Salzwiki:Salze: Unterschied zwischen den Versionen
| (15 dazwischenliegende Versionen von 3 Benutzern werden nicht angezeigt) | |||
| Zeile 1: | Zeile 1: | ||
Autor:[[Benutzer:Hschwarz|Hans-Jürgen Schwarz]] | |||
<br>zurück zu [[SalzWiki:Portal]] | |||
<br>zurück zu [[SalzWiki:Portal | |||
== Abstract == | == Abstract == | ||
| Zeile 24: | Zeile 23: | ||
Die Bindung des Stickstoffs der Luft, als dem Hauptquell der Nitrate, zum [NO<sub>3</sub>]<sup>-</sup>-Ion, erfolgt in den meisten Fällen über biogene Reaktionen; speziell unter Mithilfe von Bakterien, wobei auch stickstoffhaltige Ausgangsstoffe wie tierische Abfälle, Exkremente und andere organische Stoffe eine Rolle spielen können. Nahezu alle Nitrate sind leicht wasserlöslich. Die Nitrate haben bemerkenswerte strukturelle Ähnlichkeiten mit den Carbonaten; charakteristisch ist die Isotypie (gleiche Kristallstruktur) zwischen Nitronatrit und Calcit sowie Nitrokalit und Aragonit. | Die Bindung des Stickstoffs der Luft, als dem Hauptquell der Nitrate, zum [NO<sub>3</sub>]<sup>-</sup>-Ion, erfolgt in den meisten Fällen über biogene Reaktionen; speziell unter Mithilfe von Bakterien, wobei auch stickstoffhaltige Ausgangsstoffe wie tierische Abfälle, Exkremente und andere organische Stoffe eine Rolle spielen können. Nahezu alle Nitrate sind leicht wasserlöslich. Die Nitrate haben bemerkenswerte strukturelle Ähnlichkeiten mit den Carbonaten; charakteristisch ist die Isotypie (gleiche Kristallstruktur) zwischen Nitronatrit und Calcit sowie Nitrokalit und Aragonit. | ||
<br>zu den [[Nitrate| Nitraten]] | |||
<br>zu den [[Nitrate| | |||
=== Sulfate === | === Sulfate === | ||
Sulfate sind Verbindungen mit dem zweiwertigen Anion [SO<sub>4</sub>]<sup>2-</sup>. Dieses Sulfatanion entsteht in der Natur durch Oxidation aus Schwefel oder Schwefelverbindungen, insbesondere der Sulfide. In vielen Fällen sind Mikroorganismen (z. B. Thio- oder Schwefelbakterien) an diesem Prozess beteiligt. Ein Großteil des atmosphärischen Sulfates und deren Vorstufen (z.B. Schwefeldioxid SO<sub>2</sub>) ist anthropogenen Ursprungs und entsteht durch Verbrennungsprozesse. Der relativ große [SO<sub>4</sub>] - Komplex bildet stabile reine Verbindungen nur beim Zusammentreten mit großen zweiwertigen Kationen wie Barium. Je kleiner die gebundenen Ionen sind, umso instabiler werden die Sulfate, und umso mehr sind sie gezwungen sich zusätzlich durch Anlagerung bzw. Einbau von H<sub>2</sub>O zu stabilisieren. Daher sind die meisten Sulfate, insbesondere der ein- und dreiwertigen Elemente, wasserhaltig oder führen zusätzliche Anionen wie [OH], [CO<sub>3</sub>] u.a. Die Sulfate haben eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften. Alle hier betrachteten Sulfate sind farblos. Die optische Doppelbrechung ist in der Regel niedriger als bei den Carbonaten und Nitraten. Ein sehr großer Teil der komplexen Salze ist leicht bis sehr leicht wasserlöslich. | Sulfate sind Verbindungen mit dem zweiwertigen Anion [SO<sub>4</sub>]<sup>2-</sup>. Dieses Sulfatanion entsteht in der Natur durch Oxidation aus Schwefel oder Schwefelverbindungen, insbesondere der Sulfide. In vielen Fällen sind Mikroorganismen (z. B. Thio- oder