text: Chlor [] ist ein chemisches Element mit dem Symbol Cl und der Ordnungszahl 17. Im Periodensystem der Elemente steht es in der 7. Hauptgruppe und gehört damit zusammen mit Fluor, Brom, Iod, Astat und Tenness zur 17. IUPAC-Gruppe, den Halogenen. Elementares Chlor liegt unter Normalbedingungen in Form des zweiatomigen Moleküls Cl2 gasförmig vor. Es ist eines der reaktivsten Elemente und reagiert mit fast allen anderen Elementen und vielen Verbindungen. Die hohe Reaktivität bedingt auch die Giftigkeit des elementaren Chlors. Der Name des Elementes leitet sich vom altgriechischen („hellgrün“) ab. Dieser Name wurde nach der typischen gelbgrünen Farbe des Chlorgases gewählt. In der Natur kommt Chlor nicht elementar, sondern nur gebunden in verschiedenen Verbindungen vor. Die wichtigsten Verbindungen sind die Chloride, in denen Chlor in Form des Anions Cl− auftritt. Das bekannteste Chlorid ist Natriumchlorid, häufig auch als Kochsalz oder kurz Salz bezeichnet. Chlorid ist ein häufiger Bestandteil des Meerwassers und besitzt wichtige biologische Funktionen, vor allem bei der Steuerung des Wasserhaushaltes im Körper. Das fast ausschließlich durch Elektrolyse gewonnene Chlor wird großteils für die Synthese chlorhaltiger Verbindungen wie des Vinylchlorids, eines Ausgangsprodukts für die Produktion des Kunststoffes PVC, eingesetzt. Geschichte Elementares Chlor wurde erstmals 1774 von Carl Wilhelm Scheele dargestellt. Er ließ dabei Salzsäure mit Braunstein reagieren. Dabei erkannte er nicht, dass es sich bei dem dabei entstehenden Produkt um ein bisher unentdecktes Element handelt. Stattdessen wurde von den meisten Chemikern wie Antoine Laurent de Lavoisier angenommen, dass der Stoff „mit Sauerstoff angereicherte Muriumsäure“ sei. Der Grund für diese Annahme lag darin, dass die Salzsäure für eine sauerstoffhaltige Säure eines hypothetischen Elementes, des Muriums, gehalten wurde. Durch den Kontakt mit dem Mangandioxid sollte diese dann weiteren Sauerstoff aufnehmen. Dies wurde scheinbar von Claude-Louis Berthollet bestätigt, der beobachtete, dass Chlorwasser bei Belichtung Sauerstoff abgibt, und es daher als „oxidierte Salzsäure“ bezeichnete. Nachdem Versuche gescheitert waren, Sauerstoff, etwa durch Erhitzen mit Kohlenstoff, aus der Verbindung abzuspalten, erkannte Humphry Davy 1808, dass es sich bei der Substanz um ein neues Element und nicht um eine sauerstoffhaltige Verbindung handelte. Aufgrund seiner charakteristischen hellgrünen Farbe nannte er das neue Element „Chlor“, nach dem griechischen , ‚frisch‘. Unter dem Datum vom 21. Februar 1811 dokumentieren die Philosophical transactions of the Royal Society of London seine Erkenntnisse. Zunächst wurde Chlor überwiegend nach einem von Walter Weldon entwickelten Verfahren aus Salzsäure und Mangandioxid gewonnen. Da dies nicht sehr effektiv war, wurde es 1866 durch das von Henry Deacon entwickelte Deacon-Verfahren ersetzt. Dabei diente billiger Luftsauerstoff als Oxidationsmittel und Kupfer(II)-chlorid als Katalysator. Chlor wurde zwar schon 1800 erstmals elektrolytisch hergestellt, jedoch spielte dies bis zur Entwicklung der nötigen Generatoren durch Werner von Siemens Ende des 19. Jahrhunderts keine große Rolle. Seitdem sind elektrochemische Herstellungsverfahren die weitaus wichtigsten Produktionsverfahren von Chlor. Bleichmittel Die historisch wichtigste Verwendung von Chlor liegt in der Anwendung als Bleichmittel. Dazu konnte es entweder elementar eingesetzt werden oder durch Reaktion mit Calciumhydroxid zu Chlorkalk weiterverarbeitet werden. Chlor als Giftgas (Waffe) Im Ersten Weltkrieg wurde Chlorgas erstmals als chemische Waffe verwendet. Der erste größere Einsatz erfolgte am 22. April 1915 in der Nähe der Stadt Ypern in Flandern durch eine deutsche Spezialeinheit unter Beratung des späteren Nobelpreisträgers Fritz Haber. Da es eine höhere Dichte als Luft aufweist, sammelte sich das Gas vor allem in den Schützengräben an, wo sich die gegnerischen Soldaten aufhielten. Die Folge waren viele Tote und zahlreiche teilweise lebenslang Geschädigte. Während die deutsche Methode, das Chlorgas aus Stahlflaschen auszublasen, nur dann anzuwenden war, wenn der Wind in die richtige Richtung wehte, wurden von der französischen Seite etwa zeitgleich (z. B. am 25. April 1915 im Raum Mametz-Montauban) Granaten verwendet, die zielgenau in die gegnerischen Stellungen geschossen werden konnten. Diese Granaten bestanden aus zwei Schichten, einer gelben (Pikrinsäure) und einer weißen, ein Gemisch von Kaliumchlorat und einer wachsartigen organischen Substanz. Bei der Verbrennung entwickelte sich Chlorgas – genauer Chlorpikrin – das nach dem Einatmen zu Husten, Schnupfen und Magenschmerzen führte. Unter militärischen Gesichtspunkten war das nicht besonders effizient. So kamen zum Beispiel bei dem Angriff vom 22. April 1915 trotz des Einsatzes von 150 Tonnen Chlorgas nach neueren Forschungen nur 1200 Franzosen ums Leben. Das heißt, unter optimalen Bedingungen, wenn der Gegner dicht gedrängt in tiefer gelegenen Schützengräben kauert, waren 125 Kilogramm Chlorgas nötig, um einen Soldaten zu töten. Daher wurde Chlor bald durch verletzungswirksamere Giftgase ersetzt, zum Beispiel Phosgen. Neben durchaus häufigen Chlorgasunfällen in Schwimmbädern wird Chlor bis in die Gegenwart trotz seiner unbefriedigenden Verletzungswirksamkeit auch als chemischer Kampfstoff verwendet, vor allem weil es sich um eine weit verbreitete Industriechemikalie handelt, auf die im Prinzip jeder Bademeister Zugriff hat. Human Rights Watch sprach 2014 von „starken Hinweisen“, dass Regierungstruppen in Syrien Mitte Mai 2014 Chlorgas aus der Luft in „Fassbomben“ abgeworfen hätten. Die UNO-Kommission zur Untersuchung von Menschenrechtsverletzungen in Syrien berichtete, die Regierung habe im Jahr 2017 bis im April bereits fünf Mal Giftgas eingesetzt. Auch im Januar 2018 gab es angeblich bereits wieder mindestens fünf Vorfälle mit Chlorgas. Vorkommen Chlor kommt auf der Erde auf Grund seiner hohen Reaktivität nur in extrem geringen Mengen elementar vor, z. B. in Vulkangasen oder in der Ozonschicht. Hier wird es aus Fluorchlorkohlenwasserstoffen abgespalten und trägt hauptsächlich zur Bildung des Ozonlochs bei. Sein Anion, das Chlorid, liegt insbesondere in salzartigen Verbindungen auf der Erde relativ häufig vor. In der kontinentalen Erdkruste ist es mit einem Gehalt von 145 ppm in der Häufigkeit hinter Elementen wie Zirconium, Kohlenstoff oder Schwefel an 19. Stelle. Viele Chloride sind in Wasser gut löslich. Daher ist im Meerwasser der Ozeane eine hohe Konzentration an Chloridionen enthalten. Mit einem Gehalt von 19,4 g Cl−/l sind diese nach Sauerstoff und Wasserstoff in Wassermolekülen am häufigsten im Meerwasser (zum Vergleich: 1,4 mg F−, 68 mg Br−, 0,06 mg I−). Außerdem bildet Natriumchlorid mit 18,1 g Cl−/l die Hälfte aller darin gelösten Salze. Hohe Gehalte an Chlorid haben viele abflusslose Seen, wie beispielsweise das Tote Meer, da bei diesen das von den Flüssen zugeführte Wasser verdunstet und das mitgeführte Salz zurückbleibt. Die wichtigsten chlorhaltigen Minerale sind Halit (Hauptbestandteil: Natriumchlorid), häufig als Steinsalz bezeichnet, Sylvin (Kaliumchlorid), Carnallit (KMgCl3·6 H2O), Bischofit (MgCl2·6 H2O) und Kainit (KMgCl(SO4)·3 H2O). Es gibt große Lagerstätten, die beim Austrocknen von Meeresteilen entstanden sind. Da die geringer löslichen Natriumsalze zuerst ausfallen und sich bei fortschreitender Austrocknung die Kaliumsalze darüber ablagern, sind die Lager oft geschichtet. Größere Vorkommen an Halit befinden sich in Deutschland beispielsweise in Bad Friedrichshall und Bad Reichenhall, ein Vorkommen in Österreich liegt bei Hallein. Eine Übersicht über Chlorminerale liefert die :Kategorie:Chlormineral. Es ist eine Vielzahl natürlicher chlororganischer Verbindungen bekannt, im Februar 2002 zählte man 2200. Der größte Teil wird von Meereslebewesen, wie Seetang, Schwämmen, Manteltieren oder Korallen synthetisiert. Auf dem Land lebende Tiere und Pflanzen bilden in deutlich geringerem Umfang chlororganische Verbindungen. Auch bei Vulkanausbrüchen und der Verbrennung von Biomasse entstehen chlororganische Verbindungen. Chlorradikale entstehen durch Zersetzung organischer Chlorverbindungen in der Stratosphäre. Viele dieser chlororganischen Verbindungen, vor allen die Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW), sind nicht oder nur in geringem Umfang natürlichen Ursprungs, sondern wurden vom Menschen freigesetzt. Chlorradikale können den Abbau von Ozon katalysieren und sind für das sogenannte Ozonloch, das vor allem im Bereich der Pole auftritt, verantwortlich. Gewinnung und Darstellung Chlor ist eine der wichtigsten Grundchemikalien und zählt mit einer Menge von 58,9 Millionen Tonnen im Jahr 2006 zu den meistproduzierten Chemikalien. Technisch wird Chlor fast ausschließlich durch verschiedene elektrochemische Verfahren hergestellt, in kleinerem Maßstab kann es auch auf chemischem Weg gewonnen werden. Als Nebenprodukt fällt es bei der elektrochemischen Produktion von Natrium und Magnesium aus den entsprechenden Chloriden an. Ausgangsstoff für die Chloralkalielektrolyse ist eine wässrige Natriumchloridlösung. Aus dieser werden in verschiedenen Verfahren, die sich im Aufbau der Elektrolysezelle unterscheiden, Natronlauge und als Zwangsnebenprodukte Chlor sowie Wasserstoff erzeugt. Reaktionsgleichung für die Chloralkalielektrolyse Wichtig bei allen Verfahren zur Chlorproduktion ist, dass die Anode, an der das Chlor entsteht, von der Kathode, an der Wasserstoff und Hydroxidionen gebildet werden, getrennt ist. Wären diese in einem Gefäß vereinigt, würde sich das explosive Chlor-Wasserstoff-Gemisch Chlorknallgas bilden, sowie eine Reaktion von Chlor mit den Hydroxidionen zu Hypochlorit stattfinden. Das in der Vergangenheit am häufigsten verwendete Verfahren ist das Diaphragmaverfahren (2001: 49 % Marktanteil; 2019 in Europa: 11,6 % Marktanteil). Die Trennung der Elektrodenräume erfolgt dabei durch ein Diaphragma aus Asbest, durch das zwar Natriumionen, nicht jedoch Chlorid- und Hydroxidionen diffundieren können. Allerdings lässt sich mit diesem Verfahren nur eine niedrig konzentrierte und nicht reine Natronlauge sowie mit Sauerstoff verunreinigtes Chlor erzeugen. Auch ist die Verwendung des krebserregenden Asbestes problematisch. Deswegen wird es für neue Produktionsanlagen vom Membranverfahren abgelöst (2001: 28 % Marktanteil; 2019 in Europa: 83,3 % Marktanteil). Dieses ist wegen der Verwendung einer Kunststoffmembran aus Nafion anstatt des Asbest-Diaphragmas vom Gesundheitsschutz her günstiger und bietet einige technische Vorteile. So ist durch die Membran eine bessere Trennung von Anoden- und Kathodenraum gegeben und ermöglicht damit die Produktion einer reineren und höher konzentrierten Natronlauge. Allerdings ist das Chlor wie beim Diaphragma-Verfahren durch Sauerstoff verunreinigt, der in einer Nebenreaktion an der Anode entsteht. Nachteile des Verfahrens sind die hohen Kosten für die Membranen und die nötigen hohen Reinheiten für die Ausgangssubstanzen. Ein nur noch in geringem Maß eingesetztes Verfahren ist das Amalgamverfahren (2001: 18 % Marktanteil; 2019 in Europa: 5,1 % Marktanteil). Bei diesem werden Anoden- und Kathodenraum vollkommen getrennt. Dazu wird eine Quecksilber-Kathode eingesetzt, die auf Grund der hohen Überspannung ermöglicht, dass anstatt Wasserstoff zunächst Natrium gebildet wird, das als Natriumamalgam vorliegt. Das Amalgam wird in einer zweiten Zelle an Graphitkontakten mit Wasser umgesetzt. Dabei bilden sich Quecksilber, Natronlauge und Wasserstoff. Diese räumliche Trennung ermöglicht sehr reine Produkte. Der größte Nachteil ist die Verwendung des stark toxischen und umweltgefährlichen Quecksilbers, durch das aufwändige und teure Schutzmaßnahmen nötig werden. Es sind verschiedene Verfahren bekannt, mit denen durch chemische Oxidation aus Chlorwasserstoff Chlor hergestellt werden kann (Weldon-Verfahren und Deacon-Verfahren). Diese spielen für die Chlorproduktion nur eine geringe