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Salze und Mineralien

• Sie bilden einen Teil der Knochenstruktur (liefern Kalzium, Phosphor, Magnesium und Fluor).
• Regulieren den Wasserhaushalt innerhalb und außerhalb der Zellen (Elektrolyte), auch bekannt als Osmoseprozess.
• Sie wirken auf die Erregbarkeit der Nerven und die Muskeltätigkeit ein (Kalzium, Magnesium).
• Sie ermöglichen den Eintritt von Stoffen in die Zellen (Glukose benötigt Natrium, um auf Zellebene als Energiequelle genutzt werden zu können).
• Sie wirken an Stoffwechselprozessen mit (Chrom ist für das Funktionieren von Insulin notwendig, Selen wirkt als Antioxidans).
• Mineralsalze tragen zum reibungslosen Funktionieren des Immunsystems bei (Zink, Selen, Kupfer) und sind auch Bestandteil großer Moleküle wie Hämoglobin im Blut und Chlorophyll in Gemüse.

Zusammensetzung
Salze entstehen durch eine chemische Reaktion zwischen,

• einer Base und einer Säure: NH₃ + HCl → NH₄Cl
• einem Metall und einer Säure: Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂
• einem Metalloxid und einer Säure: CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O
• ein Salz und eine Säure: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂

Merkmale
Salze bilden oft eine Kristallstruktur oder ein Kristallgitter, eine hoch geordnete Anordnung von Molekülen. Diese geordnete Struktur und die starke Ionenbindung führen dazu, dass viele Salze einige besondere Eigenschaften aufweisen. Sie neigen dazu, kristalline Festkörper zu sein, und ionische Kristalle neigen aufgrund der starken Ionenbindung im gesamten Kristall auch dazu, hart und spröde zu sein. Salze haben außerdem hohe Siede- und Schmelzpunkte, da es viel Energie erfordert, diese Bindungen aufzubrechen und den Aggregatzustand des Salzes zu ändern.

Erscheinungsbild
Feste Salze neigen dazu, transparent zu sein. In vielen Fällen hängt die scheinbare Opazität oder Transparenz nur mit der unterschiedlichen Größe der einzelnen Einkristalle zusammen. Da das Licht an den Korngrenzen (Grenzen zwischen den Kristalliten) reflektiert wird, sind größere Kristalle eher transparent, während polykristalline Aggregate wie weißes Pulver aussehen.

Warum sind Übergangsmetalle farbig?
Die meisten Salze von Übergangsmetallen sind in wässrigen Lösungen und auch in Kristallen aufgrund von d-d-Übergängen gefärbt. Die Elektronen sind in Orbitalen um den Kern des Metallatoms angeordnet; Übergangsmetalle haben im Gegensatz zu anderen Metallen teilweise gefüllte d-Orbitale, die bis zu 10 Elektronen enthalten können. Wenn Liganden vorhanden sind, erhalten einige d-Orbitale eine höhere Energie als zuvor, andere eine niedrigere. Die Elektronen können dann durch Absorption eines Lichtphotons zwischen diesen höheren und niedrigeren d-Orbitalen wechseln. Wenn ein Elektron von einem d-Orbital mit niedrigerer Energie zu einem d-Orbital mit höherer Energie angeregt wird, entspricht die Energie der Anregung der Frequenz des absorbierten Lichts. Diese Frequenz liegt im Allgemeinen im sichtbaren Bereich. Die Absorption von Licht beeinflusst die wahrgenommene Farbe der Verbindung oder des Komplexes. Die Wellenlänge des absorbierten Lichts hängt von der Größe der Energielücke zwischen den d-Orbitalen ab, die wiederum von der Art des Liganden und der Ladung des Metallions beeinflusst wird. Diese Übergänge sind jedoch bei leeren oder voll gefüllten, d. h. d0- und d10-Konfigurationen nicht möglich, und Metallionen mit diesen Konfigurationen zeigen in der Regel keine Farbe (sie gelten als weiß).

*Das Permanganat-Ion ist die Quelle der Farbe, da ein Liganden-Metall-Ladungstransfer zwischen den p-Orbitalen des Sauerstoffs und den leeren d-Orbitalen des Metalls stattfindet.