Schwefelbakterien) an diesem Prozess beteiligt. Ein Großteil des atmosphärischen Sulfates und deren Vorstufen (z.B. Schwefeldioxid SO<sub>2</sub>) ist anthropogenen Ursprungs und entsteht durch Verbrennungsprozesse. Der relativ große [SO<sub>4</sub>] - Komplex bildet stabile reine Verbindungen nur beim Zusammentreten mit großen zweiwertigen Kationen wie Barium. Je kleiner die gebundenen Ionen sind, umso instabiler werden die Sulfate, und umso mehr sind sie gezwungen, sich zusätzlich durch Anlagerung bzw. Einbau von H<sub>2</sub>O zu stabilisieren. Daher sind die meisten Sulfate, insbesondere der ein- und dreiwertigen Elemente, wasserhaltig oder führen zusätzliche Anionen wie [OH], [CO<sub>3</sub>] u.a. Die Sulfate haben eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften. Alle hier betrachteten Sulfate sind farblos. Die optische Doppelbrechung ist in der Regel niedriger als bei den Carbonaten und Nitraten. Ein sehr großer Teil der komplexen Salze ist leicht bis sehr leicht wasserlöslich. | ||
zu den [[Sulfate| | zu den [[Sulfate| Sulfaten]] | ||
=== Chloride === | === Chloride === | ||
| Zeile 37: | Zeile 35: | ||
Die Chloride der Alkalien und Erdalkalien bilden alle ausgeprägt ionare Verbindungen. Da die Kationen eine niedrige Ladung und einen relativ großen Ionenradius haben, ist ihre polarisierende Wirkung auf die Chloridionen gering. Die Folge ist, dass diese Minerale meist farblos und durchsichtig sind. Weitere gemeinsame Eigenschaften sind die niedrige Lichtbrechung, Glasglanz sowie geringe Dichte. Die Chloride, insbesondere die der Alkalien, sind sehr leicht in Wasser löslich. Im Unterschied hierzu sind die Fluoride schwer löslich. Dies ist auf die relativ geringe Größe des Fluoridions (1.33 Å), und damit die andersartige Koordination der Fluoride im Kristallgitter zurückzuführen.<br> | Die Chloride der Alkalien und Erdalkalien bilden alle ausgeprägt ionare Verbindungen. Da die Kationen eine niedrige Ladung und einen relativ großen Ionenradius haben, ist ihre polarisierende Wirkung auf die Chloridionen gering. Die Folge ist, dass diese Minerale meist farblos und durchsichtig sind. Weitere gemeinsame Eigenschaften sind die niedrige Lichtbrechung, Glasglanz sowie geringe Dichte. Die Chloride, insbesondere die der Alkalien, sind sehr leicht in Wasser löslich. Im Unterschied hierzu sind die Fluoride schwer löslich. Dies ist auf die relativ geringe Größe des Fluoridions (1.33 Å), und damit die andersartige Koordination der Fluoride im Kristallgitter zurückzuführen.<br> | ||
zu den [[Chloride| | zu den [[Chloride| Chloriden]] | ||
=== Weitere anorganische Salze === | === Weitere anorganische Salze === | ||
| Zeile 43: | Zeile 41: | ||
zu den [[Weitere anorganische Salze|anderen anorganischen Salzen]] | zu den [[Weitere anorganische Salze|anderen anorganischen Salzen]] | ||
=== | === Salze mit "organischen" Anionen === | ||
Salze mit organischen Säurerestanionen spielen in ganz speziellen Bereichen eine größere Rolle. Zu nennen sind hier vor allem die Acetate, die in Museumsvitrinen ein | Salze mit organischen Säurerestanionen spielen in ganz speziellen Bereichen eine größere Rolle. Zu nennen sind hier vor allem die Acetate, die in Museumsvitrinen ein Hauptschadensfaktor sein können. | ||