Rolle. Ein weiteres Beispiel ist das KEL-Chlor-Verfahren, bei dem der Chlorwasserstoff mit Schwefelsäure und Nitrosylschwefelsäure umgesetzt wird und das 1975 von DuPont entwickelt wurde. Der entscheidende Reaktionsschritt hierbei ist die Oxidation von Chlorwasserstoff mit Stickstoffdioxid, das in mehreren Teilreaktionen aus der Nitrosylschwefelsäure freigesetzt wird. Nach Erprobung in einer Versuchsanlage wurde das Verfahren jedoch wegen geringer Wirtschaftlichkeit und Materialproblemen wieder eingestellt. Weitere Prozesse beruhen auf Kupfer(II)-chlorid- oder Chrom(III)-oxid-Katalysatoren. Im Labormaßstab kann elementares Chlor unter anderem durch Ansäuern von Chlorkalk dargestellt werden, beispielsweise mit Schwefelsäure. Eigenschaften Physikalische Eigenschaften Chlor ist bei Raumtemperatur ein gelbgrünes Gas, das mit einer Dichte von 3,214 g/l bei 0 °C etwa 2,5 mal so schwer wie Luft ist. Es kondensiert bei −34,6 °C zu einer gelben Flüssigkeit und erstarrt bei −101 °C. Da der kritische Punkt mit 143,9 °C, 77,1 bar und 0,67 g/cm3 relativ hoch ist, lässt sich Chlor leicht unter Druck verflüssigen. So ist es bei einem Druck von 6,7 bar bei 20 °C flüssig und lässt sich in Stahlflaschen oder Kesselwagen transportieren. Die Intensität der Farbe nimmt bei geringerer Temperatur ab, bei −195 °C ist Chlor fast farblos. Wie die anderen Halogene liegt auch Chlor als zweiatomiges Molekül vor. Der Abstand zwischen den Chloratomen beträgt 199 pm. Chlor hat mit 242 kJ/mol die höchste Dissoziationsenthalpie aller Halogene. Ein weiterer Hinweis darauf ist die Temperatur, bei der 1 % aller Halogenmoleküle dissoziiert sind und die bei Chlor 975 °C, bei Brom 775 °C und Iod 575 °C beträgt. Auch Fluor hat mit 765 °C eine niedrigere Temperatur. Dass Chlor und nicht wie zu erwarten Fluor das Halogen mit der höchsten Dissoziationsenthalpie ist, liegt an der besonders kurzen Bindung des Fluors, bei der es zu Abstoßungen zwischen den freien Elektronenpaaren und damit zur Schwächung der Bindung kommt. Zwischen den weiter entfernten Chloratomen kommt es dagegen nicht zu einem solchen Effekt und daher trotz größerer Entfernung der Atome zu einer stärkeren Bindung. Chlor kristallisiert im orthorhombischen Kristallsystem mit den Gitterkonstanten a = 624 pm, b = 448 pm und c = 826 pm. Dabei sind die Chlor-Moleküle ebenso wie diejenigen von Iod und Brom in Schichten angeordnet. Jedes Atom eines Cl2-Moleküls ist dabei in einem Abstand von 334 pm schwach mit jeweils zwei weiteren Atomen anderer Moleküle assoziiert. Zwischen den Schichten sind die Abstände dagegen größer mit einem minimalen Abstand von 369 pm. Dieser Schichtaufbau bedingt die plättchenförmige Gestalt und die leichte Spaltbarkeit von Chlorkristallen. Die Löslichkeit ist in verschiedenen Lösungsmitteln unterschiedlich ausgeprägt. In Wasser ist es unter teilweiser Dissoziation mäßig löslich, in einem Liter Wasser lassen sich etwa 2,3 Liter Chlor lösen. Die entstandene Lösung wird als Chlorwasser bezeichnet. Dagegen löst es sich gut in flüssigen chlorhaltigen Verbindungen, etwa Dischwefeldichlorid, Siliciumtetrachlorid und organischen Chlorverbindungen wie Chloroform. Auch in einigen organischen Lösungsmitteln wie Benzol, Essigsäure und Dimethylformamid lösen sich größere Mengen Chlor. Chemische Eigenschaften Chlor zählt neben Fluor zu den reaktivsten Elementen und reagiert mit fast allen Elementen. Keine direkte Reaktion findet lediglich mit Sauerstoff, Stickstoff und den Edelgasen statt. Viele Metalle, wie Mangan, Zink oder die Edelmetalle Gold, Silber und Platin reagieren allerdings erst bei erhöhten Temperaturen mit Chlor. Eine wichtige Rolle spielt mitunter die Anwesenheit von Wasser, so reagieren Kupfer und Eisen mit vollkommen trockenem Chlor erst bei Temperaturen oberhalb 200 °C, mit feuchtem Chlor dagegen schon bei deutlich niedrigeren Temperaturen. Besonders stark ist die Neigung von Chlor zur Reaktion mit Wasserstoff. Nach einer nötigen Initiierung durch Spaltung eines ersten Chlormoleküls, die beispielsweise durch kurzwelliges blaues Licht ausgelöst werden kann, reagieren die Elemente in einer explosionsartig verlaufenden Kettenreaktion, der sogenannten Chlorknallgasreaktion. Durch die starke Neigung, Chlorwasserstoff zu bilden, reagiert Chlor auch mit anderen Wasserstoff enthaltenden Verbindungen wie Ammoniak, Ethin, Schwefelwasserstoff oder Wasser. Chlor reagiert mit Alkanen über den Reaktionsmechanismus der radikalischen Substitution. Dabei bilden sich zunächst durch Hitze oder Bestrahlung einzelne Chlorradikale, die unter Bildung von Chlorwasserstoff die C-H-Bindung eines Alkans brechen können. Anschließend erfolgt eine Reaktion des entstandenen Radikals mit weiterem Chlor und eine weitere Kettenreaktion. Auf Grund der hohen Reaktivität ist Chlor bei der Reaktion mit Alkanen nur schwach regioselektiv, es kommt auch zu Mehrfachchlorierungen. Bei aromatischen Kohlenwasserstoffen ist ein radikalischer Reaktionsweg nicht möglich, eine Chlorierung erfolgt hier über die elektrophile aromatische Substitution unter Katalyse einer Lewis-Säure wie etwa Aluminiumchlorid. Isotope Insgesamt sind 23 Isotope und zwei weitere Kernisomere zwischen 28Cl und 51Cl bekannt. Von diesen sind zwei, die Isotope 35Cl und 37Cl stabil. Natürliches Chlor besteht zu 75,77 % aus 35Cl und zu 24,23 % aus 37Cl. Dieses typische Verhältnis ist stets in Massenspektren organischer und anorganischer Substanzen zu beobachten. 36Cl Mit einer Halbwertszeit von 301.300 Jahren ist 36Cl das langlebigste der sonst innerhalb von Minuten oder noch kürzeren Zeiten zerfallenden instabilen Isotope, weshalb es zum Markieren verwendet wird. 36Cl entsteht in geringen Mengen durch Spallationsreaktionen von 40Ar und 36Ar mit kosmischer Strahlung in der Atmosphäre. Auch auf der Erdoberfläche kann 36Cl durch Neutronenadsorption, Reaktionen mit Myonen oder Spallation entstehen. Das Verhältnis von 36Cl zu 37Cl beträgt etwa 700 · 10−15:1. Durch die lange Halbwertszeit und konstante Atmosphärenkonzentration lässt sich die Konzentration an 36Cl zur Altersbestimmung für Grundwasser von bis zu einer Million Jahre nutzen. Die Konzentration an 36Cl war zwischen 1954 und 1963 durch im Meer stattfindende Kernwaffentests, bei denen im Meerwasser enthaltenes 35Cl Neutronenstrahlung absorbiert und zu 36Cl reagiert, erhöht. Seit einem Vertrag zum Verbot dieser Art Tests nahm die Konzentration in der Atmosphäre zwar stetig ab und erreichte ab etwa 1980 das natürliche Verhältnis, jedoch können im Meerwasser nach wie vor erhöhte Konzentrationen des Isotops gefunden werden. Die 36Cl-Methode wird auch zu paläontologischen und vorgeschichtlichen Datierungen herangezogen. 38Cl und 37Cl 38Cl ist ein kurzlebiges Isotop mit einer Halbwertszeit von 37 Minuten und kann zum Beispiel durch Neutronenadsorption aus in Meerwasser enthaltenem 37Cl entstehen. In Flüssigsalzreaktoren, welche mit Chloriden operieren (üblich sind allerdings Fluoride), kann die Reaktion von 37Cl zum radioaktive 38Cl problematisch sein, sodass für eine entsprechende Verwendung oft Isotopentrennung vorgeschlagen wird, um 35Cl anzureichern. Verwendung Chlor wird vor allem zur Herstellung anderer Chemikalien verwendet. Mit 33 % im Jahr 1997 ist dabei Vinylchlorid, die Ausgangssubstanz für die Herstellung des Kunststoffs Polyvinylchlorid, das wichtigste Produkt. Auch andere einfache chlororganische Verbindungen werden durch Reaktion von Chlor und entsprechenden Kohlenwasserstoffen, zum Beispiel mittels Photochlorierung, hergestellt. Diese dienen vor allem als Zwischenprodukt, etwa für die Herstellung von Kunststoffen, Arzneistoffen oder Pestiziden. So wurden 1995 85 % aller Arzneistoffe unter Verwendung von Chlor hergestellt. Häufig wird das Chlor im Verlauf eines Herstellungsprozesses wieder abgespalten, um chlorfreie Endprodukte zu erhalten. Beispiele dafür sind die Herstellung von Glycerin über Allylchlorid und Epichlorhydrin oder das Chlorhydrinverfahren zur Herstellung von Propylenoxid. Anorganische Chlorverbindungen werden häufig über die Reaktion mit Chlor hergestellt. Technisch wichtig sind dabei beispielsweise die Synthese von Chlorwasserstoff in hoher Reinheit durch Reaktion von Chlor und Wasserstoff oder die Synthese von Titantetrachlorid. Dieses wird entweder über den Kroll-Prozess zu elementarem Titan weiterverarbeitet oder dient als Zwischenprodukt bei der Reinigung des Weißpigmentes Titan(IV)-oxid. Weitere wichtige Chloride, die durch Reaktion des Elements mit Chlor dargestellt werden, sind Aluminiumtrichlorid und Siliciumtetrachlorid. Wird Chlor in Wasser geleitet, disproportioniert es langsam unter Bildung von Hypochloriger Säure und Salzsäure. Erstere wirkt stark oxidierend und wirkt so bleichend und desinfizierend. Die bleichende Wirkung des Chlors wurde vor allem für die Produktion von weißem Papier ausgenutzt. Das Chlor ist in der Lage, die aromatischen Ringe des Lignins zu ersetzen oder zu oxidieren. Dadurch sind mögliche Chromophore zerstört und das Papier erscheint heller. Da jedoch bei der Chlorbleiche teilweise krebserzeugende chlororganische Verbindungen wie Polychlorierte Dibenzodioxine und Dibenzofurane oder Chlorphenole entstehen, wurde die Chlorbleiche häufig durch ungefährlichere Methoden wie die Bleiche mit Natriumdithionit ersetzt. Die desinfizierende Wirkung des bei der Reaktion von Chlor und Wasser entstandenem Hypochlorits wird bei der Wasseraufbereitung in der sogenannten Chlorung ausgenutzt. Neben Trinkwasser wird vor allem Schwimmbadwasser auf diese Weise von Bakterien befreit. Da bei der Reaktion mit anderen Bestandteilen des Wassers auch unerwünschte und teilweise giftige oder krebserregende Stoffe, etwa Trihalogenmethane, entstehen können, wird Chlor für die Desinfektion von Trinkwasser zunehmend durch Chlordioxid oder Ozon ersetzt. Auf Grund der Umweltschädlichkeit und Giftigkeit von Chlor und vielen chlorhaltigen Verbindungen wird gefordert und teilweise versucht, diese zu vermeiden und durch chlorfreie Verbindungen und Prozesse zu ersetzen. Auch das Recycling von chlorhaltigen Abfallstoffen ist eine Alternative, da so keine neuen derartigen Produkte hergestellt werden müssen. Das Verbrennen von chlororganischen Verbindungen, bei dem leicht giftige Verbrennungsprodukte entstehen können, kann so vermieden werden. Allerdings sprechen häufig höhere Preise und schlechtere Eigenschaften von Ersatzstoffen gegen den Einsatz von chlorfreien Produkten und Prozessen, und es wird weiterhin Chlor in großen Mengen in der Industrie eingesetzt. Biologische Bedeutung Elementares Chlor wirkt oxidierend und kann mit pflanzlichem und tierischem Gewebe reagieren. Es ist dementsprechend toxisch und hat keine biologische Bedeutung. Ebenfalls stark oxidierend wirkend und damit ohne biologische Funktionen sind Chlorverbindungen in hohen Oxidationsstufen wie etwa Chloroxide und Chlorsauerstoffsäuren. Von biologischer Bedeutung ist das Element in Form des Chlorid-Anions. Chlorid ist essentiell und eines der häufigeren Bestandteile des Körpers. So enthält ein durchschnittlicher menschlicher Körper von etwa 70 kg 95 g Chlorid. Der größte Teil des Chlorids befindet sich als Gegenion zu Natrium gelöst im Extrazellularraum, so besitzt Blutplasma eine Chloridkonzentration von 100–107 mmol/l. Chlorid beeinflusst maßgeblich den osmotischen Druck und damit den Wasserhaushalt des Körpers. Weiterhin dient Chlorid zum Ladungsausgleich bei Austausch von Ionen in Zellen hinein und aus diesen heraus. Dies spielt beispielsweise beim Transport von Kohlenstoffdioxid als Hydrogencarbonat eine Rolle. Für diesen Ausgleich und die Wiederherstellung des Ruhemembranpotentials dienen Chloridkanäle, durch die Chlorid-Ionen die Zellmembranen passieren können. Eine besonders hohe Chloridkonzentration enthält der Magensaft; da dort neben den Chloridionen überwiegend Oxonium-Ionen vorliegen, ist die Magensäure eine Salzsäure mit einer Konzentration von etwa 0,1 mol/l. Aufgenommen wird das Chlorid überwiegend als Natriumchlorid im Speisesalz. Die empfohlene tägliche Menge für die Aufnahme von Chlorid