Leitfähigkeit
Die Leitfähigkeit (oder spezifische Leitfähigkeit) einer Elektrolytlösung ist ein Maß für ihre Fähigkeit, Strom zu leiten. In Lösung oder im geschmolzenen Zustand sind die meisten Salze vollständig in negativ und positiv geladene Ionen dissoziiert und sind gute Elektrolyte (Leiter von Elektrizität).
Salze sind ionische Verbindungen. Ionische Verbindungen können in festem Zustand keinen Strom leiten, da sie zwar vollständig aus geladenen Teilchen, den Ionen, bestehen, diese Ionen sich aber nicht frei bewegen können: ein Faktor, der für die Leitung von Strom entscheidend ist. Diese statische Trägheit wird nicht aufrechterhalten, wenn die Verbindung geschmolzen wird. Das liegt daran, dass die Ionen genügend Energie haben, um die elektrostatische Anziehung, die sie zusammenhält, zu überwinden und sich voneinander zu entfernen. Da sie sich bewegen können, sind die Ionen frei, um elektrischen Strom zu leiten. Das Gleiche geschieht, wenn man ein Salz in einem geeigneten Lösungsmittel, wie z. B. Wasser, auflöst. Die Ionen spalten sich aufgrund der Polarität des Wassers auf, oder sie dissoziieren. So können sich die Ionen frei durch die Flüssigkeit bewegen und einen Strom leiten.
Verbindungen mit starker Leitfähigkeit dissoziieren vollständig in geladene Atome oder Moleküle oder Ionen, wenn sie in Wasser gelöst werden. Diese Ionen können sich bewegen und einen Strom effektiv leiten. Je höher die Konzentration der Ionen ist, desto größer ist die Leitfähigkeit. Natriumchlorid ist ein Beispiel für eine Verbindung mit starker Leitfähigkeit. Es dissoziiert im Wasser in positiv geladene Natrium- und negativ geladene Chlorionen. Ammoniumsulfat, Calciumchlorid, Natriumphosphat und Zinknitrat sind weitere Beispiele für Salze mit starker Leitfähigkeit, die auch als starke Elektrolyte bezeichnet werden. Starke Elektrolyte sind in der Regel anorganische Verbindungen, das heißt, sie enthalten keine Kohlenstoffatome. Organische Verbindungen oder kohlenstoffhaltige Verbindungen sind oft schwache Elektrolyte oder nicht leitfähig.

Löslichkeit
Löslichkeit ist die Fähigkeit eines Stoffes, sich aufzulösen. Genauer gesagt ist sie die maximale Menge eines gelösten Stoffes, die in einem Lösungsmittel im Gleichgewicht gelöst werden kann.
Nach der IUPAC-Definition ist die Löslichkeit die analytische Zusammensetzung einer gesättigten Lösung, ausgedrückt als Anteil eines bestimmten gelösten Stoffes in einem bestimmten Lösungsmittel. Die Löslichkeit kann in verschiedenen Konzentrationseinheiten wie Molarität, Molalität, Molenbruch, Molverhältnis, Masse (gelöster Stoff) pro Volumen (Lösungsmittel) und anderen Einheiten angegeben werden.
Viele ionische Verbindungen (die entstehen, wenn Metalle mit Nichtmetallen reagieren oder sich mit ihnen verbinden) weisen eine erhebliche Löslichkeit in Wasser oder anderen polaren Lösungsmitteln auf. Im Gegensatz zu molekularen Verbindungen dissoziieren Salze in Lösung in anionische und kationische Komponenten. Die Gitterenergie, die Kohäsionskräfte zwischen diesen Ionen innerhalb eines Festkörpers, bestimmt die Löslichkeit. Die Löslichkeit hängt davon ab, wie gut jedes Ion mit dem Lösungsmittel wechselwirkt. Die Löslichkeit eines bestimmten gelösten Stoffes in einem bestimmten Lösungsmittel ist eine Funktion der Temperatur. Eine Reihe von Begriffen wird verwendet, um das Ausmaß der Löslichkeit für eine bestimmte Anwendung zu beschreiben:

Ist ein Salz löslich oder nicht?
Die Löslichkeit eines Stoffes ist eine völlig andere Eigenschaft als die Lösungsgeschwindigkeit, die angibt, wie schnell er sich auflöst. Je kleiner ein Teilchen ist, desto schneller löst es sich auf, obwohl es viele Faktoren gibt, die zu dieser Verallgemeinerung beitragen.
Es gibt eine Reihe von Regeln, die als allgemeiner Leitfaden dienen, um festzustellen, ob eine anorganische Verbindung in Wasser löslich ist. Die Regeln sind nur als Leitfaden gedacht. Es gibt Ausnahmen von diesen Regeln. Die unten aufgeführten Löslichkeitsregeln gelten für übliche ionische Feststoffe in Wasser bei Raumtemperatur. Einige Verbindungen können in heißem oder kaltem Wasser sehr unterschiedliche Löslichkeiten aufweisen.
Wenn zwei Regeln einander zu widersprechen scheinen, hat die vorhergehende Regel Vorrang.

