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Quarz ist eine Verbindung aus einem Teil Silizium und zwei Teilen Sauerstoff, Siliziumdioxid, SiO2. Seine chemische Zusammensetzung (und das Element Silizium, Si) wurde 1823 vom schwedischen Chemiker Jöns Jakob Berzelius entdeckt. Siliciumdioxid wird allgemein als Siliciumdioxid bezeichnet.

Laut IUPAC sind die folgenden zwei Namen korrekt: Siliziumdioxid und Dioxosilan.

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Dies ist ein kleines Stück industriell hergestelltes reines Silizium. Es ist eine leichte (Dichte 2,328 g / cm3), graue kristalline Substanz mit starkem metallischem Glanz. Es ist sehr hart (etwa so hart wie Quarz und viel härter als die meisten Metalle), aber spröde und nicht formbar wie Metalle. Silizium ist die Basis der Halbleiterindustrie: reines Silizium ist nur ein schwacher elektrischer Leiter, aber wenn Spuren geeigneter Elemente hinzugefügt werden (das Silizium ist dotiert), nähert sich seine Leitfähigkeit der eines Metalls, und durch Wahl der Art und Menge der Spurenelemente können die elektrischen Eigenschaften des dotierten Siliziums gesteuert werden.

Reaktionen

Bei Raumtemperatur ist SiO2 in allen Modifikationen nahezu inert und reagiert nicht mit den meisten anderen Substanzen. Selbst bei mäßig hohen Temperaturen ist Siliciumdioxid chemisch sehr stabil. Aus diesem Grund wird Quarzglas (Quarzglas) häufig für chemische Apparate verwendet, insbesondere wenn katalytische Reaktionen der Metallkationen in gewöhnlichem Glas vermieden werden müssen. Der Grund für die geringe Reaktivität von Siliciumdioxid ist die sehr starke Si-O-Bindung, aber auch seine makromolekulare Struktur. Als Anhydrit einer Säure selbst (Orthokieselsäure, H4SiO4) wird Quarz im Allgemeinen nicht von Säuren angegriffen. Die prominente Ausnahme ist Flusssäure, HF, die Quarz zersetzt, um zuerst Siliziumfluorid SiF4 zu bilden, dann Fluorkieselsäure:

SiO2 wird auch von alkalischen Substanzen (wie Kaliumhydroxid, KOH) angegriffen. Die Geschwindigkeit der Reaktion hängt von der Modifikation und der Kristallgröße ab: Kristalliner Quarz löst sich in heißen wässrigen alkalischen Lösungen nur sehr langsam auf, während amorphes SiO2 bei Raumtemperatur leicht gelöst wird:

Die Reaktion ist für den Sammler von Bedeutung, da manchmal alkalische Lösungen und Detergenzien verwendet werden, um Moos und Flechten von Mineralproben zu entfernen. Quarzkristalle sind normalerweise kein Problem, aber ich würde sehr vorsichtig sein, wenn ich kryptokristalline Sorten reinige.Eine ähnliche Reaktion führt zur Bildung von Kieselgelen in Beton, wenn die alkalischen Verbindungen des Betons, typischerweise Ca(OH)2, mit amorphem Siliciumdioxid und kryptokristallinem Quarz (dh Opal und Chalcedon) reagieren. Das Kieselgel zieht Wasser an, quillt auf und reißt den Beton innerhalb weniger Jahrzehnte.

Alle Formen von Kieselsäure lösen sich in geschmolzenem Natron (Na2CO3) oder Kali (K2CO3) zu Silikaten auf:

Bei den hohen Temperaturen vieler geologischer Umgebungen wirkt Quarz als Säure und reagiert mit vielen alkalischen Mineralien. Ein bekanntes Beispiel ist die Bildung des Minerals Wollastonit Ca3Si3O9 aus Quarz und Calcit in kontaktmetamorphen Prozessen bei Temperaturen ab etwa 600 ° C:

Die entgegengesetzte Reaktion findet bei der Verwitterung von Silikatgesteinen statt, hier setzt die beispielsweise in Meteorgewässern vorhandene Kohlensäure H2CO3 Kieselsäure frei und bildet Carbonate. Quarz ist das „Erz“ von Silizium. Silizium wird bei einer Temperatur von etwa 2000 ° C in der folgenden endothermen (energieverbrauchenden) Reaktion gewonnen:

