Mol

  • Gramm in Mol

    Hier erklären wir wie Gramm in Mol umgerechnet werden. Die Umrechnung von Mol in Gramm  finden Sie hier. Dieser Bereich der Chemie nennt sich Stöchiometrie.

    Sie benötigen ein Periodensystem und einen Taschenrechner.

    Zuerst die Identifikation der Elemente, aus denen die Verbindung besteht. 
     
    • Beispiel: die Verbindung NaHCO3 besteht aus vier Elementen: Natrium (Na), Wasserstoff (H), Kohlenstoff (C) und Sauerstoff (O).

     Bestimmen Sie dann die Anzahl an Atomen, die jedes Element zu der Verbindung beiträgt.

    Beispiel: H2O hat zwei Wasserstoff- und ein Sauerstoffatom. Wenn in einer Verbindung ein Index nach einer Klammer steht, wird jedes Element in der Klammer mit dem Index multipliziert. So besteht z.B. (NH4)2S aus zwei Stickstoff-, achte Wasserstoff und einem Schwefelatom. 

    Notieren Sie das Atomgewicht jedes Elements. Ein Periodensystem ist die einfachste Möglichkeit, um das Atomgewicht eines Elements zu bestimmen. Wenn Sie das Element in einem Periodensystem gefunden haben, wird das Atomgewicht normalerweise unter dem Elementsymbol angegeben. Das Atomgewicht von Sauerstoff beträgt z.B. 15,99.

    Berechnen Sie die Molekülmasse: Die Molekülmasse einer Substanz berechnet sich, indem die Anzahl an Atomen jedes Elements mit seinem jeweiligen Atomgewicht multipliziert wird.

    Um Gramm in Mol umzurechnen, musst du die Molekülmasse der Verbindung kennen.

    Multipliziere Sie die Anzahl der Atome jedes Elements mit dessen Atomgewicht.
    Addiere die Gesamtgewichte aller Elemente in der Verbindung zusammen. Hier finden Sie ein Periodensystem um die Werte ablesen zu können.

     

    Beispiel:

    • Nehmen wir an, Sie haben 2 g Wasser, oder H2O, und Sie wollen wissen, wie viel das in Mol ist. Die Molekülmasse von H2O ist 18g/mol. Dividieren Sie 2 durch 18 und erhalten 0,1111 Mol H2O. Im Periodensystem finden Sie unter H für Wasserstoff die Gewichsangabe 1,0080 (oben rechts im Kästchen) sowie die Gewichtsangabe 15,999 für Sauerstoff ( O ). Das sind zwei Mal 1,0080 plus ein Mal 15,999. Etwa 18 u bzw. ame. Hier mehr zu den Details des Atomgewichts (u, bzw. ame).

     

    Erster SchrittMolInGramm

     

     

     

     

     

    Zweiter SchrittMolInGramm 2

     

     

     

     

     

    ErgebnisMolInGramm 3

     

     


    Ein weiteres Beispiel:

    (NH4)2S hat die Molekülmasse von (2 x 14,01) + (8 x 1,01) + (1 x 32,07) = 68,17 g/mol.

    Die Molekülmasse wurde früher auch als Molekulargewicht bezeichnet.

    Die Mol-Anzahl in einer Verbindung kann berechnet werden, indem man die Gramm-Anzahl der Verbindung durch die Molekülmasse der Verbindung teilt.

    • Die Formel sieht folgendermaßen aus: Mol = Gramm der Verbindung : Molekülmasse der Verbindung.

    Sobald Sie die Formel aufgestellt haben, können Sie die Berechnungen an die entspreche Stelle der Formel einsetzen. Eine einfache Möglichkeit, um zu überprüfen, ob alles an der richtigen Stelle eingesetzt ist, sind die Einheiten. Sie sollten alle Einheiten kürzen können, so dass nur noch Mol übrig bleibt.

    Dividiere Sie die Anzahl an Gramm durch die Molekülmasse. Das Ergebnis ist die Anzahl an Mol in Ihrerm Element oder Ihrer Verbindung. 

    Kontext: 

    ID: 189 

     

    URL

  • Grams to Moles

    Here we explain how grams are converted to moles. The conversion from moles to grams can be found here.  This area of ​​chemistry is called stoichiometry .

    You will need a periodic table and a calculator.

    First, identifying the elements that make up the compound. 
     
    • Example: the compound NaHCO 3  consists of four elements: sodium (Na), hydrogen (H), carbon (C) and oxygen (O).

     Then determine the number of atoms each element contributes to the compound.

    Example: H 2 O has two hydrogen and one oxygen atoms. If an index follows a bracket in a compound, each element in the bracket is multiplied by the index. For example, (NH 4 ) 2 S consists of two nitrogen atoms, one hydrogen atom and one sulfur atom. 

    Record the atomic weight of each element. A periodic table is the easiest way to determine the atomic weight of an element. Once you've found the element on a periodic table, the atomic weight is usually listed below the element symbol. For example, the atomic weight of oxygen is 15.99.

    Calculate Molecular Mass: The molecular mass of a substance is calculated by multiplying the number of atoms of each element by its respective atomic weight.

    To convert grams to moles, you need to know the molecular mass of the compound.

    Multiply the number of atoms of each element by its atomic weight.
    Add the total weights of all the elements in the compound together. Here you will find a periodic table to read the values.

    Example:

    • Let's say you have 2g of water, or H2O , and you want to know how much that is in moles. The molecular mass of H 2 O is 18g/mol. Divide 2 by 18 and get 0.1111 mol H 2 O. In the periodic table under H you will find the weight 1.0080 for hydrogen (top right in the box) and the weight 15.999 for oxygen (O). That's two times 1.0080 plus one time 15.999. Around 18 u or ame. Here you can find out more about the details of the atomic weight (u, or ame).

    First step

    Second stepMolInGram 2

    ResultMolInGram 3


    Another example:

    (NH 4 ) 2 S has the molecular mass of (2 x 14.01) + (8 x 1.01) + (1 x 32.07) = 68.17 g/mol.

    Molecular mass was previously also referred to as molecular weight.

    The number of moles in a compound can be calculated by dividing the number of grams of the compound by the molecular mass of the compound.

    • The formula looks like this: moles = grams of the compound : molecular mass of the compound.

    Once you have set up the formula, you can insert the calculations into the appropriate place in the formula. An easy way to check that everything is in the right place is to look at the units. You should be able to reduce all units so that only moles remain.

    Divide the number of grams by the molecular mass. The result is the number of moles in your element or compound. 

    Context: 

    ID: 545

  • Messgrößen der Nährstoffe

    Diese verkürzte Übersicht dient als Hilfestellung um bei der Analyse und Kontrolle der Nährstoffe mit denen die Pflanzen gedüngt werden, die Größenordnung abzuschätzen die auf Seiten der Analysetechnik notwendig sind.

    Die Analysequalität in der Chemie hat bereits eine Präzision erreicht, die für unsere Zwecke einer kontrollierten Düngung überflüssig ist. Um bei der Auswahl der verschiedenen Analysemethoden und Analysegeräte nicht mit Kanonen auf Spatzen zu schießen, haben wir hier eine stark verkürzte Übersicht der notwendigen Genauigkeiten aufgeführt, die bei der Kontrolle der einzelnen Zusatzstoffe ausreichend ist. Die verwendete Technik der gewählten Analysemethode hat einen großen Einfluss auf die Gesamt-Betriebskosten.