1. Salze, die Elemente der Gruppe I enthalten, sind löslich (Li⁺, Na⁺, K⁺, Cs⁺, Rb⁺). Ausnahmen von dieser Regel sind selten. Salze, die das Ammoniumion (NH₄⁺) enthalten, sind ebenfalls löslich.
2. Salze, die Nitrat-Ionen (NO₃^-) enthalten, sind im Allgemeinen löslich.
3. Salze, die Cl^-, Br^-, I^-- enthalten, sind im Allgemeinen löslich. Wichtige Ausnahmen von dieser Regel sind die Halogenidsalze von Ag⁺, Pb²⁺ und (Hg₂)²⁺. So sind AgCl, PbBr₂ und Hg₂Cl₂ alle unlöslich.
4. Die meisten Silbersalze sind unlöslich. AgNO₃ und Ag(C₂H₃O₂) sind übliche lösliche Silbersalze; alles andere ist praktisch unlöslich.
5. Die meisten Sulfatsalze sind löslich. Wichtige Ausnahmen von dieser Regel sind BaSO₄, PbSO₄, Ag₂SO₄ und SrSO₄.
6. Die meisten Hydroxidsalze sind nur schwer löslich. Die Hydroxid-Salze der Elemente der Gruppe I sind löslich. Die Hydroxidsalze der Elemente der Gruppe II (Ca, Sr und Ba) sind schwer löslich. Hydroxidische Salze von Übergangsmetallen und Al³⁺ sind unlöslich. So sind Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Co(OH)₂ nicht löslich.
7. Die meisten Sulfide von Übergangsmetallen sind sehr unlöslich. So sind CdS, FeS, ZnS, Ag₂S alle unlöslich. Arsen-, Antimon-, Wismut- und Bleisulfide sind ebenfalls unlöslich.
8. Karbonate sind häufig unlöslich. Karbonate der Gruppe II (Ca, Sr und Ba) sind unlöslich. Einige andere unlösliche Karbonate sind FeCO₃ und PbCO₃.
9. Chromate sind häufig unlöslich. Beispiele: PbCrO₄, BaCrO₄.
10. Phosphate sind häufig unlöslich. Beispiele: Ca₃(PO₄)₂, Ag₃PO₄.
11. Fluoride sind häufig unlöslich. Beispiele: BaF₂, MgF₂, PbF₂.

Löslichkeitsproduktkonstante, K_sp
Die Löslichkeitskonstante K_sp ist die Gleichgewichtskonstante für einen festen Stoff, der sich in einer wässrigen Lösung auflöst. Sie gibt das Ausmaß an, in dem sich eine ionische Verbindung in Wasser auflöst: Es gibt eine Grenze dafür, wie viel Salz in einem bestimmten Wasservolumen aufgelöst werden kann. Diese Menge wird durch das Löslichkeitsprodukt K_sp angegeben. Dieser Wert hängt von der Art des Salzes (z. B. AgCl im Vergleich zu NaCl), der Temperatur und dem gemeinsamen Ioneneffekt ab.
Löslichkeitsproduktkonstanten werden verwendet, um gesättigte Lösungen von ionischen Verbindungen mit relativ geringer Löslichkeit zu beschreiben. Eine gesättigte Lösung befindet sich in einem dynamischen Gleichgewicht zwischen der gelösten, dissoziierten, ionischen Verbindung und dem ungelösten Feststoff.