Die Si-O-Bindung ist viel stärker als die C-O-Bindung, und die Reaktion funktioniert nur, weil Kohlenmonoxid CO als Gas aus dem System entweicht, so dass das Gleichgewicht des Systems auf die rechte Seite gedrückt wird. Die Bildung von Kohlenmonoxid anstelle von Kohlendioxid CO2 ist typisch für reduktive Reaktionen mit Kohlenstoff bei hohen Temperaturen. Das dabei entstehende Silizium ist für die Chipherstellung nicht rein genug und muss in einem aufwendigen Verfahren gereinigt werden. Trotz der Fülle seines Erzes ist reines Silizium relativ teuer.

Löslichkeit in Wasser

Die Löslichkeit von Siliciumdioxid in Wasser ist abhängig von der Temperatur, dem Druck, seiner Oberflächenstruktur und seiner strukturellen Modifikation. Die folgende Tabelle gibt einen Überblick über die Löslichkeit bei Raumtemperatur und Normaldruck.

Daten aus:
– ➛Hollemann & Wiberg, 1985
– ➛Rykart, 1995

Bei Raumtemperatur ist Quarz in Wasser praktisch unlöslich. Leitungswasser ist normalerweise fast mit gelöstem Siliciumdioxid (in Bezug auf Quarz) gesättigt, und der Auflösungsprozess ist sehr langsam, sodass Sie sich keine Sorgen machen müssen, dass Quarzkristalle durch wiederholte Reinigung beschädigt werden.

Nichtsdestotrotz spielt die Auflösung von Siliciumdioxid im Grundgestein und im Boden eine wichtige Rolle in heißen, feuchten Klimazonen. Die Bildung von Lateritböden hängt mit dem allmählichen Auswaschen von Kieselsäure aus den Oberflächenschichten und einer Anreicherung von Verbindungen zusammen, die – zumindest unter diesen Klimabedingungen – weniger wasserlöslich sind, wie Eisen- und Aluminiumoxide.

Bei Temperaturen über 100°C und hohen Drücken nimmt die Löslichkeit von Quarz schnell zu. Bei 300°C liegt sie je nach Druck zwischen 700 und 1200 mg/l.

SiO2 löst sich in Wasser unter Bildung von Orthokieselsäure, H4SiO4:

Orthokieselsäure ist eine sehr schwache Säure, schwächer als beispielsweise Kohlensäure. Es dissoziiert mit einem pK1 von 9.51 gemäß

Sind in einer wässrigen Lösung keine SiO2-Moleküle oder Aggregate von SiO4-Tetraedern vorhanden. Die umgekehrte Reaktion ist die Art und Weise, wie Quarzkristalle wachsen, aber ein H4SiO4-Molekül kann nicht einfach 2 Moleküle Wasser entsorgen, es benötigt ein anderes H4SiO4-Molekül oder ein bereits vorhandenes Kieselsäuremolekül mit einer Hydroxyl (-OH) -Endung:

Orthokieselsäure ist nur in einer verdünnten wässrigen Lösung stabil, man kann die reine Säure nicht extrahieren. Die interessanteste Eigenschaft von Orthokieselsäure ist ihre Tendenz, in wässrigen Lösungen zu polymerisieren, um zuerst ein Sol und später ein Gel aus Polysiliciumsäuren zu bilden: Orthokieselsäuremoleküle kondensieren nach Reaktionen zu großen Molekülen und . Sobald Sie beginnen, eine H4SiO4-Lösung zu konzentrieren, polymerisieren die Moleküle. Bei Raumtemperatur unter Laborbedingungen ist der Endpunkt dieses Prozesses die Bildung von amorphem Siliciumdioxid. Gele aus polymerisierter Kieselsäure sind wahrscheinlich auch die Vorgänger von Opal- und kryptokristallinen Quarzsorten (Chalcedon im weiteren Sinne) in der Natur.

Grundstruktur von Siliciumdioxid

SiO2 tritt in nicht weniger als 13 verschiedenen strukturellen Modifikationen auf. Ihre Kristallstrukturen (falls vorhanden) können sich unterscheiden, aber sie alle teilen einige grundlegende Eigenschaften. Das Folgende gilt für alle Siliciumdioxid-Modifikationen, sofern nicht anders angegeben. Die für Quarz spezifische Molekülstruktur wird im Kapitel Struktur behandelt.