    Neben der Kontrolle der notwendigen Stoffe ist ebenso eine Kontrolle nötig um eine Überdüngung zu verhindern. Die durch die Fischzucht anfallenden Nährstoffe dürfen eine gewisse Konzentration nicht übersteigen, da dies sonst das optimale Wachstum der Pflanzen beeinträchtigen.

    Es gibt inzwischen eine sehr große Anzahl an Analysemethoden auf dem Markt, die sich sowohl in der verwendeten Technologie als auch in der Anwendung vor Ort sehr stark unterscheiden. Diese Übersicht hilft Ihnen, auch ohne unsere Beratung, Angebote von verschiedenen Herstellern einzuholen die Ihren Bedürfnissen genau entsprechen. Hier eine zufällige Auswahl an Herstellern.

    Hier finden Sie die essentiellen Verbindungen die für ein Pflanzenwachstum erforderlich sind. Je nach Pflanze und bzw. oder Wachstumsphase kann oder muss die Form der Darreichung, der chemischen Verbindung in der der gewünschte "Stoff" gebunden ist, variieren. In der bisherigen Anbauweise (in der Erde) haben die Mikroorganismen und Pilze die Aufschließung der notwendigen Verbindungen bewirkt. Da in der Hydroponik keine Mikroorganismen diese Aufgabe übernehmen ist dies auch immer noch ein aktueller Grundlagenforschungsbereich.

     

     

    Verbindungen und Spurenelemente / Größenordnungen in Nährstofflösungen

    K

    Kalium

    0,5 - 10 mmol/L

    Ca

    Calzium

    0,2 - 5 mmol/L

    S

    Schwefel

    0,2 - 5 mmol/L

    P

    Phosphor

    0,1 - 2 mmol/L

    Mg

    Magnesium

    0,1 - 2 mmol/L

    Fe

    Eisen

    2 - 50 µmol/L

    Cu

    Kupfer

    0,5 - 10 µmol/L

    Zn

    Zink

    0,1 - 10 µmol/L

    Mn

    Mangan

    0 - 10 µmol/L

    B

    Bor

    0 - 0,01 ppm

    Mo

    Molybdän

    0 - 100 ppm

    NO2

    Nitrit

    0 – 100 mg/L

    NO3

    Nitrat

    0 – 100 mg/L

    NH4

    Ammoniak

    0,1 - 8 mg/L

    KNO3

    Kaliumnitrat

    0 - 10 mmol/L

    Ca(NO3)2

    Calciumnitrat

    0 - 10 mmol/L

    NH4H2PO4

    Ammoniumdihydrogenphosphat

    0 - 10 mmol/L

    (NH4)2HPO4

    Diammoniumhydrogenphosphat

    0 - 10 mmol/L

    MgSO4

    Magnesium sulfat

    0 - 10 mmol/L

    Fe-EDTA

    Ethylendiamintetraessigsäure

    0 – 0,1 mmol/L

    H3BO3

    Borsäure

    0 – 0,01 mmol/L

    KCl

    Kaliumchlorid

    0 – 0,01 mmol/L

    MnSO4

    Mangan (II)-Sulfat

    0 – 0,001 mmol/L

    ZnSO4

    Zinksulfat

    0 – 0,001 mmol/L

    FeSO4

    Eisen(II)-sulfat

    0 – 0,0001 mmol/L

    CuSO4

    Kupfersulfat

    0 - 0,0002 mmol/L

    MoO3

    Molybdänoxid

    0 – 0,0002 mmol/L

     

    Sie werden in der Thematik Nährstofflösungen immer wieder Konzentrationsangaben finden die entweder in mg/l, ppm oder Mol angegeben werden. Hier eine kleine Hilfestellung wie diese Werte ineinander umgerechnet werden. Oft finden Sie Meßbereiche mit zweiter Zitierform angegeben z.B. Nitrat als Nitrat (NO3) und als Nitrat-Stickstoff (NO3-N).
     

    Umrechnung: Mol und PPM

    Eine technische Definition von ppm

    Was ist ppm? Und wie kann etwas, das "Teile pro Million" genannt wird, dargestellt werden durch mg / L? Teile pro Million gibt die Anzahl der "Teile" von etwas in einer Million "Teilen" von etwas anderem an. Der „Teil“ kann jede Einheit sein, aber beim Mischen von Lösungen stellen ppm normalerweise Gewichtseinheiten dar. In diesem Zusammenhang gibt ppm an, wie viele Gramm eines gelösten Stoffes auf eine Million Gramm Lösungsmittel (z. B. Wasser) kommen.

    1 g gelöst / 1.000.000 g Lösungsmittel

    Beim Umgang mit Wasser bei Raumtemperatur ist es üblich anzunehmen, dass die Dichte des Wassers gleich 1 g / ml ist. Daher können wir die Beziehung wie folgt umschreiben:

    1 g gelöst auf 1.000.000 ml Wasser

    Dann teilen wir ml durch 1000 ml:

    1 g gelöst auf 1.000 L Wasser

    Indem man beide Einheiten durch 1000 dividiert, wird das Verhältnis zu:

    1 mg gelöst auf 1 L Wasser

    Daher kann man sagen 1 mg in 1 L Wasser ist das gleiche wie 1 mg in 1.000.000 mg Wasser oder 1 Teil pro Million (unter der Annahme sowohl von Raumtemperatur als auch von einem atmosphärischen Druck von 1 Atmosphären).

     

    Wie konvertiert man ppm in Mol?

    Um ppm in Molarität oder Molarität in ppm umzurechnen, müssen Sie nur die Molmasse des gelösten Elements oder Moleküls kennen. Hier ein Periodensystem für die Molmassen (oben Links: das Atomgewicht).

    Nehmen Sie die Molarität mol/L und multiplizieren Sie mit ihrer molaren Masse
    g/mol so erhalten Sie g/L. Multiplizieren Sie noch einmal mit 1000 um Gramm in Milligram umzurechnen und Sie haben mg/L für wässrige Lösungen.

     

    Beispiel: Bereiten Sie eine NaOH-Lösung vor

    Sie haben eine Stammlösung von 1 molar NaOH. Wie gehen Sie beim Erstellen einer 1L Lösung von 200 ppm NaOH vor? NaOH hat eine Molmasse von 39.997 g/mol.

     

    1. Konvertieren Sie 200 ppm zur Molarität.

    Nehmen wir zunächst an 200 ppm = 200 mg/L. Teilen Sie dann das Ergebnis durch 1000 und Sie bekommen g/L: 200 mg/L geteilt durch 1000 mg/g ist gleich 0,2 g/L.

    Als nächstes teilen Sie 0,2 g/L durch die Molmasse von NaOH (Na= 22,9 O=16 H=1) um die Molarität zu erhalten: 0,2 g/L geteilt durch 39.997 g/mol das ist 0,005 Mol/L.