liegt bei 3,2 g für Erwachsene und 0,5 g für Säuglinge. Nachweis Chlor besitzt eine typische grün-gelbe Farbe und ebenso einen charakteristischen Geruch, diese lassen jedoch keine genauere Bestimmung zu. Für den Nachweis von Chlor wird meist die oxidierende Wirkung ausgenutzt. So kann Chlor Iodide und Bromide zu den Elementen oxidieren, wodurch sich eine bromidhaltige Lösung braun beziehungsweise eine iodidhaltige Lösung violett färbt. Damit diese Farbe besser zu sehen ist, wird das Brom oder Iod mit Hexan extrahiert. Auch Reaktionen mit anderen Stoffen, etwa die Entfärbung von Methylorange kann als Nachweis für Chlor genutzt werden. Diese sind jedoch nicht spezifisch, da auch andere Oxidationsmittel in der Lage sind, in gleicher Weise zu reagieren. Einen für Chlor spezifischen Nachweis, der etwa in Prüfröhrchen für Gase angewendet wird, liefert die Reaktion mit Tolidin. Dabei bildet sich ein gelber Farbstoff, der durch kolorimetrische Verfahren nachweisbar ist. Chloride können in wässrigen Lösungen über die Reaktion mit Silberionen und die Bildung des schwerlöslichen Silberchlorids nachgewiesen werden. Dieses liegt als weißer Niederschlag vor und unterscheidet sich damit von den ebenfalls schwerlöslichen Silberbromid und Silberiodid, die eine gelbe Farbe besitzen. Über die Argentometrie lassen sich dadurch auch quantitative Messungen von Chloridgehalten durchführen. Sicherheitshinweise Chlor wirkt als Gas vorwiegend auf die Atemwege. Bei der Inhalation reagiert es mit der Feuchtigkeit der Schleimhäute unter Bildung von hypochloriger Säure und Chlorwasserstoffsäure. Dadurch kommt es zu einer starken Reizung der Schleimhäute, bei längerer Einwirkung auch zu Bluthusten und Atemnot, sowie Erstickungserscheinungen. Bei höheren Konzentrationen kommt es zur Bildung von Lungenödemen und starken Lungenschäden. Ein Gehalt von 0,5–1 % Chlor in der Atemluft wirkt tödlich durch Atemstillstand. Die letalen Dosen über eine Stunde (LC50) liegen bei 293 ppm für Ratten und 137 ppm für Mäuse. Flüssiges Chlor wirkt stark ätzend auf die Haut. Bei chronischer Einwirkung von Chlor kann es zu chronischer Bronchitis, bei höheren Konzentrationen auch zu Herz- und Kreislaufschäden, sowie Magenbeschwerden kommen. Chlor ist nicht brennbar (Chlordioxid entsteht auf anderem Weg), kann jedoch mit vielen Stoffen stark reagieren. So besteht beim Kontakt von Chlor mit Wasserstoff, Kohlenwasserstoffen, Ammoniak, Aminen, Diethylether und einigen anderen Stoffen Explosionsgefahr. Eine spanische Studie kam zu dem Ergebnis, dass die durch die Chlorung des Wassers und die Reaktion mit organischen Verunreinigungen (Urin, Schweiß, Hautschuppen) entstehenden Desinfektionsnebenprodukte das Risiko für Blasenkrebs erhöhen. Dieses Risiko lässt sich durch angemessene hygienische Verhaltensweisen der Badegäste (vor dem Betreten des Beckens duschen, nicht ins Becken urinieren) deutlich verringern. Verbindungen Chlor bildet Verbindungen in verschiedenen Oxidationsstufen von −1 bis +7. Die stabilste und häufigste Oxidationsstufe ist dabei −1, die höheren werden nur in Verbindungen mit den elektronegativeren Elementen Sauerstoff und Fluor gebildet. Dabei sind die ungeraden Oxidationsstufen +1, +3, +5 und +7 stabiler als die geraden. Einen Überblick über die Chlorverbindungen bietet die :Kategorie:Chlorverbindung Chlorwasserstoff und Chloride Anorganische Verbindungen, in denen das Chlor in der Oxidationsstufe −1 und damit als Anion vorliegt, werden Chloride genannt. Diese leiten sich von der gasförmigen Wasserstoffverbindung Chlorwasserstoff (HCl) ab. Diese ist eine starke Säure und gibt in wässrigen Lösungen leicht das Proton ab. Diese wässrige Lösung wird als Salzsäure bezeichnet. Salzsäure ist eine der technisch wichtigsten Säuren und wird in großen Mengen verwendet. Chloride sind in der Regel gut wasserlöslich, Ausnahmen sind Silberchlorid, Quecksilber(I)-chlorid und Blei(II)-chlorid. Besonders bekannt sind die Chloride der Alkalimetalle, vor allem das Natriumchlorid. Dieses ist der Hauptbestandteil des Speisesalzes und damit wichtiger Bestandteil der Ernährung. Gleichzeitig ist das in großen Mengen als Halit vorkommende Natriumchlorid Ausgangsverbindung für die Gewinnung der meisten anderen Chlorverbindungen. Auch Kaliumchlorid wird in großen Mengen, vor allem als Dünger und zur Gewinnung anderer Kaliumverbindungen, verwendet. Chloroxide Es ist eine größere Anzahl Verbindungen von Chlor und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln ClOx (x = 1–4) und Cl2Ox (x = 1–7) aufgebaut. Chloroxide sind sehr reaktiv und zerfallen explosionsartig in die Elemente. Von technischer Bedeutung sind nur zwei der Chloroxide, Dichloroxid (Cl2O) und Chlordioxid (ClO2). Letztes ist unter Normalbedingungen gasförmig und eine der wenigen radikalisch aufgebauten Verbindungen. Beim Verfestigen dimerisiert es und ändert dabei die Magnetisierung von Para- zu Diamagnetismus. Chlorsauerstoffsäuren Neben den Chloroxiden bilden Chlor und Sauerstoff – analog zu den Halogenen Brom und Iod – auch mehrere Säuren, bei denen ein Chloratom von einem bis vier Sauerstoffatomen umgeben sind. Diese zu den Halogensauerstoffsäuren zählenden Verbindungen sind die Hypochlorige Säure, die Chlorige Säure, die Chlorsäure und die Perchlorsäure. Die einzige dieser Säuren, die als Reinstoff stabil ist, ist die Perchlorsäure, die anderen sind nur in wässriger Lösung oder in Form ihrer Salze bekannt. Der pKs-Wert dieser Säuren sinkt mit der zunehmenden Anzahl an Sauerstoffatomen im Molekül. Während die Hypochlorige Säure eine nur schwache Säure ist, zählt Perchlorsäure zu den Supersäuren, den stärksten bekannten Säuren. Interhalogenverbindungen Chlor bildet vorwiegend mit Fluor, zum Teil auch mit den anderen Halogenen eine Reihe von Interhalogenverbindungen. Chlorfluoride wie Chlorfluorid und Chlortrifluorid wirken stark oxidierend und fluorierend. Während Chlor in den Fluor-Chlor-Verbindungen als elektropositiveres Element in Oxidationsstufen bis +5 im Chlorpentafluorid vorliegt, ist es in Verbindungen mit Brom und Iod der elektronegativere Bestandteil. Mit diesen Elementen sind nur drei Verbindungen, Bromchlorid, Iodchlorid und Iodtrichlorid bekannt. Organische Chlorverbindungen Eine Vielzahl von organischen Chlorverbindungen (auch Organochlorverbindungen) wird synthetisch hergestellt. Wichtig sind in der Gruppe der Halogenkohlenwasserstoffe die Chloralkane, die Chloralkene sowie die Chloraromaten. Eingesetzt werden sie unter anderem als Lösungsmittel, Kältemittel, Hydrauliköle, Pflanzenschutzmittel oder Arzneistoffe. Zu den Organochlorverbindungen gehören auch einige stark giftige, persistente und bioakkumulative Substanzen, wie etwa die polychlorierten Dibenzodioxine und Dibenzofurane. Die ersten zwölf in das der Schadstoffkontrolle dienenden Stockholmer Übereinkommen aufgenommenen Verbindungen beziehungsweise Stoffgruppen, das sogenannte Dreckige Dutzend, sind ausnahmslos organische Chlorverbindungen. Außerdem gibt es in der Biosphäre eine Vielzahl von natürlichen organischen Chlorverbindungen, die von Organismen, wie z. B. Bodenbakterien, Schimmelpilze, Seetang und Flechten, synthetisiert werden können. Zu den Verbindungen gehören biogene Halogenkohlenwasserstoffe, wie Methylchlorid, das zu 70 % aus marinen Organismen stammt, und chlorierte Aromate, aber auch chlorhaltige Aminosäuren, wie L-2-Amino-4-chlor-4-pentensäure, die in bestimmten Blätterpilzen vorkommt. Auffällig hoch ist auch der Anteil von chlorierten Huminstoffen in bestimmten Mooren. Die Synthese dieser Verbindungen erfolgt über Haloperoxidasen in Gegenwart von Wasserstoffperoxid, über Direktchlorierung mit enzymatisch freigesetztem Chlor oder Hypochlorit, über Chlorradikale oder durch nucleophile Ringöffnung von Epoxiden mit Chloridionen. Da Chloridionen in der Natur häufig vorkommen, sind diese ausschließlich der Chlorlieferant für die biogenen organischen Chlorverbindungen. Der Anteil dieser Verbindungen in der Umwelt im Vergleich zu dem industriell verursachten Anteil von organischen Chlorverbindungen ist nicht unerheblich. Chlorhydrate Wie von Faraday 1811 erstmals näher untersucht, bildet Chlorgas bei Abkühlung in Gegenwart von Wasser auskristallisierende „Chlorhydrate“, über deren Aufbau und Zusammensetzung lange Zeit Unklarheit herrschte. Nach einstweilen letztem Stand der Untersuchungen handelt es sich dabei um eine Verbindung der Summenformel Cl2·7H2O. Literatur Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 1022–1024. Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle. de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente – das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3. Peter Schmittinger u. a.: Chlorine. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 3-527-30385-5. Weblinks Einzelnachweise Lungenkampfstoff


source: wikipedia

text: Curium ist ein künstlich erzeugtes chemisches Element mit dem Elementsymbol Cm und der Ordnungszahl 96. Im Periodensystem steht es in der Gruppe der Actinoide (7. Periode, f-Block) und zählt zu den Transuranen. Curium wurde nach den Forschern Marie Curie und Pierre Curie benannt. Bei Curium handelt es sich um ein radioaktives, silbrig-weißes Metall großer Härte. Es wird in Kernreaktoren gebildet, eine Tonne abgebrannten Kernbrennstoffs enthält durchschnittlich etwa 20 g. Curium wurde im Sommer 1944 erstmals aus dem leichteren Element Plutonium erzeugt, die Entdeckung wurde zunächst nicht veröffentlicht. Erst in einer amerikanischen Radiosendung für Kinder wurde durch den Entdecker Glenn T. Seaborg als Gast der Sendung die Existenz der Öffentlichkeit preisgegeben, indem er die Frage eines jungen Zuhörers bejahte, ob neue Elemente entdeckt worden seien. Curium ist ein starker α-Strahler; es wird gelegentlich aufgrund der sehr großen Wärmeentwicklung während des Zerfalls in Radionuklidbatterien eingesetzt. Außerdem wird es zur Erzeugung von 238Pu für gammastrahlungsarme Radionuklidbatterien, beispielsweise in Herzschrittmachern, verwendet. Das Element kann weiterhin als Ausgangsmaterial zur Erzeugung höherer Transurane und Transactinoide eingesetzt werden. Es dient auch als α-Strahlenquelle in Röntgenspektrometern, mit denen u. a. die Mars-Rover Sojourner, Spirit und Opportunity auf der Oberfläche des Planeten Mars Gestein chemisch analysieren. Der Lander Philae der Raumsonde Rosetta sollte damit die Oberfläche des Kometen 67P/Tschurjumow-Gerassimenko untersuchen. Geschichte Curium wurde im Sommer 1944 von Glenn T. Seaborg und seinen Mitarbeitern Ralph A. James und Albert Ghiorso entdeckt. In ihren Versuchsreihen benutzten sie ein 60-Inch-Cyclotron an der Universität von Kalifornien in Berkeley. Nach Neptunium und Plutonium war es das dritte seit dem Jahr 1940 entdeckte Transuran. Seine Erzeugung gelang noch vor der des in der Ordnungszahl um einen Platz tiefer stehenden Elements Americium. Zur Erzeugung des neuen Elements wurden meistens die Oxide der Ausgangselemente verwendet. Dazu wurde zunächst Plutoniumnitratlösung (mit dem Isotop 239Pu) auf eine Platinfolie von etwa 0,5 cm2 aufgetragen, die Lösung danach eingedampft und der Rückstand dann zum Oxid (PuO2) geglüht. Nach dem Beschuss im Cyclotron wurde die Beschichtung mittels Salpetersäure gelöst und anschließend wieder mit einer konzentrierten wässrigen Ammoniak-Lösung als Hydroxid ausgefällt; der Rückstand wurde in Perchlorsäure gelöst. Die weitere Trennung erfolgte mit Ionenaustauschern. In diesen Versuchsreihen entstanden zwei verschiedene Isotope: 242Cm und 240Cm. Das erste Isotop 242Cm erzeugten sie im Juli/August 1944 durch Beschuss von 239Pu mit α-Teilchen. Hierbei entsteht in einer sogenannten (α,n)-Reaktion das gewünschte Isotop und ein Neutron: Die Identifikation gelang zweifelsfrei anhand der charakteristischen Energie des beim Zerfall ausgesandten α-Teilchens. Die Halbwertszeit dieses α-Zerfalls wurde erstmals auf 150 Tage bestimmt (162,8 d). Das zweite, kurzlebigere Isotop 240Cm, das ebenfalls durch Beschuss von 239Pu mit α-Teilchen entsteht, entdeckten sie erst später im März 1945: Die Halbwertszeit