Die chemischen Bindungen in Siliciumdioxid sind kovalent: sie basieren auf Molekülorbitalen, in denen 2 Elektronen zwischen den Atomen geteilt werden (im Gegensatz zu Ionenbindungen, die in Salzen wie Fluorit oder Speisesalz vorkommen; Hier werden Elektronen von einem Element zum anderen übertragen, um Ionen entgegengesetzter elektrischer Ladung zu bilden, und in einem Kristall werden diese Ionen durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten).

Abb.1: SiO4-Tetraeder

Abb.2

Abb.3: SiO4 – Ionenbindungsmodell

Der Grundbaustein in fast allen Modifikationen von Siliciumdioxid (Ausnahmen sind sehr Hochdruckmodifikationen) ist die SiO4-Einheit, in der ein zentrales Siliciumatom von vier Sauerstoffatomen umgeben ist.

 . |O| - | - .O-Si-O. - | - |O| .

Die Geometrie dieser Einheit ist in Abb.1, wobei Silizium durch eine elfenbeinfarbene, Sauerstoff durch eine rote Kugel und chemische Bindungen durch graue Rohre zwischen ihnen symbolisiert ist. Die Größen der Atome sind nicht maßstabsgetreu. Die Sauerstoffatome nehmen Positionen um das Siliziumatom ein, die sie in größtmöglichem Abstand voneinander halten, so dass sie die vier Ecken eines Tetraeders bilden, symbolisiert durch die durchscheinende graue Pyramide. Beachten Sie, dass die Sauerstoffatome nicht miteinander verbunden sind, die grauen Linien zwischen ihnen wurden nur gezeichnet, um die tetraedrische Geometrie zu visualisieren. Der Winkel der zentralen O-Si-O-Bindungen liegt sehr nahe am Wert in einem idealen Tetraeder (109,5°, graublauer Bogen in Fig.1), mit einem Siliziumsauerstoffabstand von etwa 0.161 nm für alle Sauerstoffatome, so dass das einzelne Tetraeder eine nahezu kubische Symmetrie aufweist. Die Si-O-Bindung ist stark polar, wobei Elektronen stärker vom Sauerstoff angezogen werden, was zu einer ungleichmäßigen Verteilung der elektrischen Ladungen im Tetraeder führt: Die Ecken sind negativer, das Zentrum ist positiver geladen.

Einzelne Moleküle, die wie O = Si= O aufgebaut sind (mit einer linearen Struktur wie die von Kohlendioxid CO2), können nur bei Temperaturen über 2500 ° C in einem SiO2-Gas gefunden werden.

Viele Lehrbücher erklären die Geometrie des SiO4-Tetraeders und anderer mineralischer Strukturen, die durch die relativen Größen der verschiedenen Ionen bestimmt werden, wie in Abb.2: Je größer die relative Größe des Zentralions ist, desto mehr Ionen entgegengesetzter Ladung sind notwendig, um es einzuschließen. Dementsprechend wird das SiO4-Tetraeder oft als kleines Si4 + -Kation gezeichnet, das von vier großen O2-Anionen eingeschlossen ist (Abb.3). Man kann argumentieren, dass dies ungenau ist: Silizium und Sauerstoff sind durch polare kovalente Bindungen verbundener Elektronenorbitale verbunden, bilden also eine Einheit und sind nicht auf die gleiche Weise getrennt und frei beweglich wie die Ionen in einem Salz. Verbindungen mit Si4 + -Ionen existieren tatsächlich nicht. Es gibt einige Unterschiede in der Interpretation der experimentellen Ergebnisse, und während einige Autoren die Si-O-Bindung als primär kovalent betrachten, betonen andere die ionischen Eigenschaften der Bindung. Für eine Übersicht siehe Gibbs et al., 1994 und Cohen, 1994.,

 | | O O | | -O-Si-O-Si-O- | | | | O O O O | | | |-O-Si-O-Si-O-Si-O-Si-O- | | | | O O O O | | | | -O-Si-O- | O |

Abb.4: Siliziumnetzwerk

Sauerstoff ist zweiwertig, und die Sauerstoffatome in den Ecken des Tetraeders sind jeweils mit einem anderen Siliziumatom in einem benachbarten Tetraeder verbunden. Quarz und Kieselsäure im Allgemeinen können also als dreidimensionales Netzwerk miteinander verbundener SiO4-Tetraeder beschrieben werden. Eine schematische Darstellung seiner Struktur in chemischen Symbolen ist in Fig.4. Ausführlichere Abbildungen der Molekülstruktur finden Sie im Kapitel Struktur.