     

    2. Berechnen Sie das Verdünnungsrezept.

    Aus Schritt 1 kennen wir die Zielmolarität 0,005 Mol/L. Um die Verdünnung zu berechnen, verwenden wir die Verdünnungsgleichung: m1⋅v1=m2⋅v2

    wobei:
    • m1— die Konzentration der Stammlösung;
    • m2— die Konzentration der verdünnten Lösung;
    • v1— das Volumen der Stammlösung; und
    • v2 - Das Volumen der verdünnten Lösung

    Wir können die Zahlen für alle Variablen mit Ausnahme des Volumens der Stammlösung eingeben:

    1 M ⋅ v1 = 0,005 M ⋅ 1 L


    Durch Umstellen der Gleichung finden wir das benötigte Volumen der Stammlösung:
    v1 = 0,005 M / 1 M ⋅ 1 L = 0,005 L

     

    Daher müssen wir verdünnen 0,005 L (oder 5 ml) Stammlösung auf ein Endvolumen von
    1 L und so bekommen wir 200 ppm NaOH Lösung.

     

    Wie berechne ich ppm aus der Volumenkonzentration?

    So erhalten Sie Volumen-ppm:

    Nimm die molare Konzentration der Lösungen in mol/L.
    Multipliziere es mit der Molmasse in g/mol .
    Teilen Sie es durch die Dichte des gelösten Stoffes in g/cm³.
    Multipliziere alles mit 1000 mg/g.
    Die resultierende ppm-Volumeneinheit ist typischerweise μL/L.

    Ein etwas ausführlicheres Beispiel finden Sie hier für beide Umrechnungs-Richtungen:

    Umrechnung Mol in Gramm

    Umrechnung Gramm in Mol

    HowTos und Messgeräte
     
    Kontext: 
     

    Weiterführende Informationen:

    https://de.wikipedia.org/wiki/Wasseranalyse (Lokale Kopie)

    http://www.angewandte-geologie.geol.uni-erlangen.de/paramete.htm

    SI-Präfixe
    Name Yotta Zetta Exa Peta Tera Giga Mega Kilo Hekto Deka
    Symbol Y Z E P T G M k h da
    Faktor 1024 1021 1018 1015 1012 109 106 103 102 101
    Name Yokto Zepto Atto Femto Piko Nano Mikro Milli Zenti Dezi
    Symbol y z a f p n µ m c d
    Faktor 10−24 10−21 10−18 10−15 10−12 10−9 10−6 10−3 10−2 10−1
     ID: 16

  • Metrics of nutrients

    This shortened overview serves as an aid in estimating the magnitude of the analytical technology required when analyzing and controlling the nutrients with which the plants are fertilized.

    The quality of analysis in chemistry has already reached a level of precision that is unnecessary for our purposes of controlled fertilization. In order not to shoot at sparrows when selecting the various analysis methods and analysis devices, we have listed here a very shortened overview of the necessary accuracies that are sufficient for checking the individual additives. The technology used in the chosen analysis method has a major influence on the overall operating costs.

    In addition to checking the necessary substances, monitoring is also necessary to prevent over-fertilization. The nutrients produced by fish farming must not exceed a certain concentration, otherwise this will impair the optimal growth of the plants.

    There are now a very large number of analysis methods on the market, which differ greatly in both the technology used and the on-site application. This overview will help you, even without our advice , to obtain offers from different manufacturers that exactly meet your needs. Here is a random selection of manufacturers.

    Here you will find the essential compounds required for plant growth. Depending on the plant and/or growth phase, the form of administration, the chemical compound in which the desired “substance” is bound, can or must vary. In the previous cultivation method (in the soil), the microorganisms and fungi caused the necessary compounds to be broken down. Since no microorganisms take on this task in hydroponics, this is still a current area of ​​basic research.

    Compounds and trace elements / orders of magnitude in nutrient solutions

    K

    potassium

    0.5 - 10 mmol/L

    Approx

    calcium

    0.2 - 5 mmol/L

    S

    sulfur

    0.2 - 5 mmol/L

    P

    phosphorus

    0.1 - 2 mmol/L

    Mg

    magnesium

    0.1 - 2 mmol/L

    Fe

    iron

    2 - 50 µmol/L

    Cu

    copper

    0.5 - 10 µmol/L

    Zn

    zinc

    0.1 - 10 µmol/L

    Mn

    manganese

    0 - 10 µmol/L

    b

    boron

    0 - 0.01 ppm

    Mo

    molybdenum

    0 - 100 ppm

    NO2

    nitrite

    0 – 100 mg/L

    NO3

    nitrate

    0 – 100 mg/L

    NH4

    ammonia

    0.1 - 8 mg/L

    KNO3

    Potassium nitrate

    0 - 10 mmol/L

    Ca(NO3)2

    Calcium nitrate

    0 - 10 mmol/L

    NH4H2PO4

    Ammonium dihydrogen phosphate

    0 - 10 mmol/L

    (NH4)2HPO4

    Diammonium hydrogen phosphate

    0 - 10 mmol/L

    MgSO4

    Magnesium sulfate

    0 - 10 mmol/L

    Fe-EDTA

    Ethylenediaminetetraacetic acid

    0 – 0.1 mmol/L

    H3BO3

    Boric acid

    0 – 0.01 mmol/L

    KCl

    Potassium chloride

    0 – 0.01 mmol/L

    MnSO4

    Manganese (II) sulfate

    0 – 0.001 mmol/L

    ZnSO4

    Zinc sulfate

    0 – 0.001 mmol/L

    FeSO4

    Iron(II) sulfate

    0 – 0.0001 mmol/L

    CuSO4

    Copper sulfate

    0 - 0.0002 mmol/L

    MoO3

    Molybdenum oxide

    0 – 0.0002 mmol/L
    When it comes to nutrient solutions, you will always find concentration information that is given either in mg/l, ppm or moles. Here is a little help on how these values ​​are converted into one another. You will often find measuring ranges given with a second citation form, for example nitrate as nitrate (NO 3 ) and as nitrate-nitrogen (NO 3 -N).
     

    Conversion: Mol and PPM

    A technical definition of ppm

    What is ppm? And how can something called "parts per million" be represented by mg/L? Parts per million indicates the number of "parts" of something in a million "parts" of something else. The "part" can be any unit, but when mixing solutions, ppm usually represents units of weight. In this context, ppm indicates how many grams of a solute there are per million grams of solvent (e.g. water).

    1 g dissolved / 1,000,000 g solvent

    When dealing with water at room temperature, it is common to assume that the density of the water is equal to 1 g/ml. Therefore we can describe the relationship as follows:

    1 g dissolved in 1,000,000 ml of water

    Then we divide ml by 1000 ml:

    1 g dissolved in 1,000 L water

    By dividing both units by 1000, the ratio becomes:

    1 mg dissolved in 1 L water

    Therefore, one can say 1 mg in 1 L of water is the same as 1 mg in 1,000,000 mg of water, or 1 part per million (assuming both room temperature and an atmospheric pressure of 1 atmosphere).

     

    How do you convert ppm to moles?

    To convert ppm to molarity or molarity to ppm, you only need to know the molar mass of the dissolved element or molecule. Here is a periodic table for the molar masses (top left: the atomic weight).

    Take the molarity mol/L and multiply by its molar mass
    g/mol to get g/L. Multiply by 1000 again to convert grams to milligrams and you have mg/L for aqueous solutions.