des anschließenden α-Zerfalls wurde erstmals auf 26,7 Tage bestimmt (27 d). Auf Grund des andauernden Zweiten Weltkriegs wurde die Entdeckung des neuen Elements zunächst nicht veröffentlicht. Die Öffentlichkeit erfuhr erst auf äußerst kuriose Weise von dessen Existenz: In der amerikanischen Radiosendung Quiz Kids vom 11. November 1945 fragte einer der jungen Zuhörer Glenn Seaborg, der als Gast der Sendung auftrat, ob während des Zweiten Weltkriegs im Zuge der Erforschung von Nuklearwaffen neue Elemente entdeckt worden seien. Seaborg bejahte die Frage und enthüllte damit die Existenz des Elements gleichzeitig mit der des nächstniedrigeren Elements, Americium. Dies geschah noch vor der offiziellen Bekanntmachung bei einem Symposium der American Chemical Society. Die Entdeckung von Curium (242Cm, 240Cm), ihre Produktion und die ihrer Verbindungen wurden später unter dem Namen Element 96 and compositions thereof patentiert, wobei als Erfinder nur Glenn T. Seaborg angegeben wurde. Der Name Curium wurde in Analogie zu Gadolinium gewählt, dem Seltenerdmetall, das im Periodensystem genau über Curium steht. Die Namenswahl ehrte das Ehepaar Marie und Pierre Curie, dessen wissenschaftliche Arbeit für die Erforschung der Radioaktivität bahnbrechend gewesen war. Es folgte damit der Namensgebung von Gadolinium, das nach dem berühmten Erforscher der Seltenen Erden, Johan Gadolin benannt wurde: As the name for the element of atomic number 96 we should like to propose "curium", with symbol Cm. The evidence indicates that element 96 contains seven 5f electrons and is thus analogous to the element gadolinium with its seven 4f electrons in the regular rare earth series. On this basis element 96 is named after the Curies in a manner analogous to the naming of gadolinium, in which the chemist Gadolin was honored. Die erste wägbare Menge Curium konnte 1947 in Form des Hydroxids von Louis B. Werner und Isadore Perlman hergestellt werden. Hierbei handelte es sich um 40 μg 242Cm, das durch Neutronenbeschuss von 241Am entstand. In elementarer Form wurde es erst 1951 durch Reduktion von Curium(III)-fluorid mit Barium dargestellt. Vorkommen Das langlebigste Isotop 247Cm besitzt eine Halbwertszeit von 15,6 Millionen Jahren. Aus diesem Grund ist das gesamte primordiale Curium, das die Erde bei ihrer Entstehung enthielt, mittlerweile zerfallen. Curium wird zu Forschungszwecken in kleinen Mengen künstlich hergestellt. Weiterhin fällt es in geringen Mengen in abgebrannten Kernbrennstoffen an. In der Umwelt vorkommendes Curium stammt größtenteils aus atmosphärischen Kernwaffentests bis 1980. Lokal gibt es höhere Vorkommen, bedingt durch nukleare Unfälle und andere Kernwaffentests. Zum natürlichen Hintergrund der Erde trägt Curium allerdings kaum bei. Über die Erstentdeckung von Einsteinium und Fermium in den Überresten der ersten amerikanischen Wasserstoffbombe, Ivy Mike, am 1. November 1952 auf dem Eniwetok-Atoll hinaus wurden neben Plutonium und Americium auch Isotope von Curium, Berkelium und Californium gefunden: vor allem die Isotope 245Cm und 246Cm, in kleineren Mengen 247Cm und 248Cm, in Spuren 249Cm. Aus Gründen der militärischen Geheimhaltung wurden die Ergebnisse erst später im Jahr 1956 publiziert. Gewinnung und Darstellung Gewinnung von Curiumisotopen Curium fällt in geringen Mengen in Kernreaktoren an. Es steht heute weltweit lediglich in Mengen von wenigen Kilogramm zur Verfügung, worauf sein sehr hoher Preis von etwa 160 US-Dollar pro Mikrogramm 244Cm bzw. 248Cm beruht. In Kernreaktoren wird es aus 238U in einer Reihe von Kernreaktionen gebildet. Ein wichtiger Schritt ist hierbei die (n,γ)- oder Neutroneneinfangsreaktion, bei welcher das gebildete angeregte Tochternuklid durch Aussendung eines γ-Quants in den Grundzustand übergeht. Die hierzu benötigten freien Neutronen entstehen durch Kernspaltung anderer Kerne im Reaktor. In diesem kernchemischen Prozess wird zunächst durch eine (n,γ)-Reaktion gefolgt von zwei β−-Zerfällen das Plutoniumisotop 239Pu gebildet. In Brutreaktoren wird dieser Prozess zum Erbrüten neuen Spaltmaterials genutzt. Die angegebenen Zeiten sind Halbwertszeiten. Zwei weitere (n,γ)-Reaktionen mit anschließendem β−-Zerfall liefern das Americiumisotop 241Am. Dieses ergibt nach einer weiteren (n,γ)-Reaktion mit folgendem β-Zerfall 242Cm. Zu Forschungszwecken kann Curium auf effizienterem Wege gezielt aus Plutonium gewonnen werden, das im großen Maßstab aus abgebranntem Kernbrennstoff erhältlich ist. Dieses wird hierzu mit einer Neutronenquelle, die einen hohen Neutronenfluss besitzt, bestrahlt. Die hierbei möglichen Neutronenflüsse sind um ein Vielfaches höher als in einem Kernreaktor, so dass hier ein anderer Reaktionspfad als der oben dargestellte überwiegt. Aus 239Pu wird durch vier aufeinander folgende (n,γ)-Reaktionen 243Pu gebildet, welches durch β-Zerfall mit einer Halbwertszeit von 4,96 Stunden zu dem Americiumisotop 243Am zerfällt. Das durch eine weitere (n,γ)-Reaktion gebildete 244Am zerfällt wiederum durch β-Zerfall mit einer Halbwertszeit von 10,1 Stunden letztlich zu 244Cm. Diese Reaktion findet auch in Kernkraftwerken im Kernbrennstoff statt, so dass 244Cm auch bei der Wiederaufarbeitung abgebrannter Kernbrennstoffe anfällt und auf diesem Wege gewonnen werden kann. Aus 244Cm entstehen durch weitere (n,γ)-Reaktionen im Reaktor in jeweils kleiner werdenden Mengen die nächst schwereren Isotope. In der Forschung sind besonders die Isotope 247Cm und 248Cm wegen ihrer langen Halbwertszeiten beliebt. Die Entstehung von 250Cm auf diesem Wege ist jedoch sehr unwahrscheinlich, da 249Cm nur eine kurze Halbwertszeit besitzt und so weitere Neutroneneinfänge in der kurzen Zeit unwahrscheinlich sind. Dieses Isotop ist jedoch aus dem α-Zerfall von 254Cf zugänglich. Problematisch ist hierbei jedoch, dass 254Cf hauptsächlich durch Spontanspaltung und nur in geringem Maße durch α-Zerfall zerfällt. 249Cm zerfällt durch β−-Zerfall zu Berkelium 249Bk. (n,γ)-Reaktionen für die Nukleonenzahlen A=244–248, selten auch für A=249 und 250. Durch Kaskaden von (n,γ)-Reaktionen und β-Zerfällen hergestelltes Curium besteht jedoch immer aus einem Gemisch verschiedener Isotope. Eine Auftrennung ist daher mit erheblichem Aufwand verbunden. Zu Forschungszwecken wird auf Grund seiner langen Halbwertszeit bevorzugt 248Cm verwendet. Die effizienteste Methode zur Darstellung dieses Isotops ist durch den α-Zerfall von Californium 252Cf gegeben, das auf Grund seiner langen Halbwertszeit in größeren Mengen zugänglich ist. Auf diesem Wege gewonnenes 248Cm besitzt eine Isotopenreinheit von 97 %. Etwa 35–50 mg 248Cm werden auf diese Art derzeit pro Jahr erhalten. Das lediglich zur Isotopenforschung interessante reine 245Cm kann aus dem α-Zerfall von Californium 249Cf erhalten werden, welches in sehr geringen Mengen als Tochternuklid des β−-Zerfalls des Berkeliumisotops 249Bk erhalten werden kann. Darstellung elementaren Curiums Metallisches Curium kann durch Reduktion aus seinen Verbindungen erhalten werden. Zuerst wurde Curium(III)-fluorid zur Reduktion verwendet. Dieses wird hierzu in wasser- und sauerstofffreier Umgebung in Reaktionsapparaturen aus Tantal und Wolfram mit elementarem Barium oder Lithium zur Reaktion gebracht. CmF3 + 3 Li -> Cm + 3 LiF Auch die Reduktion von Curium(IV)-oxid mittels einer Magnesium-Zink-Legierung in einer Schmelze aus Magnesiumchlorid und Magnesiumfluorid ergibt metallisches Curium. Eigenschaften Im Periodensystem steht das Curium mit der Ordnungszahl 96 in der Reihe der Actinoide, sein Vorgänger ist das Americium, das nachfolgende Element ist das Berkelium. Sein Analogon in der Reihe der Lanthanoiden ist das Gadolinium. Physikalische Eigenschaften Curium ist ein radioaktives Metall. Dieses ist hart und hat ein silbrig-weißes Aussehen ähnlich dem Gadolinium, seinem Lanthanoidanalogon. Auch in seinen weiteren physikalischen und chemischen Eigenschaften ähnelt es diesem stark. Sein Schmelzpunkt von 1340 °C liegt deutlich höher als der der vorhergehenden Transurane Neptunium (637 °C), Plutonium (639 °C) und Americium (1173 °C). Im Vergleich dazu schmilzt Gadolinium bei 1312 °C. Der Siedepunkt von Curium liegt bei 3110 °C. Von Curium existiert bei Standardbedingungen mit α-Cm nur eine bekannte Modifikation. Diese kristallisiert im hexagonalen Kristallsystem in der mit den Gitterparametern a = 365 pm und c = 1182 pm sowie vier Formeleinheiten pro Elementarzelle. Die Kristallstruktur besteht aus einer doppelt-hexagonal dichtesten Kugelpackung mit der Schichtfolge ABAC und ist damit isotyp zur Struktur von α-La. Oberhalb eines Drucks von 23 GPa geht α-Cm in β-Cm über. Die β-Modifikation kristallisiert im kubischen Kristallsystem in der Raumgruppe mit dem Gitterparameter a = 493 pm, was einem kubisch flächenzentrierten Gitter (fcc) beziehungsweise einer kubisch dichtesten Kugelpackung mit der Stapelfolge ABC entspricht. Die Fluoreszenz angeregter Cm(III)-Ionen ist ausreichend langlebig, um diese zur zeitaufgelösten Laserfluoreszenzspektroskopie zu nutzen. Die lange Fluoreszenz kann auf die große Energielücke zwischen dem Grundterm 8S7/2 und dem ersten angeregten Zustand 6D7/2 zurückgeführt werden. Dies erlaubt die gezielte Detektion von Curiumverbindungen unter weitgehender Ausblendung störender kurzlebiger Fluoreszenzprozesse durch weitere Metallionen und organische Substanzen. Chemische Eigenschaften Die stabilste Oxidationsstufe für Curium ist +3. Gelegentlich ist es auch in der Oxidationsstufe +4 zu finden. Sein chemisches Verhalten ähnelt sehr dem Americium und vielen Lanthanoiden. In verdünnten wässrigen Lösungen ist das Cm3+-Ion farblos, das Cm4+-Ion blassgelb. In höher konzentrierten Lösungen ist das Cm3+-Ion jedoch ebenfalls blassgelb. Curiumionen gehören zu den harten Lewis-Säuren, weshalb sie die stabilsten Komplexe mit harten Basen bilden. Die Komplexbindung besitzt hierbei nur einen sehr geringen kovalenten Anteil und basiert hauptsächlich auf ionischer Wechselwirkung. Curium unterscheidet sich in seinem Komplexierungsverhalten von den früher bekannten Actinoiden wie Thorium und Uran und ähnelt auch hier stark den Lanthanoiden. In Komplexen bevorzugt es eine neunfache Koordination mit dreifach überkappter trigonal-prismatischer Geometrie. Biologische Aspekte Curium besitzt keine biologische Bedeutung. Die Biosorption von Cm3+ durch Bakterien und Archäen wurde untersucht. Spaltbarkeit Die ungeradzahligen Curiumisotope, insbesondere 243Cm, 245Cm und 247Cm eignen sich aufgrund der hohen Spaltquerschnitte prinzipiell auch als Kernbrennstoffe in einem thermischen Kernreaktor. Generell können alle Isotope zwischen 242Cm und 248Cm sowie 250Cm eine Kettenreaktion aufrechterhalten, wenn auch zum Teil nur mit schneller Spaltung. In einem schnellen Reaktor könnte also jede beliebige Mischung der genannten Isotope als Brennstoff verwendet werden. Der Vorteil liegt dann darin, dass bei der Gewinnung aus abgebranntem Kernbrennstoff keine Isotopentrennung durchgeführt werden müsste, sondern lediglich eine chemische Separation des Curiums von den anderen Stoffen. Die unten stehende Tabelle gibt die kritischen Massen für eine reine Kugelgeometrie ohne Moderator und Reflektor an: Mit Reflektor liegen die kritischen Massen der ungeradzahligen Isotope bei etwa 3–4 kg. In wässriger Lösung mit Reflektor lässt sich die kritische Masse für 245Cm bis auf 59 g reduzieren (243Cm: 155 g; 247Cm: 1,55 kg); diese Werte sind aufgrund von Unsicherheiten der für die Berechnung relevanten physikalischen Daten nur auf etwa 15 % genau, dementsprechend finden sich in unterschiedlichen Quellen teils stark schwankende Angaben. Aufgrund der geringen Verfügbarkeit und des hohen Preises wird Curium aber nicht als Kernbrennstoff eingesetzt und ist daher in Abs. 1 des Atomgesetzes in Deutschland auch nicht als solcher klassifiziert. Die ungeradzahligen Curiumisotope, hier wiederum insbesondere 245Cm und 247Cm, könnten ebenso wie für den Reaktorbetrieb auch zum Bau von Kernwaffen eingesetzt werden. Bomben aus 243Cm wären aber aufgrund der geringen Halbwertszeit des Isotops mit einem erheblichen Wartungsaufwand verbunden. Außerdem müsste 243Cm als α-Strahler durch die beim radioaktiven Zerfall freiwerdende Energie glühend heiß sein, was die Konstruktion einer Bombe sehr erschweren dürfte. Da die kritischen Massen zum Teil sehr klein sind, ließen sich so vergleichsweise kleine Bomben konstruieren. Bisher sind allerdings keine Aktivitäten dieser Art publik geworden, was sich ebenfalls auf die geringe Verfügbarkeit zurückführen lässt. Isotope Von Curium existieren nur Radionuklide und keine stabilen Isotope. Insgesamt sind 20 Isotope und 7 Kernisomere des Elements zwischen 233Cm und 252Cm bekannt. Die längsten Halbwertszeiten haben 247Cm mit 15,6 Mio. Jahren und 248Cm mit 348.000 Jahren. Daneben haben noch die Isotope 245Cm mit 8500, 250Cm mit 8300 und 246Cm mit 4760 Jahren lange Halbwertszeiten. 