Abb.5 480×640 29 kb Abb.6

Die Si-O-Si-Bindung, die zwei Tetraeder verbindet, ist nicht gerade (180°), sondern bildet in Quarz einen Winkel von 144 ° (Abb.5). Infolgedessen ist die Gesamtkristallstruktur von Quarz ziemlich komplex. Bei anderen Siliziumdioxidmodifikationen ist dieser Winkel unterschiedlich, während die Winkel innerhalb der SiO4-Tetraeder (definiert durch die O-Si-O-Bindung) im Wesentlichen gleich bleiben. In der folgenden Tabelle sind Winkel und Abstände für einige Silica-Modifikationen aufgeführt.

Daten von:
➛Hollemann & Wiberg, 1985
➛Rykart, 1995
Messung mit JMol basierend auf Einheitszellenkoordinaten.Sauerstoff hat eine inhärente Tendenz, eine winkelige X-O-X-Bindung zu bilden, ebenso wie seine Nachbarn im Periodensystem der Elemente. Abbildung 6 zeigt Modelle von vier Wasserstoffverbindungen, Wasser (H2O), Methan (CH4), Ammoniak (NH3) und Silan (SiH4). Die interatomaren Abstände und die relativen Größen von C, N, O und Si sind maßstabsgetreu, aber die Wasserstoffatome sind für die Lesbarkeit überdimensioniert. Die CH4- und SiH4-Moleküle sind offensichtlich tetraedrisch. NH3 und H2O haben fast die Form eines Methanmoleküls mit 1 oder 2 entfernten Wasserstoffatomen mit einem H-O-H-Winkel von 104,5 ° und einem H-N-H-Winkel von 106,8 °. Grund für diese Ähnlichkeit ist die Geometrie der Bindungselektronenorbitale, der vier sogenannten sp3-Hybridorbitale, die ein Tetraeder bilden. Eine tetraedrische Anordnung von vier sp3-Hybridorbitalen findet sich auch in Silizium und ist der Hauptgrund für die tetraedrische Form und die Steifigkeit der SiO4-Einheit in Siliciumdioxid und Silikaten.

Daraus würde man erwarten, dass der Si-O-Si-Winkel kleiner ist, also warum ist er offener? Zum einen, weil die Si-O-Bindung hochpolar ist und die Sauerstoffatome negativ polarisiert sind, gibt es Abstoßungskräfte zwischen den SiO4-Gruppen, und ein gerades Si-O-Si würde die Sauerstoffatome in größerem Abstand halten. Darüber hinaus ist die Länge der Si-O-Bindung kürzer als für eine Einfachbindung berechnet: Der Wert sollte 0,181 nm betragen, liegt aber in Quarz bei etwa 0,161 nm und hat ähnliche Werte in anderen Siliziumdioxidmodifikationen. Dies ist ein Indiz für einen partiellen Doppelbindungscharakter dieser Bindung (Hollemann & Wiberg, 1985), was auch ihre große Stärke erklären würde. Diese Doppelbindung entspricht dem größer als erwarteten Si-O-Si-Winkel (144° statt 109,5°). Beachten Sie, dass der Si-O-Abstand in β-Tridymit am kürzesten ist und diese Modifikation einen Si-O-Si-Winkel von 180 ° aufweist. Die Theorie hinter dem partiellen Doppelbindungscharakter ist ziemlich komplex und ich werde nicht weiter darauf eingehen.