     

    Example: Prepare a NaOH solution

    You have a stock solution of 1 molar NaOH. How do you go about creating a 1L solution of 200 ppm NaOH? NaOH has a molar mass of 39,997 g/mol.

    1. Convert 200 ppm to molarity.

    First let's assume 200 ppm = 200 mg/L. Then divide the result by 1000 and you get g/L:  200 mg/L divided by 1000 mg/g equals 0.2 g/L.

    Next, divide 0.2 g/L by the molar mass of NaOH (Na=22.9 O=16 H=1) to get the molarity: 0.2 g/L divided by 39,997 g/mol which is 0.005 mole /L.

    2. Calculate the dilution recipe.

    From step 1 we know the target molarity of 0.005 mol/L. To calculate the dilution we use the dilution equation:  m1⋅v1=m2⋅v2

    where:
    • m1— the concentration of the stock solution;
    • m2— the concentration of the diluted solution;
    • v1—the volume of the stock solution; and
    • v2 - The volume of the diluted solution

    We can enter the numbers for all variables except the volume of the stock solution:

    1 M ⋅ v1 = 0.005 M ⋅ 1 L


    By rearranging the equation, we find the required volume of the stock solution:
    v1 = 0.005 M / 1 M  ⋅ 1 L = 0.005 L

    Therefore we need to dilute 0.005 L (or 5 ml) stock solution to a final volume of
    1 L and so we get 200 ppm NaOH solution.

     

    How do I calculate ppm from volume concentration?

    How to get volume ppm:

    Take the molar concentration of the solutions in mol/L.
    Multiply it by the molar mass in g/mol.
    Divide it by the density of the solute in g/cm³.
    Multiply everything by 1000 mg/g.
    The resulting ppm volume unit is typically μL/L.

    You can find a slightly more detailed example here for both conversion directions:

    Convert moles to grams

    Convert grams to moles

    HowTos and measuring devices
     

    Additional information:

    https://de.wikipedia.org/wiki/Wasseranalyse  ( local copy )

    http://www.anwickele-geologie.geol.uni-erlangen.de/paramete.htm

    SI prefixes
    Surname Yotta Zetta Exa Peta Tera Giga Mega kilo Hecto Deca
    symbol Y Z E P T G M k H there
    factor 10 24 10 21 10 18 10 15 10 12 10 9 10 6 10 3 10 2 10 1
    Surname Yokto Zepto Atto Femto Piko Nano Micro Milli Centi Dec
    symbol y e.g a f p n µ m c d
    factor 10 −24 10 −21 10 −18 10 −15 10 −12 10 −9 10 −6 10 −3 10 −2 10 −1
     ID:  476

  • Mol in Gramm

    Hier erklären wir wie Mol in Gramm umgerechnet werden. Die Umrechnung von Gramm in Mol finden Sie hier.  Dieser Bereich der Chemie nennt sich Stöchiometrie.

    Die Masse in Gramm eines Mols einer Substanz (d. h. die Masse in Gramm pro Mol) wird die molare Masse dieser Substanz genannt. 

    Die molare Masse (in g /mol) einer Substanz ist numerisch immer gleich dem Formelgewicht der Substanz (in ame = AtomMasseEinheit oder auch u = unit genannt). Die atomare Masse finden Sie in jedem Periodensystem oben rechts unter Atomgewicht.

    Die Substanz NaCl hat z. B. ein Formelgewicht von 58,5 ame und eine molare Masse von 58,5 g/mol. In der unteren Tabelle sind weitere Beispiele zu der Berechnung mit der Einheit Mol.

    Die Einträge für N und N2 in der Tabelle machen deutlich, dass es wichtig ist, beider Angabe einer Stoffmenge in Mol die chemische Form einer Substanz exakt zu benennen. Nehmen Sie einmal an, es wird angegeben, dass in einer bestimmten Reaktion 1 mol Stickstoff entsteht. Sie könnten daraus schlussfolgern, dass damit 1 mol Stickstoffatome gemeint sind (14,0 g). Wenn nichts anderes angegeben ist, sind jedoch wahrscheinlich 1 mol Stickstoffmoleküle gemeint N2 (28,0 g), weil N2 die übliche chemische Form des Elements ist. Um solche Missverständnisse zu vermeiden, sollte die chemische Form der Substanz explizit angegeben werden. Durch die Angabe der chemischen Formel N2 werden derartige Missverständnisse vermieden.

     

    Substanzname
    Formel
    Formelgewicht
    in ame
    Molare Masse
    in (g/Mol)
    Anzahl & Art der in einem Mol vorhandenen Teilchen
    Atomarer Stickstoff  N 14,0 14,0
    6,022 * 1023 N-Atome
    Molekularer Stickstoff  N2 28,0 28,0
    6,022 * 1023 N2-Moleküle
    2 * (6,022 * 1023) N-Atome
    Silber  Ag 107,9 107,9
    6,022 * 1023 Ag-Atome
    Silberionen  Ag+ 107,9 107,9 (1 6,022 * 1023Ag+-Ionen
    Bariumchlorid  BaCl2 208,2 208,2
    6,022 * 1023 BaCl2 Einheiten
    6,022 * 1023 Ba2+ -Ionen
    2 * (6,022*1023) Cl– -Ionen

     

    1) Denken Sie daran, daß die Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann und Ionen und Atome daher im Wesentlichen die gleiche Masse haben.

     

    Beispiel:

    Welche Masse in Gramm hat 1,000 mol Glukose, C6H12O6 ?

     

    Lösung:

    Erstens: Analyse. Es ist die chemische Formel angegeben und wir sollen daraus die molare Masse berechnen.

    Vorgehen: Die molare Masse einer Substanz lässt sich berechnen, indem die Atomgewichte der atomaren Bestandteile zusammen addiert werden.

    Glukose hat ein Formelgewicht von 180,0 ame. Ein Mol dieser Substanz hat eine Masse von 180,0 g, die Substanz C6H12O6 hat also eine molare Masse von 180,0 g/mol.

    Überprüfung: Die Größenordnung unserer Antwort erscheint plausibel und g/mol ist die richtige Einheit zur Angabe der molaren Masse.

     

     6 C – Atome = 6 (12,0 ame) = 72,0 ame
    12 H – Atome = 12 (1,0 ame) = 12,0 ame
     6 O – Atome = 6 (16,0 ame) = 96,0 ame
    --------------------------------------
                                 180,0 ame oder auch 180,0 u geschrieben
    tl;dr: vergessen Sie die Nachkommastellen bei den Atomgewichten - solange es um Dünger geht.
     
    Um der Vollständigkeit genüge zu tun muß noch ein Detail erklärt werden. Die hier gezeigten Angaben gehen von einem idealen Atomgewicht aus, das so nicht im Periodensystem zu finden ist - mit wenigen Ausnahmen. Schaut man das Atomgewicht von Wasserstoff an, sollte dies genau 1,0 u (oder 1,0 ame) sein. Angegeben wird aber 1,0080.
     