Betrachten Sie die folgende allgemeine Auflösungsreaktion (in wässrigen Lösungen):

C_mA_n ⇋ mCⁿ⁺ + nA^m-

Dabei steht C für ein Kation, A für ein Anion und m und n sind ihre jeweiligen stöchiometrischen Koeffizienten.
Der Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante (K_sp) eines Salzes wird nach den gleichen Regeln wie für jedes andere Gleichgewicht geschrieben. Das Löslichkeitsprodukt oder Ionenprodukt, K_sp , ist das Produkt der molaren Konzentrationen (Gleichgewicht) der konstituierenden Ionen, jeweils erhöht um die Potenz des stöchiometrischen Koeffizienten in der Gleichgewichtsgleichung. Der K_sp-Ausdruck für das obige Gleichgewicht lautet:

K_sp = [Cⁿ⁺]^m · [A^m-]ⁿ

Beachten Sie, dass der Reaktant C_mA_n nicht in die K_sp-Gleichung einbezogen wird. Feststoffe werden bei der Berechnung von Gleichgewichtskonstanten nicht berücksichtigt, da ihre Konzentrationen die Gleichung nicht verändern; jede Veränderung ihrer Konzentrationen ist unbedeutend und wird daher weggelassen.
Der Wert von K_sp gibt die Löslichkeit einer ionischen Verbindung an, d. h. je niedriger sein Wert ist, desto weniger löslich ist die Verbindung. Es ist auch leicht zu beobachten, dass, wenn wir die Konzentration einer der Komponenten oder Ionen erhöhen (z. B. durch Zugabe einer Substanz, die bei der Dissoziation das gleiche Ion erzeugt) und wieder ein Gleichgewicht erreichen, die Konzentration des anderen Ions abnimmt (bekannt als der gemeinsame Ioneneffekt).
Unter bestimmten Bedingungen kann die Gleichgewichtslöslichkeit überschritten werden, so dass eine so genannte übersättigte Lösung entsteht, die metastabil ist. Die Metastabilität von Kristallen kann auch zu offensichtlichen Unterschieden in der Menge einer Chemikalie führen, die sich je nach ihrer kristallinen Form oder Partikelgröße auflöst. Eine übersättigte Lösung kristallisiert im Allgemeinen aus, wenn "Impfkristalle" eingebracht werden und ein schnelles Gleichgewicht eintritt.

Molare Löslichkeit
Die molare Löslichkeit, die direkt mit dem Löslichkeitsprodukt zusammenhängt, ist die Anzahl der Mole des gelösten Stoffes, die pro Liter Lösung gelöst werden können, bevor die Lösung gesättigt ist. Sobald eine Lösung gesättigt ist, scheidet sich jeder zusätzliche gelöste Stoff aus der Lösung aus. Die Einheiten sind Molarität (M) oder Mol Liter^-1 (mol/L). Die molare Löslichkeit einer Verbindung kann direkt aus ihrem Löslichkeitsprodukt berechnet werden.

Umrechnung von K_sp in Löslichkeit
Im Allgemeinen gilt für das chemische Gleichgewicht

C_mA_n ⇋ mCⁿ⁺ + nA^m-

Dabei ist s die molare Löslichkeit der Verbindung in Wasser.
K_sp = [C]^m · [A]ⁿ = (ms)^m · (ns)ⁿ = m^m · nⁿ · s^(m+n)

und die folgende Tabelle, die die Beziehung zwischen der Löslichkeit eines Salzes und dem Wert seines Löslichkeitsprodukts zeigt, kann abgeleitet werden:

Schmelzpunkt
Salze haben typischerweise hohe Schmelzpunkte. Natriumchlorid zum Beispiel schmilzt bei 801 °C. Einige Salze mit niedrigen Gitterenergien sind bei oder nahe Raumtemperatur flüssig. Dazu gehören geschmolzene Salze, die in der Regel Mischungen von Salzen sind, und ionische Flüssigkeiten, die in der Regel organische Kationen enthalten. Diese Flüssigkeiten weisen als Lösungsmittel ungewöhnliche Eigenschaften auf.

Starkes Salz
Starke Salze oder starke Elektrolytsalze sind chemische Salze, die aus starken Säuren oder Basen bestehen. Diese ionischen Verbindungen dissoziieren vollständig in Wasser. Sie sind im Allgemeinen geruchlos und nicht flüchtig. Die meisten Metalle der Gruppe 1 und 2 bilden starke Salze. Starke Salze sind besonders nützlich bei der Herstellung leitfähiger Verbindungen, da die Ionen, aus denen sie bestehen, eine höhere Leitfähigkeit ermöglichen.