Kieselsäure und Silikate

Obwohl Kieselsäure chemisch gesehen ein Oxid ist, werden Quarz und alle anderen Kieselsäuremodifikationen in der angloamerikanischen mineralogischen Literatur normalerweise als Silikate klassifiziert (basierend auf einem von Dana festgelegten Klassifizierungsschema). Der Grund dafür, Quarz als Silikat zu bezeichnen, ist, dass es aus einem Netzwerk von SiO4-Tetraedern besteht. Silikate werden nach der Art und Weise klassifiziert, wie SiO4-Tetraeder in die Kristallstruktur integriert sind und ob und wie die Tetraeder miteinander verbunden sind, und danach wird Quarz als Tektosilikat („Netzwerksilikat“ oder „Gerüstsilikat“) bezeichnet.

Ein Silikat ist ein Salz aus Kieselsäuren und einem oder mehreren Metallen. Orthokieselsäure, H4SiO4, ist nur die einfachste Form, andere Kieselsäuren bestehen aus mehreren verknüpften SiO4-Einheiten mit angehängtem Wasserstoff.

Man könnte meinen, dass Silikate entstehen, wenn ein Metallhydroxid und eine Orthokieselsäure reagieren, wie

Aber so bilden sich Silikate in der Natur normalerweise nicht. Silikate können gebildet werden, wenn ein Metalloxid oder Carbonat mit Kieselsäure reagiert, wie

Ähnliche Reaktionen treten tatsächlich in der Natur auf, die Bildung von Wollastonit während metamorpher Prozesse wurde bereits erwähnt (Reaktion ). Aber der normale Weg der Silikatbildung ist der einer Transformation: Silikate reagieren miteinander, um neue Silikate zu bilden. Sobald sich das SiO4-Tetraeder gebildet hat, wird es nicht leicht auseinandergebrochen und kann nur in Reaktionen verwendet werden, um neue Ringe, Ketten, Blätter oder Netzwerke von Tetraedern zu bilden. Nur sehr selten und in ganz besonderen Umgebungen findet man Silizium in nicht-silikatischen Mineralien.

Reinheit von Quarzkristallen

Im Gegensatz zu den meisten Mineralien ist ein klarer Quarzkristall immer chemisch rein, mit einem SiO2-Gehalt von fast 99,5%, oft mehr. Dafür gibt es grundsätzlich zwei Gründe.Erstens hat Quarz eine makromolekulare Struktur. Es enthält keine isolierten Ionen eines Elements, die leicht durch ein anderes Element ersetzt werden könnten. Wenn zum Beispiel ein Salz (eine Verbindung aus isolierten Ionen, die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden) in einer wässrigen Lösung wächst, könnten seine Ionen fast beliebig ersetzt werden, solange die Größe und Ladung der ersetzenden Ionen einen identischen Wert haben. Wenn Quarz aus einer wässrigen Lösung wächst, gibt es auf der wachsenden Oberfläche buchstäblich nichts „Attraktives“ für andere Ionen in der Lösung. Nur wenn z.B. anstelle einer SiO4-Einheit eine – Gruppeneinheit eingebaut wird, gerät die Struktur elektrisch aus dem Gleichgewicht und erlaubt es, ein zusätzliches kleines einwertiges Kation (meist H+, aber auch Na+ oder Li+) einzuschließen. Nur wenige Elemente erfüllen die Kriterien, um als Ersatz für Silizium in der SiO4-Einheit zu fungieren, wie Aluminium in -, Phosphor in + oder Eisen in – und den Einschluss weiterer Ionen auszulösen. Interessanterweise ist das Mineral Berlinit AlPO4, das als Formel O2 interpretiert werden könnte, ein struktureller Isomorph von Quarz, der nahezu identische Struktur- und Symmetrieeigenschaften und sehr ähnliche physikalische Eigenschaften aufweist:

Zweitens ist das dreidimensionale Netzwerk von SiO4-Tetraedern ziemlich starr. Viele Mineralien können relativ große Mengen bestimmter anderer Atome und/ oder Ionen in ihrem Kristallgitter tolerieren, ohne große Abweichungen in ihren physikalischen Eigenschaften zu zeigen. Die Farbe kann sich vollständig ändern, aber die Kristalle erscheinen klar und gleichmäßig, da das Kristallgitter etwas flexibel oder geräumig ist und seine ursprüngliche Struktur als Ganzes beibehält. Das Kristallgitter von Quarz ist jedoch eng und sehr unflexibel (was es hart, aber spröde macht), und nur sehr kleine Mengen einer Reihe anderer Elemente mit kleinen Kationen (normalerweise Li, Na, H) können während des Wachstums eingebaut werden, ohne die Struktur des Gitters zu verzerren. Tatsächlich ist die Menge an einwertigen Kationen in Quarz ungefähr proportional zur Menge an Aluminium. Quarz, der größere Mengen anderer Substanzen enthält, ist durchscheinend bis undurchsichtig und oft stumpf, weil der Kristall um die eingeschlossenen Mineralien „herumwächst“ und Licht an den Grenzen der verschiedenen Materialien gestreut wird.