250Cm ist dabei eine Besonderheit, da sein radioaktiver Zerfall zum überwiegenden Teil (etwa 86 %) in spontaner Spaltung besteht. Die am häufigsten technisch eingesetzten Curiumisotope sind 242Cm mit 162,8 Tagen und 244Cm mit 18,1 Jahren Halbwertszeit. Die Wirkungsquerschnitte für induzierte Spaltung durch ein thermisches Neutron betragen: für 242Cm etwa 5 b, 243Cm 620 b, 244Cm 1,1 b, 245Cm 2100 b, 246Cm 0,16 b, 247Cm 82 b, 248Cm 0,36 b. Dies entspricht der Regel, nach der meist die Transuran-Nuklide mit ungerader Neutronenzahl "thermisch leicht spaltbar" sind. → Liste der Curiumisotope Verwendung Radionuklidbatterien Da die beiden am häufigsten erbrüteten Isotope, 242Cm und 244Cm, nur kurze Halbwertszeiten (162,8 Tage bzw. 18,1 Jahre) und Alphaenergien von etwa 6 MeV haben, zeigt es eine viel stärkere Aktivität als etwa das in der natürlichen Uran-Radium-Zerfallsreihe erzeugte 226Ra. Aufgrund dieser Radioaktivität gibt es sehr große Wärmemengen ab; 244Cm emittiert 3 Watt/g und 242Cm sogar 120 Watt/g. Diese Curiumisotope können aufgrund der extremen Wärmeentwicklung in Form von Curium(III)-oxid (Cm2O3) in Radionuklidbatterien zur Versorgung mit Elektrischer Energie z. B. in Raumsonden eingesetzt werden. Dafür wurde vor allem die Verwendung von 244Cm untersucht. Als α-Strahler benötigt es eine wesentlich dünnere Abschirmung als die Betastrahler, jedoch ist seine Spontanspaltungsrate und damit die Neutronen- und Gammastrahlung höher als die von 238Pu. Es unterlag daher wegen der benötigten dicken Abschirmung und starken Neutronenstrahlung sowie seiner kürzeren Halbwertszeit (18,1 Jahre) dem 238Pu mit 87,7 Jahren Halbwertszeit. 242Cm wurde auch eingesetzt, um 238Pu für Radionuklidbatterien in Herzschrittmachern zu erzeugen. Im Reaktor erbrütetes 238Pu wird durch die (n,2n)-Reaktion von 237Np immer mit 236Pu verunreinigt, in dessen Zerfallsreihe der starke Gammastrahler 208Tl vorkommt. Ähnliches gilt auch für aus Uran unter Deuteronenbeschuss gewonnene 238Pu. Die anderen gewöhnlicherweise im Reaktor in relevanten Mengen erbrüteten Curium-Isotope führen in ihren Zerfallsreihen schnell auf langlebige Isotope, deren Strahlung für die Konstruktion von Herzschrittmachern dann nicht mehr relevant ist. Röntgenspektrometer 244Cm dient als α-Strahlenquelle in den vom Max-Planck-Institut für Chemie in Mainz entwickelten α-Partikel-Röntgenspektrometern (APXS), mit denen die Mars-Rover Sojourner, Spirit und Opportunity auf dem Planeten Mars Gestein chemisch analysierten. Auch der Lander Philae der Raumsonde Rosetta ist mit einem APXS ausgestattet, um die Zusammensetzung des Kometen Tschurjumow-Gerassimenko zu analysieren. Außerdem hatten bereits die Mondsonden Surveyor 5–7 Alphaspektrometer an Bord. Diese arbeiteten jedoch mit 242Cm und maßen die von den α-Teilchen aus dem Mondboden herausgeschlagenen Protonen und zurückgeworfene α-Teilchen. Herstellung anderer Elemente Weiterhin ist Curium Ausgangsmaterial zur Erzeugung höherer Transurane und Transactinoide. So führt zum Beispiel der Beschuss von 248Cm mit Sauerstoff (18O) beziehungsweise Magnesiumkernen (26Mg) zu den Elementen Seaborgium 265Sg beziehungsweise Hassium 269Hs und 270Hs. Sicherheitshinweise Einstufungen nach der CLP-Verordnung liegen nicht vor, weil diese nur die chemische Gefährlichkeit umfassen, die eine völlig untergeordnete Rolle gegenüber den auf der Radioaktivität beruhenden Gefahren spielen. Auch Letzteres gilt nur, wenn es sich um eine dafür relevante Stoffmenge handelt. Da von Curium nur radioaktive Isotope existieren, darf es selbst sowie seine Verbindungen nur in geeigneten Laboratorien unter speziellen Vorkehrungen gehandhabt werden. Die meisten gängigen Curiumisotope sind α-Strahler, weshalb eine Inkorporation unbedingt vermieden werden muss. Auch zerfällt ein Großteil der Isotope zu einem gewissen Anteil unter Spontanspaltung. Das breite Spektrum der hieraus resultierenden meist ebenfalls radioaktiven Tochternuklide stellt ein weiteres Risiko dar, das bei der Wahl der Sicherheitsvorkehrungen berücksichtigt werden muss. Wirkung im Körper Wird Curium mit der Nahrung aufgenommen, so wird es größtenteils innerhalb einiger Tage wieder ausgeschieden und lediglich 0,05 % werden in den Blutkreislauf aufgenommen. Von hier werden etwa 45 % in der Leber deponiert, weitere 45 % werden in die Knochensubstanz eingebaut. Die verbleibenden 10 % werden ausgeschieden. Im Knochen lagert sich Curium insbesondere an der Innenseite der Grenzflächen zum Knochenmark an. Die weitere Verbreitung in die Kortikalis findet nur langsam statt. Bei Inhalation wird Curium deutlich besser in den Körper aufgenommen, weshalb diese Art der Inkorporation bei der Arbeit mit Curium das größte Risiko darstellt. Die maximal zulässige Gesamtbelastung des menschlichen Körpers durch 244Cm (in löslicher Form) beträgt 0,3 μCi. In Tierversuchen mit Ratten wurde nach einer intravenösen Injektion von 242Cm und 244Cm ein erhöhtes Auftreten von Knochentumoren beobachtet, deren Auftreten als Hauptgefahr bei der Inkorporation von Curium durch den Menschen betrachtet wird. Inhalation der Isotope führte zu Lungen- und Leberkrebs. Kernreaktor-Abfallproblematik In wirtschaftlich sinnvoll (d. h. mit langer Verweildauer des Brennstoffs) genutzten Kernreaktoren entstehen physikalisch unvermeidlich Curiumisotope durch (n,γ)-Kernreaktionen mit nachfolgendem β−-Zerfall (siehe auch oben unter Gewinnung von Curiumisotopen). Eine Tonne abgebrannten Kernbrennstoffs enthält durchschnittlich etwa 20 g verschiedener Curiumisotope. Darunter befinden sich auch die α-Strahler mit den Massenzahlen 245–248, die auf Grund ihrer relativ langen Halbwertszeiten in der Endlagerung unerwünscht sind und deshalb zum Transuranabfall zählen. Eine Verminderung der Langzeitradiotoxizität in nuklearen Endlagern wäre durch Abtrennung langlebiger Isotope aus abgebrannten Kernbrennstoffen möglich. Zur Beseitigung des Curiums wird derzeit die Partitioning-&-Transmutation-Strategie verfolgt. Geplant ist hierbei ein dreistufiger Prozess, in welchem der Kernbrennstoff aufgetrennt, in Gruppen aufgearbeitet und endgelagert werden soll. Im Rahmen dieses Prozesses sollen abgetrennte Curiumisotope durch Neutronenbeschuss in speziellen Reaktoren zu kurzlebigen Nukliden umgewandelt werden. Die Entwicklung dieses Prozesses ist Gegenstand der aktuellen Forschung, wobei die Prozessreife zum jetzigen Zeitpunkt noch nicht erreicht ist. Verbindungen und Reaktionen → :Kategorie:Curiumverbindung Oxide Curium wird leicht von Sauerstoff angegriffen. Von Curium existieren Oxide der Oxidationsstufen +3 (Cm2O3) und +4 (CmO2). Auch das zweiwertige Oxid CmO ist bekannt. Das schwarze Curium(IV)-oxid kann direkt aus den Elementen dargestellt werden. Hierzu wird metallisches Curium an Luft oder in einer Sauerstoffatmosphäre geglüht. Für Kleinstmengen bietet sich das Glühen von Salzen des Curiums an. Meistens werden hierzu Curium(III)-oxalat (Cm2(C2O4)3) oder Curium(III)-nitrat (Cm(NO3)3) herangezogen. Aus Curium(IV)-oxid kann das weißliche Curium(III)-oxid durch thermische Zersetzung im Vakuum (ca. 0,01 Pa) bei 600 °C erhalten werden: 4 CmO2 ->[\Delta T] 2 Cm2O3 + O2 Ein weiterer Weg ist durch die Reduktion von Curium(IV)-oxid mit molekularem Wasserstoff gegeben: 2 CmO2 + H2 -> Cm2O3 + H2O Weiterhin ist eine Reihe ternärer oxidischer Curiumverbindungen des Typs M(II)CmO3 bekannt. Der größte Teil des in freier Natur vorkommenden Curiums (s. Abschnitt "Vorkommen") liegt als Cm2O3 und CmO2 vor. Halogenide Von den vier stabilen Halogenen sind Halogenide des Curiums bekannt. Das farblose Curium(III)-fluorid (CmF3) kann durch Versatz von Cm(III)-haltigen Lösungen mit Fluoridionen erhalten werden. Das tetravalente Curium(IV)-fluorid (CmF4) ist nur durch die Umsetzung von Curium(III)-fluorid mit molekularem Fluor zugänglich: 2 CmF3 + F2 -> 2 CmF4 Eine Reihe komplexer Fluoride der Form M7Cm6F31 (M = Alkalimetall) sind bekannt. Das farblose Curium(III)-chlorid (CmCl3) kann durch die Reaktion von Curium(III)-hydroxid (Cm(OH)3) mit wasserfreiem Chlorwasserstoffgas dargestellt werden. Dieses kann genutzt werden, um die weiteren Halogenide, Curium(III)-bromid (hellgrün) und -iodid (farblos), zu synthetisieren. Hierzu wird Curium(III)-chlorid mit dem Ammoniumsalz des Halogenids umgesetzt: CmCl3 + 3 NH4I -> CmI3 + 3 NH4Cl Chalkogenide und Pentelide Von den Chalkogeniden sind das Sulfid und das Selenid bekannt. Sie sind durch die Reaktion von gasförmigem Schwefel oder Selen im Vakuum bei erhöhter Temperatur zugänglich. Die Pentelide des Curiums des Typs CmX sind für die Elemente Stickstoff, Phosphor, Arsen und Antimon dargestellt worden. Ihre Herstellung kann durch die Reaktion von entweder Curium(III)-hydrid (CmH3) oder metallischem Curium mit diesen Elementen bei erhöhter Temperatur bewerkstelligt werden. Metallorganische Verbindungen Analog zu Uranocen, einer Organometallverbindung, in der Uran von zwei Cyclooctatetraen-Liganden komplexiert ist, wurden die entsprechenden Komplexe von Thorium, Protactinium, Neptunium, Plutonium und Americium dargestellt. Das MO-Schema legt nahe, dass eine entsprechende Verbindung (η8-C8H8)2Cm, ein Curocen, synthetisiert werden kann, was jedoch bisher nicht gelang. Literatur Gregg J. Lumetta, Major C. Thompson, Robert A. Penneman, P. Gary Eller: Curium, in: Lester R. Morss, Norman M. Edelstein, Jean Fuger (Hrsg.): The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements, Springer, Dordrecht 2006; ISBN 1-4020-3555-1, S. 1397–1443 (doi:10.1007/1-4020-3598-5_9). Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 71, Band 7 a, Transurane: Teil A 1 I, S. 34–38; Teil A 1 II, S. 18, 315–326, 343–344; Teil A 2, S. 44–45, 164–175, 185–188, 289; Teil B 1, S. 67–72. Weblinks William G. Schulz: Curium, Chemical & Engineering News, 2003. Einzelnachweise Marie Curie als Namensgeber Pierre Curie