Schwaches Salz
Schwache Salze oder "schwache Elektrolytsalze" sind, wie der Name schon sagt, aus schwachen Säuren oder Basen zusammengesetzt. Sie sind im Allgemeinen flüchtiger als starke Salze. Sie können einen ähnlichen Geruch wie die Säure oder Base haben, von der sie abgeleitet sind. Zum Beispiel riecht Natriumacetat, CH₃COONa, ähnlich wie Essigsäure CH₃COOH.

Wasser der Kristallisation
Im Allgemeinen liegen Salze in Form von Kristallen vor, in denen Wassermoleküle enthalten sind. Dieses Wasser wird als Kristallwasser bezeichnet und solche Salze werden als hydratisierte Salze bezeichnet. Ein Kupfersulfatkristall enthält beispielsweise fünf Wassermoleküle für jedes Kupfersulfatmolekül. Dies wird als CuSO₄·5H₂O geschrieben. Dieses Kristallwasser verleiht dem Kristall seine Form. Außerdem verleiht es einigen Kristallen ihre Farbe. Beim Erhitzen verlieren hydratisierte Salze ihr Kristallwasser, so dass die Kristalle ihre Form und Farbe verlieren und zu einer pulverförmigen Substanz werden. Die hydratisierten Salze, die ihr Kristallwasser verloren haben, werden wasserfreie Salze genannt.

Säure-Basen-Eigenschaften
Wenn Salze in Wasser gegeben werden, reagieren sie oft mit dem Wasser und erzeugen H₃O⁺ oder OH^-. Dies wird als Hydrolysereaktion bezeichnet. Je nachdem, wie stark das Ion als Säure oder Base wirkt, ergeben sich unterschiedliche pH-Werte. Bei der Reaktion von Wasser und Salzen gibt es aufgrund der unterschiedlichen Strukturen der Salze viele Möglichkeiten. Ein Salz kann entweder aus einer schwachen Säure und einer starken Base, einer starken Säure und einer schwachen Base, einer starken Säure und einer starken Base oder einer schwachen Säure und einer schwachen Base bestehen. Die Reaktanten bestehen aus dem Salz und dem Wasser, und die Produktseite setzt sich aus der konjugierten Base (aus der Säure der Reaktionsseite) oder der konjugierten Säure (aus der Base der Reaktionsseite) zusammen.

pH-Wert der Salze
Es gibt mehrere Leitprinzipien:

1. Salze von starken Basen und starken Säuren werden nicht hydrolysiert. Der pH-Wert bleibt neutral bei 7. Halogenide und Alkalimetalle dissoziieren und beeinflussen das H⁺ nicht, da das Kation das H⁺ nicht verändert und das Anion das H⁺ nicht aus dem Wasser anzieht. Aus diesem Grund ist NaCl ein neutrales Salz. Im Allgemeinen dissoziieren Salze, die Halogenide (außer F^-) und ein Alkalimetall (außer Be²⁺) enthalten, in Spektator-Ionen.
2. Salze, die von starken Basen und schwachen Säuren stammen, hydrolysieren, was zu einem pH-Wert von über 7 führt. Das Anion im Salz stammt von einer schwachen Säure, höchstwahrscheinlich einer organischen, und nimmt in der Reaktion das Proton aus dem Wasser auf. Dadurch wirkt das Wasser wie eine Säure, die in diesem Fall ein Hydroxidion (OH^-) hinterlässt. Das Kation stammt von einer starken Base, d. h. von einem Alkali- oder Erdalkalimetall, und wird, wie zuvor, in ein Ion dissoziieren und das H⁺.
3. Salze von schwachen Basen und starken Säuren hydrolysieren, was zu einem pH-Wert von weniger als 7 führt, da das Anion zu einem Zuschauerion wird und das H⁺ nicht anziehen kann, während das Kation der schwachen Base ein Proton an das Wasser abgibt und ein Hydroniumion bildet.
4. Salze einer schwachen Base und einer schwachen Säure hydrolysieren ebenfalls wie die anderen, sind aber etwas komplexer und erfordern die Berücksichtigung von K_a und K_b. Je nachdem, welche Säure die stärkere ist, dominiert der Faktor, der bestimmt, ob es sich um eine Säure oder eine Base handelt. Das Kation ist die Säure und das Anion ist die Base und bildet entweder ein Hydroniumion oder ein Hydroxidion, je nachdem, welches Ion leichter mit dem Wasser reagiert.