    Hier kommt uns die Realität in die Quere. Es gibt fast kein Element in der Natur das ohne Isotope vorkommt. Die Atome im Periodensystem sind nach der Anzahl der Protonen "sortiert". Die Anzahl der Neutronen aber kann variieren. Bei Magnesium etwa sind nur etwa 78,6 % mit 12 Neutronen in einer beliebigen Probe (also egal wo man Magnesium auf der Erde findet). 10,1 % haben 13 Neutronen und 11,3 % von ihnen haben 14 Protonen. So kommt man bei Magnesium zu einem Atomgewicht von 24,327 u. Das Rechnet sich so:
     
    786 24Mg-Isotope mit der Masse von 24 u liefern eine Masse von 18864 u.
    101 25Mg-Isotope mit der Masse von 25 u liefern eine Masse von 2525 u.
    113 26Mg-Isotope mit der Masse von 26 u liefern eine Masse von 2938 u.
    Das Zusammen ergibt das Gewicht von 1000 Mg-Atomen: 24327 u (ame). Also wiegt statistisch ein Mg-Atom 24,327 u.
     
    Wenn Sie Dünger nach eigenen Formeln zusammenstellen, sollte diese Ungenauigkeit aber nur bei sehr (sehr) großen Mengen überhaupt zum tragen kommen. Dieser letzte Absatz dient nur dazu die eventuell bereits vergessenen Chemie-Stunden in der Schule wieder in Erinnerung zu rufen und die Verwirrung um die krummen Zahlen zu beseitigen. 
    Kontext: 
    ID: 191
     
    URL

  • Mol in Konzentrationsangaben

    Das Molare Volumen 

    Das molare Volumen eines Stoffes ist eine stoffspezifische Eigenschaft, die angibt, welches Volumen ein Mol eines Stoffes ausfüllt. Für ein ideales Gas gilt, dass ein Mol bei Normalbedingungen (273,15 K, 101325 Pa) ein Volumen von 22,414 Liter einnimmt. Für reale Gase, Feststoffe und Flüssigkeiten ist das molare Volumen dagegen stoffabhängig.

     

    Molare Masse

    molare Masse M ist der Quotient aus Masse und Stoffmenge eines Stoffs. In der Einheit g/mol hat sie denselben Zahlenwert wie die Atom- bzw. Molekülmasse des Stoffs in der Einheit u (atomare Masseneinheit). Ihre Bedeutung ist äquivalent zum früheren „Atomgewicht“ in der Chemie. 
     

    Berechnung von Stoffmengen 

    Formel: n = m / M

    Dabei bezeichnet n die Stoffmenge, m die Masse und M die molare Masse. M kann für chemische Elemente Tabellenwerken entnommen und für chemische Verbindungen bekannter Zusammensetzung aus solchen Werten errechnet werden.

    Die atomare Masse, die für jedes chemische Element in Tabellen angegeben wird, bezieht sich dabei auf das natürliche Isotopengemisch. So ist zum Beispiel als Atommasse für Kohlenstoff 12,0107 u angegeben. Dieser Wert ist zum Beispiel für in 13C angereichertes Material nicht anzuwenden. Während bei stabilen Elementen die Abweichungen von Isotopenmischungen, wie sie in der Natur vorkommen, relativ gering sind, kann insbesondere bei radioaktiven Elementen das Isotopengemisch stark von der Herkunft und dem Alter des Materials abhängen.

     

    Verwendung der Einheit Mol bei Konzentrationsangaben

    Konzentrationen (Salzgehalt von Lösungen, Säuregehalt von Lösungen usw.). Eine der häufigsten Verwendungen ist die x-molare Lösung (das x steht darin für eine beliebige rationale positive Zahl).
     
     
    Beispiele
    Eine 2,5-molare A-Lösung enthält 2,5 mol des gelösten Stoffes A in 1 Liter der Lösung.
    Helium hat eine Masse von ungefähr 4 u (u ist die atomare Masseneinheit; ein Helium-Atom hat 2 Protonen und 2 Neutronen). Helium-Gas ist einatomar, daher bezieht sich im folgenden Beispiel das Mol auf He-Atome, ohne dass es einer besonderen Erwähnung bedarf.
    • 1 mol Helium hat also eine Masse von etwa 4 g und enthält ungefähr 6.022e23 Helium-Atome.

     

    Masse von 1 mol Wasser

    • Ein Wassermolekül enthält demnach meistens 18 Nukleonen.
    • Die Masse eines Kernteilchens ist ungefähr 1.6605e-24 g.
    • 1 Wassermolekül hat somit meistens die Masse 18 · 1.6605e-24 g.
    • Die Masse von 1 mol Wasser ist das 6.022e23-fache der Masse eines Wassermoleküls.
    • Die Masse von 1 mol Wasser ist somit 6.022e23 · 18 · 1.6605e-24 g = 18 g (der Zahlenwert ist gleich der Molekülmasse in u).

    Nimmt man statt der Zahl der Nukleonen die genaueren Atommassen, ergibt sich ein leicht höherer Wert von 18,015 g.

     

    Herstellung von Lithiumhydroxid aus Lithium und Wasser

    Bei der Bildung von LiOH werden zwei Wassermoleküle von zwei Lithiumatomen in jeweils einen H- und einen OH-Teil aufgespalten. Weil in jedem Mol von jeder Substanz gleich viele Teilchen vorhanden sind (siehe oben), braucht man beispielsweise 2 mol Lithium und 2 mol Wasser (oder eine beliebige andere Stoffmenge im 2:2-Verhältnis).

    Beispielsweise reagieren 2 Mal 6,94 g Lithium und 2 Mal 18 g Wasser zu 2 g Wasserstoff und 47,88 g Lithiumhydroxid.

    Siehe dazu auch: Stoffmengenkonzentration, Mol in Gramm, Gramm in Mol

    Quelle unter anderem: https://de.wikipedia.org/wiki/Mol
    Kontext:
     
    ID: 29

  • Moles in Concentration Specifications

    The molar volume 

    The molar volume of a substance is a substance-specific property that indicates the volume filled by one mole of a substance. For an ideal gas, one mole occupies a volume of 22.414 liters under normal conditions (273.15 K, 101325 Pa). For real gases, solids and liquids, however, the molar volume depends on the substance.
     

    Molar mass

    Molar mass M  is the quotient of the mass and the amount of a substance. In the unit g/mol it has the same numerical value as the atomic or molecular mass of the substance in the unit u  (atomic mass unit). Its meaning is equivalent to the earlier “atomic weight” in chemistry. 
     
     

    Calculation of substance quantities 

    Formula: n = m / M

    Here n denotes  the amount of substance, m  the mass and M  the molar mass. M can be taken from tables for chemical elements and can be calculated from such values ​​for chemical compounds of known composition.

    The atomic mass given in tables for each chemical element refers to the natural isotope mixture. For example, the atomic mass for carbon is given as 12.0107 u. This value  cannot be used, for example, for material enriched in 13 C. While for stable elements the deviations from isotope mixtures as they occur in nature are relatively small, particularly for radioactive elements the isotope mixture can depend heavily on the origin and age of the material.

     

    Use of the mole unit for concentration information

    Concentrations (salinity of solutions, acidity of solutions, etc.). One of the most common uses is the  x-molar solution  (the x stands for any rational positive number).
     
     
    Examples
    A  2.5 molar A solution  contains 2.5 moles of solute A in 1 liter of the solution.
    Helium has a mass of approximately 4 u (u is the atomic mass unit; a helium atom has 2 protons and 2 neutrons). Helium gas is monatomic, so in the following example the mole refers to He atoms without the need for specific mention.
    • 1 mol of helium has a mass of about 4 g and contains about 6,022 e 23 helium  atoms.