text: Caesium (nach IUPAC) [] , standardsprachlich Cäsium oder Zäsium (im amerikanischen Englisch Cesium), ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Cs und der Ordnungszahl 55. Im Periodensystem steht es in der 1. Hauptgruppe, bzw. der 1. IUPAC-Gruppe und gehört zu den Alkalimetallen. Caesium ist das schwerste stabile Alkalimetall. Caesium wurde 1861 von Robert Wilhelm Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff im Dürkheimer Mineralwasser der Maxquelle entdeckt. Aufgrund der zwei blauen Spektrallinien, mit denen das Element nachgewiesen wurde, benannten sie es nach dem lateinischen caesius für himmelblau. Das Reinelement konnte erstmals 1881 von Carl Theodor Setterberg dargestellt werden. Caesium ist ein extrem reaktives, sehr weiches, goldfarbenes Metall. Da es sofort und sehr heftig mit Luft reagiert, wird es in abgeschmolzenen Glasampullen unter Inertgas aufbewahrt. Eine biologische Bedeutung des nicht toxischen Elements ist nicht bekannt. Aufgrund der Ähnlichkeit zu Kalium wird es allerdings im Magen-Darm-Trakt resorbiert und analog zu Kalium vorwiegend im Muskelgewebe gespeichert. Deshalb fand das radioaktive Isotop Caesium-137 (137Cs), ein Produkt der Kernspaltung, in der Öffentlichkeit besondere Beachtung, als es infolge der Katastrophe von Tschernobyl am 26. April 1986 in größeren Mengen in die Umwelt gelangte. Durch die großflächige Verteilung – und damit vergleichsweise geringe Konzentration – im Falle Tschernobyl ist von akuter Radiotoxizität nicht auszugehen, jedoch können chronische Effekte, insbesondere durch Bioakkumulation, nicht ausgeschlossen werden. Unfälle mit größeren Mengen Caesium-137 aus unsachgemäß entsorgten Abfällen der Nuklearmedizin wie der Goiânia-Unfall haben mehrfach zu Todesfällen durch die Strahlenkrankheit geführt, da hierbei sehr hohe akute Dosen auftraten. Geschichte Caesium wurde erstmals 1861 von Gustav Robert Kirchhoff und Robert Wilhelm Bunsen beschrieben. Sie untersuchten Mineralwasser aus Dürkheim und entdeckten nach der Abtrennung von Calcium, Strontium, Magnesium und Lithium zwei bisher unbekannte Linien im blauen Spektralbereich. Sie schlossen aus ihren Beobachtungen, dass es im untersuchten Mineralwasser ein weiteres, bisher unbekanntes Element geben müsse, das sie wegen der blauen Spektrallinien Caesium, nach dem lateinischen caesius für „himmelblau“, nannten. Bunsen versuchte ebenfalls Caesium von den anderen Alkalimetallen zu trennen, um weitere Eigenschaften des Elements zu erforschen. Dazu versetzte er die Lösung mit einer Platinchlorid-Lösung, um Kalium und die neuentdeckten schwereren Alkalimetalle Rubidium und Caesium als unlösliches Hexachloridoplatinat auszufällen. Das Kalium konnte durch mehrmaliges Aufkochen in wenig Wasser entfernt werden. Zur Gewinnung der reinen Chloride wurde das Platin mit Wasserstoff zum Element reduziert, so dass die nun wasserlöslichen Caesium- und Rubidiumchloride ausgelaugt werden konnten. Die Trennung von Caesium und Rubidium erfolgte unter Ausnutzung der unterschiedlichen Löslichkeit der Carbonate in absolutem Ethanol, worin Caesiumcarbonat im Gegensatz zur entsprechenden Rubidiumverbindung löslich ist. Caesiumchlorid diente Bunsen und Kirchhoff auch für eine erste Bestimmung der molaren Masse des neuen Elements, wofür sie den Wert von 123,35 g/mol fanden. Dieser Wert ist nach heutigen Erkenntnissen gut 10 Gramm zu niedrig. Die beiden Forscher konnten kein elementares Caesium gewinnen, denn bei der Elektrolyse von geschmolzenem Caesiumchlorid entstand anstelle des Metalls eine blaue Verbindung, die sie als Subchlorid bezeichneten, bei der es sich aber wahrscheinlich um eine kolloide Mischung von Caesium und Caesiumchlorid handelte. Bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung mit einer Quecksilberanode bildete sich das leicht zersetzbare Caesiumamalgam. Die Darstellung des elementaren Caesiums gelang schließlich 1881 Carl Theodor Setterberg, der die Probleme mit dem Chlorid vermied, indem er für die Schmelzflusselektrolyse Caesiumcyanid verwendete. Dabei störte zunächst die zum Schmelzen des Caesiumcyanids nötige relativ hohe Temperatur, die er jedoch durch das Eutektikum mit Bariumcyanid herabsetzen konnte. Vorkommen Mit einem Gehalt von 3 ppm in der kontinentalen Erdkruste ist Caesium auf der Erde ein seltenes Element. Es ist nach dem instabilen Francium das seltenste Alkalimetall. Aufgrund seiner hohen Reaktivität kommt es nicht elementar, sondern immer nur in Form von Verbindungen vor. Meist ist Caesium ein seltenes Begleitelement in Kalium- oder anderen Alkalimetallsalzen wie Lepidolith, es sind jedoch auch einige Caesiumminerale bekannt. Das häufigste Caesiummineral ist Pollucit, (Cs,Na)2Al2Si4O12 · H2O, das in größeren Vorkommen vor allem am Bernic Lake in der Nähe von Lac du Bonnet in der kanadischen Provinz Manitoba in der Tanco-Mine vorkommt. Weitere größere Vorkommen liegen in Bikita, Simbabwe und in Namibia. Die Vorkommen in der Tanco Mine bei Lac du Bonnet sind die einzigen, in denen Caesium abgebaut wird. Seltenere Caesiumminerale sind beispielsweise Cesstibtantit (Cs,Na)SbTa4O12 und Pautovit CsFe2S3. Aufgrund der Wasserlöslichkeit der meisten Caesiumverbindungen ist das Element im Meerwasser gelöst; ein Liter enthält dabei durchschnittlich 0,3 bis 4 Mikrogramm Caesium. In vergleichbaren Mengen finden sich dort auch häufigere, aber schlechter lösliche Elemente wie Nickel, Chrom oder Kupfer. Gewinnung und Darstellung Caesium wird nur in geringem Umfang hergestellt. Im Jahr 1978 betrug die weltweit produzierte Menge an Caesium und Caesiumverbindungen etwa 20 Tonnen. Ausgangsmaterial für die Gewinnung des elementaren Caesiums und aller Caesiumverbindungen ist Pollucit, der mit Säuren oder Basen aufgeschlossen werden kann. Als Säuren können Salz-, Schwefel- oder Bromwasserstoffsäure genutzt werden. Dabei entsteht jeweils eine caesium- und aluminiumhaltige Lösung, aus der durch Fällung, Ionenaustausch oder Extraktion die reinen Caesiumsalze gewonnen werden. Eine weitere Möglichkeit ist es, Pollucit mit Calcium- oder Natriumcarbonat und den entsprechenden Chloriden zu erhitzen und anschließend mit Wasser auszulaugen. Dabei entsteht eine unreine Caesiumchloridlösung. Caesiummetall kann chemisch durch Reduktion von Caesiumhalogeniden mit Calcium oder Barium gewonnen werden. Dabei destilliert das im Vakuum flüchtige Caesiummetall ab. Reduktion von Caesiumchlorid mit Calcium Weitere Möglichkeiten der Caesiummetallherstellung sind die Reduktion von Caesiumhydroxid mit Magnesium und die Reduktion von Caesiumdichromat mit Zirconium. Reaktion von Caesiumdichromat und Zirconium zu Caesium, Zirconium(IV)-oxid und Chrom(III)-oxid Hochreines Caesium lässt sich über die Zersetzung von Caesiumazid, das aus Caesiumcarbonat gewonnen werden kann, und anschließende Destillation darstellen. Die Reaktion erfolgt bei 380 °C an einem Eisen- oder Kupferkatalysator. Eigenschaften Physikalische Eigenschaften Caesium ist ein Leichtmetall mit einer Dichte von 1,873 g/cm3, das, anders als die leichteren Alkalimetalle, goldfarben ist. Der Grund liegt in der geringeren Bandlücke und damit an der geringeren Anregungsfrequenz, die in den blau-violetten Teil des sichtbaren Lichtspektrums reicht. Der blaue Anteil wird absorbiert, dadurch ist Caesium komplementär dazu gelb beziehungsweise goldfarben. In vielen Eigenschaften steht es zwischen denen des Rubidiums und – soweit bekannt – denen des instabilen Franciums. Es besitzt mit 28,7 °C mit Ausnahme von Francium den niedrigsten Schmelzpunkt aller Alkalimetalle und hat zugleich nach Quecksilber und vergleichbar mit Gallium einen der niedrigsten Schmelzpunkte für Metalle überhaupt. Caesium ist sehr weich (Mohs-Härte: 0,2) und sehr dehnbar. Wie die anderen Alkalimetalle kristallisiert Caesium bei Standardbedingungen im kubischen Kristallsystem mit einer kubisch-raumzentrierten Elementarzelle in der mit dem Gitterparameter a = 614 pm sowie zwei Formeleinheiten pro Elementarzelle. Unter einem Druck von 41 kbar erfolgt eine Phasenumwandlung in eine kubisch-flächenzentrierte Kristallstruktur mit dem Gitterparameter a = 598 pm. Mit Ausnahme von Lithium lässt sich Caesium mit anderen Alkalimetallen beliebig mischen. Bei einem Verhältnis von 41 % Caesium, 12 % Natrium und 47 % Kalium entsteht eine eutektische Legierung mit dem bisher niedrigsten bekannten Schmelzpunkt für Metallische Materialien von −78 °C. Das Caesiumatom und auch das Ion Cs+ besitzen einen großen Radius, sie sind – wiederum mit Ausnahme von Francium – die größten einzelnen Atome beziehungsweise Ionen. Dies hängt mit der besonders niedrigen effektiven Kernladung zusammen, wodurch vor allem das äußerste s-Elektron nur in geringem Maße an den Kern gebunden ist. Dies bewirkt neben dem großen Atomradius auch die geringe Ionisierungsenergie des Caesiumatoms und damit die hohe Reaktivität des Elements. Gasförmiges Caesium hat einen ungewöhnlichen Brechungsindex kleiner als eins. Das bedeutet, dass die Phasengeschwindigkeit der elektromagnetischen Welle – in diesem Fall Licht – größer als im Vakuum ist, was aber nicht im Widerspruch zur Relativitätstheorie steht. Chemische Eigenschaften Caesium ist das Element mit der niedrigsten Ionisierungsenergie. Für die Abspaltung des äußersten Elektrons weist es die niedrigste Elektronegativität auf. Caesium gibt dieses bei Kontakt mit anderen Elementen sehr leicht ab und bildet einwertige Caesiumsalze. Da durch die Abspaltung dieses einen Elektrons die Edelgaskonfiguration erreicht ist, bildet es keine zwei- oder höherwertigen Ionen. Reaktionen mit Caesium verlaufen in der Regel sehr heftig, so entzündet es sich beim Kontakt mit Sauerstoff sofort und bildet wie Kalium und Rubidium das entsprechende Hyperoxid. Auch mit Wasser reagiert es sehr heftig unter Bildung von Caesiumhydroxid, diese Reaktion findet sogar mit Eis bei Temperaturen von −116 °C statt. Beim Erhitzen mit Gold bildet sich Caesiumaurid (CsAu), eine Verbindung, die – trotz Bildung aus zwei Metallen – keine Legierung ist, sondern ein Halbleiter; in flüssigem CsAu liegen Cs+- und Au−-Ionen vor. Isotope Insgesamt sind 41 Isotope und 29 weitere Kernisomere des Caesiums bekannt. In der Natur kommt nur das Isotop 133Cs vor. Caesium ist daher ein Reinelement. Von den künstlichen Isotopen haben 134Cs mit 2,0644 Jahren, 135Cs mit 2,33 Millionen Jahren und 137Cs mit 30,05 Jahren mittlere bis sehr lange Halbwertszeiten, während die der anderen Isotope zwischen 1 μs bei 111Cs und 13,16 Tagen bei 136Cs liegen. Ein wichtiges künstliches Isotop ist 137Cs, ein Betastrahler mit einer Halbwertszeit von 30,08 Jahren. 137Cs zerfällt mit einer Wahrscheinlichkeit von 94,6 % zuerst in das metastabile Zwischenprodukt 137mBa, das mit einer Halbwertszeit von 2,552 Minuten durch Gammazerfall in das stabile Barium-Isotop 137Ba übergeht (vgl. Cäsium-Barium-Generator). Bei den restlichen 5,4 % gibt es einen direkten Übergang zum stabilen Barium-Isotop 137Ba. Zusammen mit weiteren Caesiumisotopen entsteht es entweder direkt bei der Kernspaltung in Kernreaktoren oder durch den Zerfall anderer kurzlebiger Spaltprodukte wie 137I oder 137Xe. Bildung von 137Cs bei der Kernspaltung von 235U 137Cs ist neben dem Cobaltisotop 60Co eine wichtige Gammastrahlenquelle und wird in der Strahlentherapie zur Behandlung von Krebserkrankungen, zur Messung der Fließgeschwindigkeit in Röhren und zur Dickenprüfung etwa von Papier, Filmen oder Metall verwendet. Daneben dient es in der Qualitätskontrolle in der Nuklearmedizin als langlebiges Nuklid in Prüfstrahlern. Größere Mengen des Isotops 137Cs gelangten durch oberirdische Kernwaffenversuche und durch die Reaktorunglücke von Tschernobyl und Fukushima in die Umwelt. Die bei allen oberirdischen Kernwaffentests freigesetzte Aktivität an 137Cs betrug 9,48·1017 Bq. Gemäß der spezifischen Aktivität von 137Cs von 3,215 TBq/g entspricht das etwas weniger als 300 Kilogramm. Die Gesamtmenge an 137Cs, das durch die Tschernobyl-Katastrophe freigesetzt wurde, hatte eine Aktivität von etwa 8,5·1016 Bq. Dies entspricht etwa 26 Kilogramm. Hinzu kam eine Aktivität von etwa 4,7·1016 Bq durch 134Cs (entspricht etwa 15 Gramm) und 3,6·1016 Bq durch 136Cs (etwa 200 Milligramm). Die Belastung durch die letzteren beiden Isotope ist noch im Verlaufe des Jahres 1986 (136Cs mit einer Halbwertszeit von 13,16 Tagen) bzw. binnen der folgenden Jahre (134Cs mit einer Halbwertszeit von 2,065 Jahren) auf nicht mehr nennenswerte Mengen abgeklungen. Nach 10 Halbwertszeiten liegt noch der ursprünglichen Menge vor, was sich mit jeder weiteren Halbwertszeit wiederum halbiert. Nach Masse – nicht nach Aktivität – dürfte eine vergleichbare Menge 135Cs wie 137Cs freigesetzt worden sein, da größenordnungsmäßig ähnlich häufig der Isobar mit Massezahl 137 wie jener mit Massezahl 135 bei der Spaltung von 235U entsteht. Dieser Isobar betazerfällt dann über kürzerlebige Zwischenprodukte zu den entsprechenden Caesium-Isotopen. Durch den Fallout wurden viele Gebiete in Europa, auch in Deutschland, vor allem im Bayerischen Wald und südlich der Donau, mit radioaktivem Caesium in messbarem Ausmaß belastet. Besonders reichert sich 137Cs in Pilzen an, die Lignin zersetzen können und dadurch einen leichteren Zugang zu Kalium und damit auch zu dem chemisch sehr ähnlichen Caesium haben als Pflanzen. Insbesondere der Maronen-Röhrling (Boletus badius) und der Flockenstielige Hexen-Röhrling (Boletus erythropus) reichern