[[Organische Salze|Salze mit "organischen" Anionen]] | [[Organische Salze|Salze mit "organischen" Anionen]] | ||
| Zeile 51: | Zeile 49: | ||
== Metallsalze == | == Metallsalze == | ||
Metallsalze der Übergangsmetalle verursachen aufgrund ihrer Farbigkeit oft eine Verfärbung an Baumaterialien. Ihr wichtigtsen Vorkommen sind jedoch metallische Bauteile, Skulpturen, etc., die aufgrund der Umweltbelastung und durch Reaktion mit in der Atmosphäre enthaltenene Reagenzien zu Salzen führen können. Oft handelt es sich dabei um Carbonate oder Sulfate. | |||
[[Metallsalze|zu den Metallsalzen]] | [[Salzwiki:Metallsalze|zu den Metallsalzen]] | ||
== Literatur == | == Literatur == | ||
< | <biblist /> | ||
[[ | [[category:Salz]] [[Category:Schwarz,Hans-Jürgen]] [[Category:R-MSteiger]] [[Category:Review]] | ||
Aktuelle Version vom 4. Juli 2013, 21:22 Uhr
Autor:Hans-Jürgen Schwarz
zurück zu SalzWiki:Portal
Abstract[Bearbeiten]
Es werden alle zur Bestimmung und Charakterisierung eines Salzes notwendige Daten, Grafiken und Abbildungen zusammengestellt. Dabei werden in erster Linie die Eigenschaften der Einzelsalze unter dem jeweiligen Salz dargetellt.
Die Gliederung der Salzsysteme erfolgt nach den Hauptanionen.
Bauschädliche Salze[Bearbeiten]
Hier finden sie zunächst einen groben Überblick über die Salze. Wenn Sie Detailinformationene benötigen, gehen Sie bitte zu den Seiten der einzelnen Salze. Aktuelle Übersichtsarbeiten zu Salzen und Schäden durch Salze finden sie bei [Leitner.etal:2003]Titel: Mauersalze und Architekturoberflächen
[Steiger.etal:2007]Titel: Special issue on salt decay
Carbonate[Bearbeiten]
Man kann die Carbonate als Salze der "Kohlensäure" (H2CO3) auffassen. Wichtigstes Strukturelement ist das planare Komplexanion [CO3]2-. Die Carbonate haben eine Reihe von Eigenschaften, aufgrund derer sie meist gut von anderen Mineralien/Salzen unterschieden werden können. Die wichtigste Eigenschaft ist, dass sie alle bei Behandlung mit Säuren mehr oder weniger leicht unter CO2-Abgabe sich zersetzen. Die Alkali- und Erdalkalikarbonate sind farblos. Auch die meisten anderen Carbonate sind meist nur blass gefärbt, nur die Schwermetallcarbonate können kräftige Farben zeigen (z. B. Azurit). Bemerkenswert ist die extrem hohe Doppelbrechung der Carbonate, die zu Interferenzfarben höherer Ordnung führt. Bei thermischer Behandlung dissoziieren die Carbonate meist bei Temperaturen zwischen 500-900 °C. Die Wasserlöslichkeit ist relativ gut, besonders in kohlensäurehaltigem Wasser.
zu den Carbonaten
Nitrate[Bearbeiten]
Die Bindung des Stickstoffs der Luft, als dem Hauptquell der Nitrate, zum [NO3]--Ion, erfolgt in den meisten Fällen über biogene Reaktionen; speziell unter Mithilfe von Bakterien, wobei auch stickstoffhaltige Ausgangsstoffe wie tierische Abfälle, Exkremente und andere organische Stoffe eine Rolle spielen können. Nahezu alle Nitrate sind leicht wasserlöslich. Die Nitrate haben bemerkenswerte strukturelle Ähnlichkeiten mit den Carbonaten; charakteristisch ist die Isotypie (gleiche Kristallstruktur) zwischen Nitronatrit und Calcit sowie Nitrokalit und Aragonit.