     

    Mass of 1 mol of water

    • A water molecule usually contains 18 nucleons.
    • The mass of a nuclear particle is approximately 1 .6605 e -24  g.
    • 1 water molecule usually has the mass 18  ·  1 .6605 e -24  g.
    • The mass of 1 mol of water is 6 .022 e 23 times the mass of a water molecule.
    • The mass of 1 mol of water is therefore 6 .022 e 23  ·  18  ·  1 .6605 e -24  g = 18 g (the numerical value is equal to the molecular mass in u).

    If you take the more precise atomic masses instead of the number of nucleons, the result is a slightly higher value of 18.015 g.

     

    Production of lithium hydroxide from lithium and water

    When LiOH is formed, two water molecules are split by two lithium atoms into one H and one OH part. Because there are the same number of particles in every mole of every substance (see above), you need, for example, 2 moles of lithium and 2 moles of water (or any other amount of substance in a 2:2 ratio).

    For example, 6.94 g of lithium twice and 18 g of water twice react to form 2 g of hydrogen and 47.88 g of lithium hydroxide.

    See also: mole  concentration , moles in grams , grams in moles

     
    Source among others:  https://de.wikipedia.org/wiki/Mol
     
    Context: 
    ID:  510
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  • Moles to Grams

    Here we explain how to convert moles to grams. The conversion from grams to moles can be found here.   This area of ​​chemistry is called stoichiometry .

    The mass in grams of a mole of a substance (that is, the mass in grams per mole) is called the molar mass of that substance. 

    The molar mass (in g/mol) of a substance is numerically always equal to the formula weight of the substance (in ame = atom mass unit or also called u = unit). The atomic mass can be found at the top right of every periodic table under atomic weight .

    The substance NaCl has e.g. B. a formula weight of 58.5 ame and a molar mass of 58.5 g/mol. The table below contains further examples of calculations using the mole unit.

    The entries for N and N 2  in the table make it clear that it is important to precisely name the chemical form of a substance when specifying an amount of substance in moles. Suppose it is stated that 1 mol of nitrogen is produced in a certain reaction. You might conclude that this means 1 mol of nitrogen atoms (14.0 g). However, unless otherwise stated, this probably means 1 mol of nitrogen molecules N2 (  28.0 g), because N2 is  the common chemical form of the element. To avoid such misunderstandings, the chemical form of the substance should be explicitly stated. By specifying the chemical formula N 2 , such misunderstandings are avoided.

    Substance name
    formula
    Formula weight
    in name
    Molar mass
    in (g/mol)
    Number & type of particles present in a mole
    Atomic nitrogen  N 14.0 14.0
    6.022 * 10 23  N atoms
    Molecular nitrogen  N2 _ 28.0 28.0
    6.022 * 10 23  N 2 molecules
    2 * (6.022 * 10 23)  N atoms
    Silver  Ag 107.9 107.9
    6.022 * 10 23  Ag atoms
    Silver ions  Ag + 107.9 107.9 (1 6.022 * 10 23 Ag + ions
    Barium chloride  BaCl2 _ 208.2 208.2
    6.022 * 10 23  BaCl 2 units
    6.022 * 10 23  Ba 2+  ions
    2 * (6.022*1023) Cl –  ions

     

    1) Remember that the mass of the electron can be neglected and therefore ions and atoms have essentially the same mass.

    Example:

    What is the mass in grams of 1,000 mol of glucose/sugar, C6 H12 O6  ?

     

    Solution:

    First: analysis. The chemical formula is given and we are supposed to calculate the molar mass from it.

    Procedure: The molar mass of a substance can be calculated by adding the atomic weights of the atomic components together.

    Glucose has a formula weight of 180.0 ame. One mole of this substance has a mass of 180.0 g, so the substance C 6 H 12 O 6  has a molar mass of 180.0 g/mol.

    Verification: The order of magnitude of our answer seems plausible and g/mol is the correct unit for specifying molar mass.

     6 C – Atoms = 6 (12.0 ame) = 72.0 ame
    12 H – Atoms = 12 (1.0 ame) = 12.0 ame
     6 O – atoms = 6 (16.0 ame) = 96.0 ame
    --------------------------------------
                                 180.0 ame or 180.0 u written
    tl;dr: forget about the decimal places in atomic weights - as long as it's about fertilizer.
     
    In order to be complete, one more detail needs to be explained. The information shown here assumes an ideal atomic weight, which cannot be found in the periodic table - with a few exceptions. If you look at the atomic weight of hydrogen, it should be exactly 1.0 u (or 1.0 ame). However, 1.0080 is given.
     
    This is where reality gets in the way. There is almost no element in nature that occurs without isotopes. The atoms in the periodic table are "sorted" according to the number of protons. But the number of neutrons can vary. For magnesium, for example, only about 78.6% contains 12 neutrons in any sample (i.e. no matter where you find magnesium on Earth). 10.1% have 13 neutrons and 11.3% of them have 14 protons. This is how you get an atomic weight of magnesium of 24.327 u. It works out like this:
     
    786 24 Mg isotopes with a mass of 24 u provide a mass of 18864 u.
    101  25 Mg isotopes with a mass of 25 u provide a mass of 2525 u.
    113  26 Mg isotopes with a mass of 25 u provide a mass of 2938 u.
    The total gives the weight of 1000 Mg atoms: 24,327 u. So statistically one Mg atom weighs 24.327 u.
     
    If you put together fertilizer according to your own formulas, this inaccuracy should only come into play for very (very) large quantities. This last paragraph only serves to remind you of the chemistry lessons you may have already forgotten at school and to clear up the confusion about the crooked numbers. 
    Context: 
    ID: 544

  • Periodensystem

     

    Kontext: Für die Berechnung von Düngerlösungen benötigen Sie oft das Periodensystem, da in der Regel die Mengenangaben einer vorhandenen Düngerlösung in Bezug zu der zugesetzten Menge weiterer Düngemittel berechnet werden muß. Siehe hierzu die Artikelreihe Dünger.

     

    1920px Periodensystem Einfach

    Von Antonsusi, Gemeinfrei, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=82871392

    Kontext: 

    Krummes Atomgewicht ?

    Eventuell ist Ihnen aufgefallen das in älteren Periodensystemen das Atomgewicht (die kleine Zahl oben Rechts) keine Nachkommastellen hatte. Da diese die Anzahl der Protonen angibt, kann es ja gar keine Nachkommastellen geben. Dazu auch hier mehr im praktischen Zusammenhang. Im Folgenden noch etwas zur Geschichte des Periodensystems...

     

    Die erste Tabelle mit relativen Atommassen wurde 1805 von John Dalton veröffentlicht. Er erhielt sie anhand der Massenverhältnisse bei chemischen Reaktionen, wobei er das leichteste Atom, das Wasserstoffatom, als „Masseneinheit“ wählte (siehe Atomare Masseneinheit) – dies jedoch in Unkenntnis der Eigenschaft des Wasserstoffes als zweiatomiges Molekül.