Dies gilt im Allgemeinen nicht für die anderen Modifikationen von Kieselsäure, und es scheint, dass für einige von ihnen das Vorhandensein von Spurenelementen tatsächlich eine stabilisierende Wirkung auf ihre Struktur hat.Aber während die Gesamtzusammensetzung von klaren Quarzkristallen bemerkenswert rein ist (zumindest im Vergleich zu den meisten anderen Mineralien), sind die Verunreinigungen typischerweise nicht gleichmäßig innerhalb des Kristalls verteilt. Die Konzentrationen einzelner Elemente können innerhalb weniger Mikrometer um eine Größenordnung variieren. Zum Beispiel kann die Konzentration von Aluminium zwischen weniger als 5 ppma (Teile pro Million Atome) und 10000 ppma innerhalb eines Einkristalls variieren (➛Perny et al. 1992). Das Muster der Spurenelementverteilung kann mit einer Technik namens Kathodolumineszenz sichtbar gemacht werden: hochenergetische Elektronenstrahlen („Kathodenstrahlen“) induzieren kurzlebige Lumineszenzeffekte, die auf gewöhnlichem Film eingefangen werden können. Die resultierenden Fotografien dünner Kristallscheiben zeigen ein feines laminares Muster. Die Schichten liegen alle parallel zu den Kristallflächen, ähnlich wie Phantome, so dass dieses Muster der Spurenelementverteilung durch schnelle Änderungen in der Wachstumsumgebung verursacht wird.

Chemisch rein ist für technische Zwecke oft noch nicht rein genug. Ein perfekter, homogener Kristall ist so transparent wie ein Vakuum, aber Spurenelemente verursachen Verzerrungen und Defekte im Kristallgitter, was sich wiederum auf die optischen Eigenschaften auswirkt. Die meisten in Quarz eingebauten Elemente (H, Li, Al, Na, Ti, Fe) sind allgegenwärtig und daher ist eine weitere Reinigung von Kieselsäure kompliziert und teuer. Aus diesem Grund sind Ablagerungen von Quarz mit geringem Spurenelementgehalt immer noch sehr begehrt (siehe z.B. ➛Larsen et al. 2000).

Weitere Informationen, Literatur, Links

Eine Tabelle der Quarzeigenschaften finden Sie unter mindat.org:

Ein weiterer Tisch im www.webmineral.com :

Fußnoten

1 Die IUPAC ist eine Organisation, die darauf abzielt, Unklarheiten und lustige, aber bekannte Namen wie Knallsäure (deutsch für „Knallsäure“, Fulminsäure) aus der chemischen Nomenklatur zu entfernen. Alte Namen sind noch gültig, solange sie eindeutig sind.

2 Einige von euch könnten es verlockend finden, einige Experimente mit Fluorwasserstoff zu machen. Fluorwasserstoff ist eine sehr gefährliche Substanz. Schauen Sie einfach in einem guten Lehrbuch über Toxikologie nach, nach der Vorlesung möchten Sie es nicht einmal mit einer Stange anfassen. Die wässrige Lösung ist keine starke Säure (reines HF ist), und die undissoziierten kleinen HF-Moleküle dringen leicht in die Haut ein und binden Kalzium in den Zellen, um unlösliches Fluorit, CaF2, zu bilden. Calcium ist essentiell für die lebenswichtigen Funktionen aller Körperzellen. Ein kleiner Tropfen an einem Finger, der unbemerkt bleibt, da er nicht sofort schmerzt, kann – nach einiger Verzögerung – erhebliche Schäden und große Schmerzen verursachen.
Lassen Sie uns schnell rechnen: 1 Mol HF = 20g. Ein Tropfen (ca.50 µl) einer 20% igen Lösung enthält 0,00005 l x (200g/l) = 0,01 g. 10 mg, das klingt nicht nach viel.
1 Mol Ca = 40g und 1 Mol F = 19g. 1 Ca bindet 2 F, also 40g Ca bindet 38g F von 40g HF. 1 ml Ihres Körpergewebes enthält etwa 0,1 mg Ca, und 0,1 mg HF lassen es fast vollständig ausfallen. Theoretisch könnten die 10 mg HF in dem kleinen Tropfen den größten Teil des Ca in 100 ml Gewebe ausfällen und alle darin enthaltenen Zellen abtöten.
Und nein, ich bin nicht gegen die Fluoridierung von Wasser (keine Ironie hier).

