee, Sauerampfer, Spinat und Roten Rüben vor. Oxalsäure ist in höherer Konzentration giftig, kommt in geringer Konzentration aber auch in Lebensmitteln wie Tee, Kakao und Schokolade vor. Calciumoxalat entsteht in der Natur häufig beim Absterben von Pflanzenzellen. Es kann unter polarisiertem Licht in Form von hellen rechteckigen Kristallen erkannt werden (besonders einfach in braunen Zwiebelschalen). Nierensteine bestehen meist aus Calciumoxalat und Harnsäure, die Steinbildung wird aber durch Zitronensäure, welche in Früchten vorkommt, verhindert.

Verwendung

Oxalsäure kann zur Entfernung von Rostflecken verwendet werden. In der Technik wird sie oft als Hilfsstoff in der Elektrochemie (Eloxalverfahren) oder als Bleichmittel eingesetzt. In der Imkererei wird Oxalsäure in der Form als Dampf oder Nebel zur Bekämpfung der Varroamilbe eingesetzt. Die weltweite Produktion von Oxalsäure und ihren Estern liegt bei 140.000 Tonnen pro Jahr.

Geschichte

Oxalsäure wurde 1796 durch Wiegleb im Sauerklee (Oxalis acetosella, daher der Name) als Kaliumsalz entdeckt und war daher erst unter dem Namen Kleesäure bekannt. 1776 konnte sie in größeren Mengen durch Carl Wilhelm Scheele und Bergmann durch Oxidation von Zucker mit Salpetersäure hergestellt werden, was noch keine Synthese, sondern der Abbau eines Naturstoffes war. Oxalsäure wurde dann 1824 erstmalig von Friedrich Wöhler künstlich aus anorganischen Grundstoffen hergestellt (synthetisiert durch Verseifung von Dicyan, (CN)₂).

Herstellung

Heutzutage wird Oxalsäure durch rasches Erhitzen von Natriumformiat auf 360 °C hergestellt.

2\ HCOONa\rightarrow NaOOC\!-\!COONa + H_2

Das erhaltene Natriumoxalat wird mit Calciumhydroxid in das schwerlösliche Calciumoxalat überführt, aus welchem die Oxalsäure mit Schwefelsäure freigesetzt wird. Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Carbonsäure ja:シュウ酸

Weblinks

Farbstoff

Als Farbstoffe werden organische Verbindungen bezeichnet, die die Eigenschaft haben, andere Materialien zu färben. Als Farbstoffe werden nach DIN 55934 Farbmittel bezeichnet, die in ihrem Anwendungsmedium löslich sind. Unlösliche Farbmittel heißen dagegen Pigmente. Farbstoffe, die dazu verwendet werden, Lebensmittel zu färben, werden als Lebensmittelfarben bezeichnet und sind Lebensmittelzusatzstoffe. Die Farbstoffe teilt man auch in tierische Farbstoffe, in synthetische Farbstoffe, in pflanzliche Farbstoffe und in anorganische Farbstoffe ein. Synthetische Farbstoffe sind zum Beispiel die Azofarbstoffe. Sie sind künstlich hergestellt. Tierische Farbstoffe sind Farbstoffe, die von den Tieren produziert werden. Sie sind zum Beispiel Hämoglobin (der Farbstoff des Blutes) und Purpur (das von der Purpurschnecke produziert wird). Pflanzliche Farbstoffe sind Farbstoffe, die von Pflanzen produziert werden, zum Beispiel Indigo, Chlorophyll oder Carotin (aus dem der Farbstoff der Karotte besteht). Anorganische Farbstoffe sind Farbstoffe ohne die organischen Kohlenstoffverbindungen, zum Beispiel Ocker. Als Standardwerk der Farbstoffchemie gilt der Colour Index, darin werden alle bekannten Farbmittel aufgeführt und charakterisiert.

Geschichte

Farbmittel (also lösliche Farbstoffe und unlösliche Pigmente) werden schon in den Urzeiten der Menschheit für die verschiedensten Anlässe und Einsatzgebiete verwendet. Eine der seit Urzeiten verwendeten Farben war das Weiß und eines der ersten verwendeten Weiß-Pigmente war das Kalziumoxid (CaO), welches durch Brennen aus Kalkstein gewonnen wird, siehe auch Kalkfarbe. In der Malerei war lange Zeit das Bleiweiß (Pb(OH)₂ · 2 PbCO₃) die einzige verfügbare weiße Farbe, bis dieses schließlich Anfang des 19. Jahrhunderts durch das Zinkweiß (ZnO) ersetzt wurde, welches wegen seiner geringeren Toxizität dem Bleiweiß vorgezogen wurde. Heute wird fast ausschließlich das erst im letzten Jahrhundert entwickelte Titanweiß (TiO₂) verwendet. Weiße lösliche Farbstoffe sind jedoch physikalisch unmöglich. Eine der teuersten Farben war bis zum 18. Jh. das Blau, für das es zum damaligen Zeitpunkt neben den synthetisch hergestellten Smalte-Pigmenten nur den Halbedelstein Lapislazuli als Rohstoff gab, der nach einem arbeitsintensiven Pro