    Weitere relative Atom- und Molekülmassen wurden für gasförmige Elemente und Verbindungen auf der Grundlage des Avogadroschen Gesetzes berechnet, das heißt durch Abwiegen und Vergleichen bekannter Gasvolumina, später auch mit Hilfe der Faradayschen Gesetze. Avogadro bezeichnete die kleinsten denkbaren Teile noch als Moleküle. Berzelius führte dann den Begriff Atom (von altgriechisch ἄτομος átomos „unteilbar“) für den kleinsten denkbaren Teil eines Stoffes ein. Willkürlich setzte er das Atomgewicht von Sauerstoff gleich 100. Spätere Forscher wählten den leichtesten Stoff, Wasserstoff, als Standard, setzten jedoch das Wasserstoffmolekül gleich 1. Für Kohlenstoff erhielten sie dann das „Äquivalentgewicht“ 6, für Sauerstoff 8.

    Eigentlicher Wegbereiter für korrekte Atomgewichte von Elementen war Jean Baptiste Dumas. Er bestimmte für 30 Elemente sehr exakt die Atomgewichte und fand, dass 22 Elemente Atomgewichte hatten, die Vielfache des Atomgewichts von Wasserstoff sind.

    Erst Stanislao Cannizzaro führte im Jahr 1858 die heutige Unterscheidung zwischen Atom und Molekül ein. Er nahm an, dass ein Molekül Wasserstoff aus zwei Atomen Wasserstoff bestehe. Für das einzelne Wasserstoffatom setzte er willkürlich das Atomgewicht 1 fest, ein Wasserstoffmolekül hat folglich eine Molekülmasse von 2. 1865 wurde Sauerstoff, dessen Atome im Mittel annähernd die 16-fache Masse des Wasserstoffatoms haben, von Jean Servais Stas als Bezugselement vorgeschlagen und ihm die Masse 16,00 zugeteilt.

    1929 entdeckten W. F. Giauque und H. L. Johnston, dass Sauerstoff drei Isotope besitzt. Das bewog die IUPAP, eine Massenskala einzuführen, die auf m(16O) basiert, während die IUPAC fortfuhr, die Ar(O) = 16, also Sauerstoff in seiner natürlichen Isotopenzusammensetzung, zu verwenden.

    1957 schlugen A. O. Nier und A. Ölander unabhängig voneinander vor, dass Ar(12C) und mA(12C) = 12 u die alten atomaren Masseneinheiten ersetzen sollten. Darauf einigten sich IUPAP und IUPAC dann in den Jahren 1959–1961. Bis zu dieser Zeit hatten folglich die Physiker und die Chemiker zwei leicht unterschiedliche Massenskalen. Im Jahr 1960 publizierten F. Everling, L. A. König, Josef Mattauch und Aaldert Wapstra Massen von Nukliden.

    Mit dem Fortschritt der Messtechnik konnte die Avogadro-Konstante immer präziser bestimmt werden, so dass für die Definition des Mols als Einheit der Stoffmenge schließlich der „Umweg“ über eine Masse nicht mehr erforderlich war. Die 26. Generalkonferenz für Maß und Gewicht beschloss mit Wirkung zum 20. Mai 2019 die heute gültige Definition.[7] Die Teilchenzahl in einem Mol ist nun exakt festgelegt, dafür ist die Masse von 1 mol 12C jetzt eine messtechnisch bestimmbare Größe. Der nunmehr exakte Wert von NA wurde so gewählt, dass möglichst genau alle Atommassen mit ihren bisher über 12C bestimmten Werten übereinstimmen.

    Die folgende Tabelle zeigt einige durchschnittliche relative Atommassen je nach den vier verschiedenen Bezugsmassen. Diese sind alle durch die Neudefinition entfallen.

     

    Elementbezogen auf
    natH = 1natO = 1616O = 1612C = 12
    natH 1,000 1,008 1,008 1,008
    natCl 35,175 35,457 35,464 35,453
    natO 15,872 16,000 16,004 15,999
    natN 13,896 14,008 14,011 14,007
    natC 11,916 12,011 12,015 12,011
    Quelle: https://de.wikipedia.org/wiki/Atommasse

     

     

    URL

  • Periodic Table

    Context: You often need the periodic table to calculate fertilizer solutions, as the quantities of an existing fertilizer solution usually have to be calculated in relation to the amount of additional fertilizers added. See the Fertilizer article series .

    1920px Periodic Table Simple

    By Antonsusi, Public Domain, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=82871392

    Context: 

    ID: 

  • Tomaten Richtwerte

    Düngung von Tomaten in Hydro- bzw. Substratkultur

    Die folgenden Richtwerte sind aus einer Masterarbeit der Fachhochschule Südwestfalen entnommen. Link siehe unten.

    Düngung von Tomaten in Substratkulturen erfolgt oft nach Werten die in mmol/l angegeben sind. Um sie etwas verständlicher darzustellen, sind die Richtwerte zusätzlich in g/l umgerechnet. In der folgenden Tabelle ist ein Überblick über den Bedarf an Anionen, Kationen und Spurenelementen von Tomaten dargestellt.

    Beispiele wie Mol in Gramm und umgekehrt berechnet werden finden Sie hier.

    Grenzen mmol/l
       
     Richtwert bei 3,7 EC in mmol/l
    		  Richtwert in g/l (gerundet)  von bis
    NO3 Nitrat 23 1.426 13 25
    Cl Chlorid     1 6
    S Schwefel 4 0.128 3.5 6.5
    HCO3 Bicarbonat 0.5 0.030 0.1 1
    P Phosphor 1.3 0.03 0.5 1.5
    NH4 Ammonium < 0.2 0.003 0.1 0.5
    K Kalium 8 0.312 5 10
    Na Natrium     1 6
    Ca Calcium 8 0.320 5 10
    Mg Magnesium 4 0.097 2.5 5
    Si Silizium        
    Fe Eisen 25 0.001 9 30
    Mn Mangan 7 0.0004 3 10
    Zn Zink 4 0.0004 5 10
    B Bor 75 0.0053 26 80
    Cu Kupfer 1 0.000064 0.5 1.5
    Mo Molybdän 0.5 0.000048    
               
    Pepper, tomato, celery, and beans.
    Vaughan's Seed Store (1906) 

     

     

    Grundsätzlich wird der Anbau von Tomaten als Substratkulturen folgendermaßen durchgeführt:

    - Ansetzen der Setzlinge im Dezember/Januar

    - Veredlung der Setzlinge:
       - Köpfen nach dem 3 Blatt  1 Samen = 2 Triebe (Saatgutkosten sparen)
       - Evtl. erneutes Köpfen nach dem 6. Blatt möglich

    - Es werden kontinuierlich Triebe geerntet, welche Tomaten tragen

    - Pro Jahr etwa 30 Ernten

    - Ernte pro Strauch: 600 g Tomaten
       - 600 g x 2,5 Pfl./m2 x 30 Ernten = 45 kg Tomaten / m2
       - Für 20m² Gewächshaus 900 kg Tomatenernte / Jahresernte

     

    Folgende Punkte sind bei der Düngung von Tomaten in Substratkulturen zu beachten:

    - Generell müssen für die Nährstoffe eine A- und B-Lösung hergestellt werden.