Anwendungen und Qualitätsstufen
Salze werden in vielen industriellen Prozessen verwendet. Die meisten chemischen Produkte sind in irgendeiner Phase ihrer Herstellung auf Salze angewiesen. Salze werden bei der Herstellung von Glas, Papier, Kunststoff, Gummi, Textilien, Farbstoffen, Leder, Kosmetika, Arzneimitteln, Düngemitteln usw. verwendet.
In chemischen Qualitätskontrolllabors, in der Forschung und Entwicklung oder in Innovationsabteilungen jeder Industrie oder Institution als analytisches Reagenz.
Wir bieten eine breite Palette von Qualitätssorten mit streng garantierten Spezifikationen, die die Auswahl des richtigen Salzes für Ihre spezifische Anwendung ermöglichen:
Reagenzien für die Analyse (p.a.) gemäß ISO (International Organization for Standardization), ACS (American Chemical Society) und Pharmakopöe-Spezifikationen für Reagenzien (Reag Ph. Eur., Reag. USP).

• Für HPLC, wie z. B. Alkylsulfonate für die Ionenpaarchromatographie
• Für die IR-Spektroskopie, z. B. Kaliumbromid (KBr)
• Reagenzien für die Biowissenschaften: BioChemica, für die Molekularbiologie oder für die Zellkultur.
• Reine Produkte für den allgemeinen Gebrauch.
• Volumetrische Lösungen (Standards), konzentriert und gebrauchsfertig, für die quantitative Analyse.
• Lösungen für die volumetrische Analyse, wie z. B. Kaliumchloridlösungen für die Wartung der Elektroden oder Silbersulfat in Schwefelsäure für CSB-Bestimmungen.
• Produkte für die Synthese.
• Pharmaqualität: Rohstoffe für die pharmazeutische Industrie in Herstellungsprozessen und als Hilfsstoffe in der Endformulierung, die den Spezifikationen der Pharmakopöen (Monographien) entsprechen, wie z. B. US Pharmacopea/National Formulary (USP-NF), European Pharmacopoeia (EP oder Ph. Eur. ), British Pharmacopoeia (BP) usw., sowie GMP-IPEC-Qualität, einschließlich behördlicher Dokumente.
• Lebensmittelqualität gemäß den europäischen Vorschriften (EC) oder dem Food Chemicals Codex (FCC). Salze und Mineralien für die Lebensmittelindustrie:
  Mineralien sind anorganische Verbindungen, vor allem Salze, die für das Leben unerlässlich sind. Sie kommen in Knochen und Zähnen vor und sind an metabolischen und biochemischen Prozessen beteiligt. Wie alle Nährstoffe sind auch Mineralien in Grundnahrungsmitteln wie Fleisch, Milch, Fisch, Gemüse, Obst und Getreide enthalten. Einige Mineralien sind in Lebensmitteln nicht in relevanten Mengen vorhanden. Auch die Verarbeitung kann den Nährwert von Lebensmitteln verringern. Daher werden bei der Lebensmittelherstellung eine Vielzahl von Nährstoffen und anderen Zutaten verwendet, darunter auch Mineralstoffe. Sie werden Lebensmitteln zugesetzt, um sie anzureichern oder zu verstärken, um ihre ernährungsphysiologischen Eigenschaften zu verbessern.
  Der Zusatz von Mineralien in Herstellungsverfahren erfolgt unter anderem bei der Herstellung von Säuglingsnahrung, Nutrazeutika und Milchderivaten.
  
  Das Mineralienportfolio von PanReac AppliChem erfüllt die EG- und FCC-Normen. Unsere Produkte werden nach einer strengen Qualitätspolitik in Übereinstimmung mit ISO und HACCP hergestellt.

Sektoren

• Analytische Laboratorien, Qualitätskontrolle, chemische und biochemische Laboratorien
• Forschung, Entwicklung und Innovation (F&E)
• Biopharmazeutische und pharmazeutische Entwicklung und Herstellung
• Biowissenschaften
• Kosmetika und Gesundheitswesen
• Lebensmittel und Getränke
• Anorganische und organische Synthese
• Pädagogische oder akademische Einrichtungen
• Papierindustrie
• Seifen- und Waschmittelindustrie
• Metallurgie
• Landwirtschaft
• Poolpflege

Weitere Informationen finden Sie in unserer nachstehenden Veröffentlichung:

• Salts for analysis