Caesium an, während beispielsweise der verwandte Gemeine Steinpilz (Boletus edulis) nur eine geringe Caesium-Anreicherung zeigt. Die Ursache für die hohe Caesium-Anreicherung der beiden erstgenannten Pilze ist durch deren Hutfarbstoffe Badion A und Norbadion A begründet, die Caesium komplexieren können. Im Steinpilz sind diese beiden Derivate der Pulvinsäure nicht vorhanden. Betroffen sind auch Wildtiere, die Pilze fressen. Die genaue Caesiumbelastung ist abhängig von der Menge an niedergegangenem Fallout und der Bodenbeschaffenheit, da Böden Caesium unterschiedlich stark binden und damit für Pflanzen verfügbar machen können. Auch saisonale Unterschiede sind – insbesondere bei Wildbret – messbar. Im Winter suchen die Tiere in tieferen Bodenschichten nach Nahrung, welche gegebenenfalls mehr Caesium enthalten als der Oberboden. Da die biologische Halbwertszeit von Caesium relativ gering ist, sind diese saisonalen Schwankungen auch bei Untersuchung des Fleisches messbar. Dieser saisonale Effekt ist bei Rehwild stärker als bei Wildschweinen. Auch in Menschen kann 137Cs durch Messungen mit Ganzkörperzählern nachgewiesen werden, wobei die Aktivität im Körper von den Verzehrsgewohnheiten, insbesondere dem Verzehr kontaminierter Wildpilze und von Wildschweinfleisch, abhängt. Typische Körperaktivitäten von 137Cs liegen im Berich weniger Becquerel bis einiger zehn Becquerel und bei Personen, die diese Lebensmittel regelmäßig verzehren, auch bei einigen hundert Becquerel. Der in der EU geltende Grenzwert von 330 Bq/kg für Milch und Säuglingsnahrung und 600 Bq/kg für alle übrigen Lebensmittel ist vergleichsweise niedrig und führt immer wieder dazu, dass Wildbret, welches die Grenzwerte überschreitet, vernichtet werden muss. Werte von 5000 Bq/kg und mehr in Wildschwein kommen durchaus immer wieder vor. In Japan wurde der Grenzwert nach dem Unfall von Fukushima gesenkt und zwar auf den Wert von 100 Bq/kg. Die allermeisten getesteten Lebensmittel aus der Präfektur Fukushima halten diesen im internationalen Vergleich außerordentlich strengen Grenzwert ein, dennoch besteht nach wie vor ein Stigma gegen Produkte aus der Region, welche vor 2011 in Japan einen exzellenten Ruf genossen hatten. Ein Vorfall, bei dem Menschen aufgrund der Strahlenexposition durch 137Cs starben, war der Goiânia-Unfall im Jahr 1987 in Brasilien, bei dem aus einer verlassenen Strahlenklinik zwei Müllsammler einen Metallbehälter entwendeten. Das darin enthaltene 137Cs wurde aufgrund der auffälligen fluoreszierenden Farbe an Freunde und Bekannte verteilt. Die insgesamt involvierte Menge von 93 Gramm Caesiumchlorid enthielt 19 Gramm oder 50,9 Terabecquerel 137Cs, von denen über 80 % in die Umwelt gelangten bzw. von den Opfern des Unfalls inkorporiert wurden. Beim Nuklearunfall von Kramatorsk wurde eine 137Cs-Quelle mit rund 5,2·1010 Bq 137Cs (entspricht etwa 16 Milligramm) versehentlich in die Betonwand eines Wohnhauses eingebaut. Andere Radioisotope des Caesium sind im öffentlichen Bewusstsein weniger präsent, obwohl auch sie in nennenswerter Menge in die Umwelt abgegeben wurden. Hier ist zum einen Caesium-134 zu nennen, welches durch Neutroneneinfang aus stabilem Caesium-133 entsteht, aufgrund seiner relativ kurzen Halbwertszeit um die zwei Jahre allerdings mittelfristig weniger Relevanz hat. Während 20 Jahre nach der Freisetzung noch mehr als die Hälfte des ursprünglichen Caesium-137 vorhanden ist, ist die Menge an Caesium-134 auf weniger als ein Tausendstel gesunken. Caesium-135 ist zwar relativ langlebig (Halbwertszeit über eine Million Jahre) jedoch aufgrund seiner geringen Radioaktivität weniger relevant. Das Verhältnis von Caesium-135 zu anderen Caesium-Isotopen kann auch genutzt werden, um herauszufinden, ob der Ursprung einer radioaktiven Kontamination eine Atombombe oder ein Kernkraftwerk ist. Caesium-135 entsteht bei der Kernspaltung nicht direkt, sondern als Tochternuklid von Xenon-135. Da Xenon-135 ein starkes Neutronengift ist, wird in einem Kernkraftwerk mit (genähert) konstantem Neutronenfluss ein erheblicher Teil des Xenon-135 durch Neutroneneinfang zu Xenon-136 umgewandelt, bevor es zu Caesium-135 zerfallen kann. In Atombomben ist das Xenon-135 noch gar nicht aus seinem „Vorgänger“ Iod-135 entstanden, wenn durch die Explosion der Bombe der Neutronenfluss abreißt. Verwendung Auf Grund der komplizierten Herstellung und hohen Reaktivität wird elementares Caesium nur in geringem Maße eingesetzt. Es hat seine Einsatzgebiete vorwiegend in der Forschung. Raumfahrt Da Caesium eine kleine Austrittsarbeit hat, kann es als Glühkathode etwa zur Gewinnung freier Elektronen verwendet werden. Auch magnetohydrodynamische Generatoren werden mit Caesium als möglichem Plasmamaterial untersucht. In der Raumfahrt wird Caesium neben Quecksilber und Xenon auf Grund seiner hohen molaren Masse, die einen größeren Rückstoß als leichtere Elemente bewirkt, als Antriebsmittel in Ionenantrieben eingesetzt. Vorteilhaft im Vergleich zu Quecksilber ist die Ungiftigkeit von Caesium und die relative Unbedenklichkeit einer etwaigen Freisetzung (z. B. bei gescheiterten Startversuchen). Im Vergleich zu Xenon ist der niedrigere Preis als Vorteil zu nennen. Obwohl Caesium nur in geringen Mengen elementar gewonnen wird, ist es doch leichter verfügbar als das nur in Spuren in der Atmosphäre vorhandene Edelgas Xenon, welches mittels Luftverflüssigung gewonnen wird. Zeitmessung Die Sekunde als Maßeinheit der Zeit ist seit 1967 über die Frequenz eines bestimmten atomaren Übergangs im Caesium-Isotop 133Cs definiert. Dazu passend ist Caesium das die Frequenz bestimmende Element in den Atomuhren, die die Basis für die koordinierte Weltzeit bilden. Die Wahl fiel auf Caesium, weil dies ein Reinelement ist und in den 1960er Jahren der Übergang zwischen den beiden Grundzuständen mit ca. 9 GHz mit den damaligen elektronischen Mitteln bereits detektierbar war. Die Breite dieses Übergangs und damit die Unsicherheit der Messung ist nicht durch Eigenschaften des Atoms bestimmt. Durch die niedrige Verdampfungstemperatur kann mit wenig Aufwand ein Atomstrahl mit geringer Geschwindigkeitsunsicherheit erzeugt werden. Eine Wolke von Caesiumatomen kann in magneto-optischen Fallen in der Schwebe gehalten und mit Hilfe von Lasern bis auf wenige Mikrokelvin an den absoluten Nullpunkt abgekühlt werden. Mit dieser Technik war es möglich, die Frequenzstabilität und damit die Genauigkeit der Caesium-Atomuhr deutlich zu verbessern. Als Getter Daneben wird Caesium in Vakuumröhren verwendet, da es mit geringen Restspuren an Gasen reagiert und so für ein besseres Vakuum (Getter) sorgt. Dabei wird das Caesium in situ durch die Reaktion von Caesiumdichromat mit Zirconium erzeugt. Legierungsmetall Caesium ist – legiert mit Antimon und anderen Alkalimetallen – ein Material für Photokathoden, die etwa in Photomultipliern eingesetzt werden. Radioaktive Anwendungen Radioaktive Isotope des Caesium (insbesondere 135Cs und 137Cs) sind leicht als Spaltprodukt zugänglich und finden vielfältige Anwendungen, unter anderem als Quelle für Gammastrahlung in Industrie und Medizin sowie für die Lebensmittelbestrahlung. 137Cs bietet für die meisten Anwendungen den besten Kompromiss zwischen hoher spezifischer Aktivität und Langlebigkeit, jedoch liegt in Caesium aus Kernspaltung immer ein Gemisch verschiedener Isotope vor. Neben Kernspaltung kann 134Cs auch durch Neutroneneinfang in natürlichem 133Cs gewonnen werden. Die ungünstigen chemischen Eigenschaften haben jedoch dazu geführt, dass 137Cs in einigen Anwendungen durch 60Co verdrängt wurde, welches weniger leicht in die Umwelt entweichen kann, wenn radioaktive Quellen unsachgemäß entsorgt oder bedient werden. Ein Einsatz in Atombatterien wäre zwar denkbar, ist jedoch aufgrund der entstehenden Gammastrahlung und der chemischen Eigenschaften des Caesiums selten und erscheint wenig lohnenswert. Nachweis Zum Nachweis von Caesium können die Spektrallinien bei 455 und 459 nm im Blau genutzt werden. Quantitativ lässt sich dies in der Flammenphotometrie zur Bestimmung von Caesiumspuren nutzen. In der Polarographie zeigt Caesium eine reversible kathodische Stufe bei −2,09 V (gegen eine Kalomelelektrode). Dabei müssen als Grundelektrolyt quartäre Ammoniumverbindungen (beispielsweise Tetramethylammoniumhydroxid) verwendet werden, da andere Alkali- oder Erdalkalimetallionen sehr ähnliche Halbstufenpotentiale besitzen. Gravimetrisch lässt sich Caesium wie Kalium über verschiedene schwerlösliche Salze nachweisen. Beispiele hierfür sind das Perchlorat CsClO4 und das Hexachloridoplatinat Cs2[PtCl6]. Biologische Bedeutung Mit der Nahrung aufgenommenes Caesium wird auf Grund der Ähnlichkeit zu Kalium im Magen-Darm-Trakt resorbiert und analog zu Kalium vorwiegend im Muskelgewebe gespeichert. Die biologische Halbwertszeit, mit der Caesium vom menschlichen Körper wieder ausgeschieden wird, ist abhängig von Alter und Geschlecht und beträgt im Durchschnitt 110 Tage. Caesium ist chemisch nur in sehr geringem Maß giftig. Typische LD50-Werte für Caesiumsalze liegen bei 1000 mg/kg (Ratte, oral). Von Bedeutung ist jedoch die Wirkung der ionisierenden Strahlung aufgenommener radioaktiver Caesiumisotope, die je nach Dosis die Strahlenkrankheit verursachen können. Wegen der guten Wasserlöslichkeit der meisten Caesiumsalze werden diese im Magen-Darm-Trakt vollständig resorbiert und vorwiegend im Muskelgewebe verteilt. Durch die Aufnahme von radioaktivem 137Cs nach der Katastrophe von Tschernobyl im Jahr 1986 ergab sich in den ersten drei Monaten eine durchschnittliche effektive Dosis von 0,6 μSv für einen Erwachsenen der Bundesrepublik Deutschland. Sicherheitshinweise An Luft entzündet sich Caesium spontan, weshalb es in Ampullen unter reinem Argon oder im Vakuum aufbewahrt werden muss. Wegen seiner hohen Reaktionsfähigkeit reagiert es mit Wasser explosiv. Die Explosivität kann durch die Entzündung des dabei entstehenden Wasserstoffs verstärkt werden. Brennendes Caesium muss mit Metallbrandlöschern gelöscht werden. Bei kleinen Mengen (wenige Gramm), kann trockener Sand verwendet werden. Die Entsorgung erfolgt wie bei anderen Alkalimetallen durch vorsichtiges Zutropfen von Alkoholen wie 2-Pentanol, tert-Butanol oder Octanol und anschließende Neutralisation. Verbindungen Als typisches Alkalimetall kommt Caesium ausschließlich in ionischen Verbindungen in der Oxidationsstufe +1 vor. Die meisten Caesiumverbindungen sind gut wasserlöslich. Halogenide Caesium bildet mit allen Halogenen gut wasserlösliche Halogenide der Form CsX (X = Halogenid). Caesiumchlorid besitzt eine charakteristische Kristallstruktur, die einen wichtigen Strukturtyp bildet (Caesiumchloridstruktur). So kristallisieren mit Ausnahme von Caesiumfluorid auch die anderen Caesiumhalogenide. Caesiumchlorid ist Ausgangsstoff für die Gewinnung elementarem Caesiums. Da sich bei ausreichend langdauerndem Zentrifugieren automatisch ein Dichtegradient ausbildet, wird es zur Trennung und Reinigung von DNA in der Ultrazentrifuge verwendet. Hochreines Caesiumiodid und Caesiumbromid werden als transparentes Szintillationsmaterial in Szintillationszählern eingesetzt. Sauerstoffverbindungen Caesium bildet eine ungewöhnlich große Zahl an Sauerstoffverbindungen. Dies hängt vor allem mit der niedrigen Reaktivität des Caesiumions zusammen, so dass die Bildung von Sauerstoff-Sauerstoff-Bindungen möglich ist. Bekannt sind mehrere Suboxide wie Cs11O3 und Cs3O, bei denen ein Überschuss an Caesium vorliegt und die dementsprechend elektrische Leitfähigkeit zeigen. Daneben sind mit steigenden Sauerstoffgehalten das Oxid Cs2O, das Peroxid Cs2O2, das Hyperoxid CsO2 und das Ozonid CsO3 bekannt. Alle diese Verbindungen sind im Gegensatz zu den meisten übrigen Caesiumverbindungen farbig, die Suboxide violett oder blaugrün, die übrigen gelb, orange oder rot. Caesiumhydroxid ist ein stark hygroskopischer, weißer Feststoff, der sich gut in Wasser löst. In wässriger Lösung ist Caesiumhydroxid eine starke Base. Weitere Caesiumverbindungen Caesiumcarbonat ist ein weißer Feststoff und löst sich in vielen organischen Lösungsmitteln. Es wird in verschiedenen organischen Synthesen als Base beispielsweise für Veresterungen oder für die Abspaltung spezieller Schutzgruppen eingesetzt. Caesiumnitrat findet in großem Umfang Verwendung in militärischer Pyrotechnik, und zwar in NIR-Leuchtmunition und Infrarottarnnebeln, Während die Verwendung in NIR-Leuchtsätzen auf den intensiven Emissionslinien des Elements bei 852, 1359 und 1469 nm beruht, basiert der Einsatz in Tarnnebeln auf der leichten Ionisierbarkeit des Elements. Die beim Abbrand der pyrotechnischen Wirkmassen in der Flamme gebildeten Cs-Ionen wirken als Kondensationskeime und verstärken daher die für die Strahlungsabsorption wichtige Aerosolausbeute. Caesiumchromat kann zusammen mit Zirconium als einfache Quelle für die Gewinnung elementaren Caesiums zur Beseitigung von Wasser- und Sauerstoffspuren in Vakuumröhren eingesetzt werden. Einen Überblick über Caesiumverbindungen gibt die :Kategorie:Caesiumverbindung. Literatur Manfred Bick, Horst Prinz: Cesium and Cesium Compounds. In: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (doi:10.1002/14356007.a06_153). Weblinks Einzelnachweise Wikipedia:Artikel mit Video