3Der Begriff „meteorisches Wasser“ bezieht sich auf seinen Ursprung aus der Atmosphäre, nicht von Meteoriten. Die Griechen dachten, Sternschnuppen kämen aus derselben Kugel wie die Wolken: Sterne und Planeten galten als ewige Wesen, was Wolken und Sternschnuppen offensichtlich nicht sind. Denken Sie an „Meteorologie“.

4daher wird Quarz in vulkanischen Gesteinen oft von Calcit begleitet.

5Dies ist etwas kontraintuitiv, aber eine gesättigte Lösung befindet sich in einem thermodynamischen Gleichgewicht mit dem Kristall. Wenn ein Molekül in eine Kristallstruktur eingebaut wird, werden neue Bindungen gebildet, und abhängig von der Geometrie der Kristallstruktur wird mehr oder weniger Energie freigesetzt oder verbraucht. Um einen Stoff aufzulösen, wird Energie benötigt, um die Bindungen aufzubrechen, aber auch Energie freigesetzt, wenn sich Wassermoleküle an dem gelösten Molekül orientieren und neue elektrostatische Bindungen bilden (Hydratisierungsenergie). Eine stabilere Modifikation einer Verbindung ist im Allgemeinen weniger löslich, da mehr Energie benötigt wird, um die Bindungen zu brechen.
Das hat nichts mit der Geschwindigkeit der Reaktion zu tun. Unter bestimmten Bedingungen bildet sich aus einer Lösung zunächst eine instabilere Modifikation, die erst später durch die stabile Modifikation ersetzt wird: Kryptokristalliner Quarz bildet sich typischerweise aus einer wässrigen Lösung, wobei Cristobalit und Opal Zwischenschritte sind, da die Kinetik der Reaktionen für die Opalbildung spricht. Und wenn Sie einen Quarzkristall bei Raumtemperatur in 1 Liter reines Wasser geben, können Sie ziemlich sicher sein, dass er am nächsten Tag nicht 2,9 mg weniger wiegt. Wahrscheinlich wird es sehr schwierig sein, den Unterschied zu messen. Vielleicht nach einem Monat oder nach einem Jahr.

6Die Tetraeder in Quarz sind in der Tat nicht perfekt isometrisch wie ein ideales Tetraeder, sondern leicht verzerrt, da der Abstand zum zentralen Siliziumatom für 2 Sauerstoffatome 0,16101 nm und für die 2 anderen Sauerstoffatome 0,16145 nm beträgt. Diese Abweichung von der Idealform ist jedoch für die meisten praktischen Zwecke vernachlässigbar, da sie weniger als 0,3% beträgt.

7Die Oxidationszahlen von Si und O sind in der Tat +4 bzw. -2. Die Energie, die benötigt wird, um tatsächlich 4 Elektronen aus Si zu entfernen, ist zu hoch, um eine stabile rein ionische Bindung zu ermöglichen. Sogar SiF4 ist trotz der hohen Elektronegativität von Fluor eine Verbindung mit polaren, aber kovalenten Bindungen. Aber Si4- Anionenverbindungen existieren (wie Ca2Si).

8Rykart (1995) gibt die Werte 152,8° und 143,5° für α- bzw. β-Quarz an. Dies scheint ein Tippfehler zu sein, die Werte sollten umgeschaltet werden.

9aber es ist nicht wahr, dass „alles geht“. Wenn sich ein Mineral bildet, werden Elemente und Ionen in sein Kristallgitter eingebaut, wenn sie bestimmte Kriterien erfüllen, wie eine bestimmte Ladung, Größe oder Elektronegativität, und sind daher denen ähnlich, die bereits das Gitter bilden.

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