    - Beide Lösungen dürfen nicht zeitgleich in das Wasser gegeben werden, da es sonst zu Gipsbildung bzw. Ausfällung kommt (hoher Calcium-Gehalt)

    - Eine Düngergabe erfolgt i. d. R. nach Einstrahlungswerten (LUX)
       - 20 bis 30 Starts bei hoher Sonneneinstrahlung im Sommer, z. B. 100 cm3/Pflanze bei ca. 20 kg
       - 2 bis 3 Starts bei Dunkelheit (Februar/März)

    - In der Startphase benötigen Tomaten alle 8 h 50 cm3/Pflanze

    -  Ansonsten 3 bis 5 l/Pflanze im Hauptwachstum

    -  Für den Geschmack ist ein hoher Salzgehalt nötig
       - Tragen die Tomatensträucher keiner Früchte, ist weniger Kalium zu düngen

    -  Ammonium wird nur zum Stabilisieren des pH-Wertes in der Matte gegeben

    -  Kalium und Calcium sollen in einem Verhältnis von 1:1 in der Matte oder im Dränwasser vorliegen

     - Wenn mit einem geschlossenen System kultiviert wird, werden für die Nährlösung 8 mmol K und 4 bis 5 mmol Ca empfohlen

     -  Die Schwefelgehalte können in der Nährlösung auf 2 mmol gesenkt werden.

     - In Tomatenkulturen werden Anpassungen an den Entwicklungsstand der Kultur vorgenommen (s. nachfolgende Tabelle):

     

    Nährstoff Startphase Ertragsphase
      reduzieren gleich zusätzlich reduzieren gleich zusätzlich
    NO3   -     -  
    K -1.5         +1
    Ca     +1 -0.5    
    B     +20      
    Fe           +10

     

    Kosten der Düngung:

    1300 l Wasser pro m2 / Jahr werden benötigt (davon 300 l wiederverwertbar als Prozesswasser)
    das entspricht 1,3 m3 Wasser/m2 

    1 m3 Wasser = 0,30 € - 1,00 €
    für die Nährlösung werden folgende Werte angenommen:
    Preis Dünger je m3 Wasser = 1,00 € - 1,20 €

    Umgerechnet auf 2,5 Pflanzen pro m2 ergeben sich Düngungskosten von ca. 1,70 € bis 2,90 € pro m2 / Jahr.
    Für eine exakte Düngebedarfsrechnung kann ein Programm genutzt werden, welches im Folgenden verlinkt ist:
    http://www.haifagroup.com/Dutch/knowledge_center/expert_sofwares/

    Fazit

    Systeme
    Es gibt unterschiedliche Hydrokultursysteme, die nach verschiedenen Kriterien betriebsindividuell ausgewählt werden müssen. Welche Kultur/en sollen angebaut werden, welche finanziellen Mittel stehen zur Verfügung und welche Arbeitszeit kann/soll eingebracht werden? Für die Kombination eines Systems mit einer Aquakultur eignen sich vor allem N.F.T. oder Ebb and flow auf Grund der einfachen Struktur und einem abgetrennten Bereich für die Nährlösung.


    Prozesswasser
    Mit Hilfe der Futterzusammensetzung ist die Grundlage gegeben, um die theoretische Wasserbelastung und die für die Hydrokultur zur Verfügung stehenden Nährstoffe abzuschätzen. Die anfallenden Nährstoffmengen sind aber variabel und abhängig von der Futterzusammensetzung (Höhe des XPGehaltes), der Fütterungsintensität, den Besatzdichten (kg/m³) und der Verteilung der Fütterungsintervalle über den Tag. Durch eine 24 StundenFütterung sind Schwankungen in der Wasserbelastung zu senken und damit wird ein gleichmäßigerer Wasserdurchfluss/Wasseraustausch ermöglicht.
    Die gesamte Ammoniumstickstoffproduktion setzt sich zusammen aus 51,3 % des enthaltenen N/kg Futter als nicht fäkale Verluste und 9,4 % des enthaltenen N/kg Futter als fäkale Verluste. Die restlichen 39,3 % des enthaltenen N/kg Futter werden für das Wachstum der Fische verbraucht. Ziel der Modellrechnung ist es, die Nitratmenge (g) im Wasser bei unterschiedlichen
    Besatzdichten der Fische möglichst exakt zu errechnen, um anfallende Stickstoffmenge abschätzen zu können. Dafür wurden unterschiedliche Faktoren einbezogen und als Variablen in einer Tabelle verwendet. Bei einer
    Futterintensität von 3 % ergibt dies eine Mastdauer von 147 Tagen. Dabei bildet insbesondere eine intensive Besatzdichte (450 kg/1,5m³) sehr hohe Nitratmenge. Während eine geringe Besatzdichte (75 kg/1,5m³) nicht annähernd diese Menge hervor bringt. Die hat zur Folge, dass die Nitratmengen sehr variieren.

     

    Nährstoffversorgung

    Die Düngung in Hydrokulturen orientiert sich an Richtwerten für bestimmte Salzgehalte im Wasser. Diese Salzgehalte sind durch den EC-Wert (Elektronische Konduktivität) beschrieben. Ein EC-Wert von 3,7 ist im Durchschnitt ein repräsentativer Richtwert. Dafür entsprechend werden die Nährstoffe berechnet. Die Nährstoffzugabe erfolgt in zwei Schritten, A und B Lösung. Damit wird ein Verklumpen (Vergipsung) der Nährlösung verhindert. Entsprechend der Pflanzenentwicklung wird die Nährstoffmenge angepasst. Im Durchschnitt liegt die Nährstofflösungsmenge bei 3-5 l je Pflanze im Hauptwachstum.


    Schlussfolgerung:

    I) Pflanzen
    Nitratbedarf: 1,426 g/l NO3
    Pflanzenmenge: 5 l/Pflanze
    Anzahl Pflanzen: 2,5 Pflanzen/m²
    Gesamtfläche: 20 m²
    Rechnung (1): 1,426 g/l NO3 * 5 l/Pflanze * 2,5 Pflanzen/m² * 20 m² = 356,5 g NO3/Jahr u. Gesamtfläche

    II) Prozesswasser
    Annahme: 75 kg/ Becken
    Nitratmenge: 312,14 g aus drei Becken
    Masttage: 147
    Durchgänge: 365 : 147 = 2,5
    Rechnung (2): 2,5 Durchgänge * 312,14 g NO3/Jahr u. Gesamtfl. = 780,35 g NO3/Jahr
    Rechnung (3): 780,35 g NO3/Jahr : 356,5 g NO3/Jahr u. Gesamtfl. = 2,19

    Bei einer Besatzdichte von 75 kg/ Becken steht zurzeit 2,19-mal so viel Nitrat zur Verfügung wie die Tomaten benötigen.

    III) Empfehlung:
    Rechnung (4): 75 kg/ Becken : 2,19 = 34,25 ~ 34 kg/ Besatzdichte
    Für die benötigte Nitratmenge der Pflanzen bei einer Gesamtfläche von 20 m² ist eine Besatzdichte der Fische von 34 kg als empfehlenswert anzusehen.

     

    Quelle: https://www.fh-swf.de/media/neu_np/fb_aw_2/dozentinnen/professorinnen_2/lorleberg/projekte_masterstudiengang/Report_Planung_Aquaponik-Demonstrationsanlage_2015.pdf

    Kontext:

    ID: 383

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