zu den Nitraten
Sulfate[Bearbeiten]
Sulfate sind Verbindungen mit dem zweiwertigen Anion [SO4]2-. Dieses Sulfatanion entsteht in der Natur durch Oxidation aus Schwefel oder Schwefelverbindungen, insbesondere der Sulfide. In vielen Fällen sind Mikroorganismen (z. B. Thio- oder Schwefelbakterien) an diesem Prozess beteiligt. Ein Großteil des atmosphärischen Sulfates und deren Vorstufen (z.B. Schwefeldioxid SO2) ist anthropogenen Ursprungs und entsteht durch Verbrennungsprozesse. Der relativ große [SO4] - Komplex bildet stabile reine Verbindungen nur beim Zusammentreten mit großen zweiwertigen Kationen wie Barium. Je kleiner die gebundenen Ionen sind, umso instabiler werden die Sulfate, und umso mehr sind sie gezwungen, sich zusätzlich durch Anlagerung bzw. Einbau von H2O zu stabilisieren. Daher sind die meisten Sulfate, insbesondere der ein- und dreiwertigen Elemente, wasserhaltig oder führen zusätzliche Anionen wie [OH], [CO3] u.a. Die Sulfate haben eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften. Alle hier betrachteten Sulfate sind farblos. Die optische Doppelbrechung ist in der Regel niedriger als bei den Carbonaten und Nitraten. Ein sehr großer Teil der komplexen Salze ist leicht bis sehr leicht wasserlöslich.
zu den Sulfaten
Chloride[Bearbeiten]
Die Chloride der Alkalien und Erdalkalien bilden alle ausgeprägt ionare Verbindungen. Da die Kationen eine niedrige Ladung und einen relativ großen Ionenradius haben, ist ihre polarisierende Wirkung auf die Chloridionen gering. Die Folge ist, dass diese Minerale meist farblos und durchsichtig sind. Weitere gemeinsame Eigenschaften sind die niedrige Lichtbrechung, Glasglanz sowie geringe Dichte. Die Chloride, insbesondere die der Alkalien, sind sehr leicht in Wasser löslich. Im Unterschied hierzu sind die Fluoride schwer löslich. Dies ist auf die relativ geringe Größe des Fluoridions (1.33 Å), und damit die andersartige Koordination der Fluoride im Kristallgitter zurückzuführen.
zu den Chloriden
Weitere anorganische Salze[Bearbeiten]
zu den anderen anorganischen Salzen
Salze mit "organischen" Anionen[Bearbeiten]
Salze mit organischen Säurerestanionen spielen in ganz speziellen Bereichen eine größere Rolle. Zu nennen sind hier vor allem die Acetate, die in Museumsvitrinen ein Hauptschadensfaktor sein können.
Salze mit "organischen" Anionen
Metallsalze[Bearbeiten]
Metallsalze der Übergangsmetalle verursachen aufgrund ihrer Farbigkeit oft eine Verfärbung an Baumaterialien. Ihr wichtigtsen Vorkommen sind jedoch metallische Bauteile, Skulpturen, etc., die aufgrund der Umweltbelastung und durch Reaktion mit in der Atmosphäre enthaltenene Reagenzien zu Salzen führen können. Oft handelt es sich dabei um Carbonate oder Sulfate.
Literatur[Bearbeiten]
| [Leitner.etal:2003] | Leitner, Heinz; Laue, Steffen; Siedel, Heiner (Hrsg.) (2003): Mauersalze und Architekturoberflächen, Hochschule für Bildende Künste, Dresden | |
| [Steiger.etal:2007] | Steiger, Michael; Siegesmund, Siegfried (Hrsg.) (2007): Special issue on salt decay, Springer Verlag, Webadresse, 10.1007/s00254-006-0591-8 | |