text: Die Elemente der 6. Hauptgruppe des Periodensystems werden Chalkogene genannt (wörtlich „Erzbildner“, von „Erz, Metall, [speziell:] Kupfer, Bronze“ und „erzeugen“). Die Gruppe wird nach dem ersten Element auch als Sauerstoff-Gruppe bezeichnet. Nach der neueren Nummerierung der IUPAC der Gruppen ist es die Gruppe 16. Zu dieser Stoffgruppe gehören die Elemente Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium sowie das künstlich hergestellte Livermorium. Die 4 wichtigsten dieser Elemente (Sauerstoff, Schwefel, Selen und Tellur) fasste Jöns Jakob Berzelius schon früher als corpora amphigenia zusammen, womit ausgedrückt werden sollte, dass diese sowohl Säuren- als auch Basenbildner sein können. Vorkommen Die Chalkogene kommen in der Natur meist in Form von Erzen und Mineralien vor. Unter den Metallchalkogeniden kommen die Oxide und die Sulfide am häufigsten vor. Beispiele für Oxide sind das gasförmige Kohlenstoffdioxid in der Erdatmosphäre und das feste Siliciumdioxid (z. B. kristallin als Quarz), das den Hauptbestandteil der Erdkruste bildet. Zu den Sulfiden gehören u. a. die Mineralien Bleiglanz, Zinnober, Pyrit, Zinksulfid und Kupferkies. Seltener sind die Selenide wie z. B. Kupferselenid und die Telluride wie z. B. Silbertellurid. Auch einige Polonide sind stabil, für Livermoride jedoch wurde eine stark abnehmende Stabilität vorausgesagt. Daneben gibt es weitere Metall-Chalkogen-Verbindungen wie z. B. die Sulfite, Sulfate und Selenate. Sauerstoff und Schwefel kommen auch elementar vor (Sauerstoff als Bestandteil der Luft und gelöst in Wasser, Schwefel oft im Zusammenhang mit vulkanischen Exhalationen, die Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid enthalten und zu Schwefel reagieren, ferner auch Schwefelsäure). Eigenschaften Physikalische Eigenschaften Die Chalkogene niedriger Ordnungszahl sind Nichtmetalle, wobei von Selen und Tellur auch metallische Modifikationen existieren: Selen und Tellur sind im Prinzip Halbmetalle, Polonium und Livermorium Metalle. Die physikalischen Eigenschaften sind nach steigender Atommasse abgestuft. So nehmen vom Sauerstoff zum Tellur die Dichte, Schmelz- und Siedepunkte zu. Chemische Eigenschaften Chalkogene reagieren mit Metallen zu erdigen und zum Teil auch basischen Metallchalkogeniden (Oxide, Sulfide usw.). Mit Wasserstoff reagieren sie zu Chalkogenwasserstoffen: Wasser, Schwefelwasserstoff, Selenwasserstoff und Tellurwasserstoff, wobei die Verbindungen analoge Summenformeln, H2X, haben. Poloniumwasserstoff jedoch tendiert bereits dazu, ein Hydrid und kein Polonid zu sein und eine Bestätigung dieses Trends für Livermoriumwasserstoff wird vorausgesagt. Spätestens LvH2 muss als Hydrid anstatt als Livermorid angesehen werden. Chalkogene bilden auch untereinander Verbindungen wie z. B. die Schwefeloxide oder die Selensulfide. Chalkogen-Oxide bilden mit Wasser zusammen Säuren: die Schweflige Säure, die Selenige Säure und die Tellurige Säure (denkbar wären auch Polonige Säure und Livermorige Säure) (Summenformel H2XO3) aus den Dioxiden und Schwefelsäure, Selensäure, Tellursäure, Poloniumsäure und Livermoriumsäure (Summenformel H2XO4) aus den Trioxiden. Siehe auch Pseudochalkogene Oxosäuren Thiosäuren Weblinks Einzelnachweise Gruppe des Periodensystems


text: Coverband ist die Bezeichnung für eine Musikgruppe, die hauptsächlich Stücke anderer, meist bekannter Gruppen covert, also nachspielt. Ein gecovertes Stück kann dabei von originalgetreu dargeboten bis neu arrangiert und eigeninterpretiert klingen. Da erst in jüngerer Zeit der Interpret eine zentrale Rolle spielt, beschränkt sich das Phänomen der Coverbands weitgehend auf die Pop- und Rockmusik. Mit steigender Popularität von Coverbands haben sich neben der qualitätsorientierten Spielweise auch bestimmte Kategorien etabliert. Allgemein bekannt sind in diesem Genre Top-40-Coverbands, Revival-Bands und Tribute-Bands. Die Aufführung von Stücken anderer Bands ist in der Regel vergütungspflichtig. Es muss (je nach Größe der Veranstaltung) ein entsprechender Betrag an die GEMA gezahlt werden. Bei Veröffentlichung auf einem Tonträger, muss, wenn das Material nicht 1 zu 1 nachgespielt, sondern interpretiert (bearbeitet) wird, eine Genehmigung des Verlags vorliegen. Top-40-Coverband/Partyband Unter diesen Begriffen fallen die meisten Coverbands. Ihr Hauptaugenmerk liegt in der Masse an bekannten Liedern, die überwiegend bei Stadt- und Straßenfesten, Vereinsfeiern und Tanzabenden dargeboten werden. Hier wird musikalisch betrachtet nicht immer so stark auf Authentizität geachtet, wie es bei Tribute Bands und Revival Bands der Fall ist. Revival- und Tributeband Unter die Bezeichnung Tribute-Band fallen alle Coverbands, die sich ausschließlich einem Thema oder einem Interpreten widmen. Mit möglichst authentischer musikalischer Darbietung, Bühnengarderobe, Instrumenten und Show-Einlagen versuchen solche Coverbands beim Publikum die Illusion zu erzeugen, ein Konzert der Originalformation zu besuchen. Der Unterschied zwischen Revival Bands und Tribute Bands liegt eigentlich darin, dass Revival Bands ausschließlich Interpreten nachspielen, die entweder verstorben sind oder die es als Formation nicht mehr gibt. Tribute Bands hingegen kopieren Interpreten, die selbst noch Konzerte geben. Die Grenzen der beiden Genres sind jedoch in der Umgangssprache fließend. Häufig lässt die Popularität der Originalgruppe auf eine entsprechend gute Vermarktungsfähigkeit der Coverband schließen. Einige Tribute Bands haben darüber hinaus den Anspruch, eigene Improvisationen in ihre Konzerte mit einfließen zu lassen. Diese sind aber nicht, wie bei Coverbands, Ausdruck eines eigenen Stils. Vielmehr versuchen die eigenen Improvisationen der Tribute Band so zu klingen, als hätten sie auch von den Vorbildern selbst stammen können. Beispiele für bekannte Coverbands Literatur Berko Härtel: Ist doch eh’ alles nur Blues. DAS! Cover Band Buch. BoD Books on Demand, Norderstedt 2014, ISBN 978-3-7357-8522-0 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). Michael Hannan: Australian Guide to Careers in Music. University of New South Wales, Sydney 2003, ISBN 0-86840-510-8, S. 50–52. Karl Menzel: Tributebands: Imitation als Erfolgsfaktor. In: Dietrich Helms, Thomas Phleps (Hrsg.): Cut and paste. Schnittmuster populärer Musik der Gegenwart (= Beiträge zur Popularmusikforschung. Band 34). Transcript, Bielefeld 2006, ISBN 3-89942-569-3, S. 61–74. Einzelnachweise Musikgruppen-Typ


text: Centimeter steht für: eine Längeneinheit, siehe Meter#cm ein Artilleriegeschoss, siehe Centimeter (Granate)


text: Chain (englisch; deutsch „“) bzw. Kette ist eine Maßeinheit der Länge. Angloamerikanisches Maßsystem Im angloamerikanischen Bereich wird eine chain mit dem Einheitenzeichen ch. bezeichnet. 1 ch. = 4 rd. = 100 li. = 66 ft. = 20,1168 m 1 statute mile = 8 furlong = 80 chain = 320 rd. = 8000 link Bis Mitte der 2010er Jahre wurde die chain noch von britischen Ingenieuren gebraucht, um Distanzen zwischen Bahnhöfen oder Brücken zu messen. In der Landvermessung ist sie in Großbritannien hingegen schon länger außer Gebrauch gekommen. Die Flächeneinheit Acre (4046,86 m2) entspricht einem streifenförmigen Feld von 10 chain × 1 chain, das ein Ochsengespann in etwa einem Tag pflügen konnte. Ähnliche Dimensionen haben die Einheiten Morgen, Tagewerk und Joch, die in der bäuerlichen Bevölkerung geläufig waren. Deutschland Im deutschsprachigen Raum war die Kette ein vergleichbares Maß. In der Maß- und Gewichtsordnung des Norddeutschen Bundes vom 17. August 1878 war festgelegt 1 Kette = 10 m = 1 Dekameter Schweiz Die zur Zeit der Helvetischen Republik eingeführte und nur kurzlebige Schweizer Kette betrug zwischen 4,98 und 6,10 Meter je nach Kanton. Länge 1 Halbkette = 5 Ellen 1 Doppelkette = 20 Ellen 1 Kette = 10 Ellen 5 Ketten = 1 Halbschnur 10 Ketten = 1 Schnur 20 Ketten = 1 Doppelschnur Fläche 1 Quadratkette = 100 Quadratellen 50 Quadratketten = 1 Halbquadratschnur 100 Quadratketten = 1 Quadratschnur Andere Länder Andere Begriffe für das Maß Schnur oder Kette: Armenien: Arkan Volksrepublik China: 1 Yin = 100 Feldmesserfuß = 32,281 Meter Italien: Catena Kuba: Corde Polen: Sznur Schweden: Corde Sizilien: Corda Spanien: Cuarda Valencia (span.): Cuerda Einzelnachweise Altes Maß oder Gewicht (Deutschland) Altes Maß oder Gewicht (Schweiz) Längeneinheit


text: Das Coulomb [] (Einheitenzeichen: C, früher Cb) ist die SI-Einheit der elektrischen Ladung (Formelzeichen Q oder q). Es ist nach dem französischen Physiker Charles Augustin de Coulomb benannt. 1 Coulomb ist die elektrische Ladung, die innerhalb einer Sekunde durch den Querschnitt eines Leiters transportiert wird, in dem ein elektrischer Strom der Stärke von einem Ampere fließt: Das Coulomb wird daher auch als Amperesekunde (As) bezeichnet. Die zur Kennzeichnung der Batteriekapazität übliche Amperestunde (Ah) beträgt entsprechend 3600 As = 3600 C. Definition Das Coulomb ist seit der Revision des SI im Jahr 2019 dadurch definiert, dass der Elementarladung e der Wert zugewiesen wurde. Dementsprechend sind näherungsweise Elementarladungen ein Coulomb. Historisches Die beiden englischen Elektro-Ingenieure Josiah Latimer Clark und Charles Tilston Bright schlugen 1861 das Farad zur Ehre des englischen Physikers Michael Faraday als Einheit für die elektrische Ladung vor. 1881 legte der Internationale Elektrizitätskongress jedoch das Coulomb als Einheit für die elektrische Ladung und das Farad als Einheit für die elektrische Kapazität fest. Die heutige Definition des Coulomb durch Festlegung der Elementarladung wurde am 16. November 2018 auf der 26. Generalkonferenz für Maß und Gewicht beschlossen und trat zum 20. Mai 2019 in Kraft. Zuvor war das Ampere über die Lorentzkraft des elektrischen Stroms definiert gewesen, und das Coulomb als eine Amperesekunde. Weblinks Quellen Le Système international d’unités, 9e édition, 2019, die sogenannte „SI-Broschüre“, BIPM (englisch, französisch) Einzelnachweise Elektromagnetische Einheit


text: Curie ist die veraltete Einheit der Aktivität eines radioaktiven Stoffes mit dem Einheitenzeichen Ci; sie wurde übergangsweise noch bis 1985 gebraucht, dann durch die SI-Einheit Becquerel ersetzt. Heute wird sie nur noch in der Werkstoffprüfung gebraucht. 1 Curie wurde ursprünglich als die Aktivität von 1 g Radium-226 definiert, und später auf den annähernd gleichen Wert 3,7 · 1010 Becquerel (= 37 GBq) festgelegt. Bis zur 6. Auflage der SI-Broschüre (1991) – aber nicht mehr in der 7. Auflage (1998) – wurde das Curie noch als „temporär zugelassene Einheit“ gelistet. Die Einheit wurde nach Marie und Pierre Curie benannt, die zusammen mit Antoine Henri Becquerel 1903 den Nobelpreis für die Entdeckung der Radioaktivität erhielten. Einzelnachweise Veraltete Einheit (Physik) Radioaktivitätseinheit Marie Curie als Namensgeber Pierre Curie