Synthese und Charakterisierung von Calciumcarbonat-Phasen und Calciumphosphat-basierter Knochenersatzmaterialien

Inhaltsverzeichnis

1. Einleitung und Aufgabenstellung

2. Theoretische Grundlagen
2.1 Calciumcarbonat
2.1.1 Die beteiligten Ionen
2.1.2 Calciumcarbonat und seine polymorphen Phasen
2.1.2.1 Calcit
2.1.2.2 Aragonit
2.1.2.3 Vaterit
2.1.2.4 Monohydrocalcit
2.1.2.5 Ikait
2.1.2.6 Amorphes Calciumcarbonat (ACC)
2.1.3 Calciumcarbonat und Biomineralisation
2.2 Calciumphosphate
2.2.1 Das Orthophosphat-System
2.3 Arteriosklerose und glatte Muskelzellen
2.4 Knochen
2.4.1 Aufbau von Knochen
2.4.2 Zusammensetzung des Knochenminerals
2.4.3 Knochenersatzmaterialien

3. Verwendete Analysemethoden
3.1 Rasterelektronenmikroskopie (REM) mit energiedispersiver Röntgenspektroskopie (EDX)
3.2 Transmissionselektronenmikroskopie (TEM)
3.3 IR-Spektroskopie (IR)
3.4 Thermogravimetrie (TG)
3.5 Dynamische Differenz-Kalorimetrie (DSC)
3.6 Röntgenpulverdiffraktometrie (XRD)
3.7 Kernresonanzspektroskopie (NMR)
3.8 Atomabsorptionsspektroskopie (AAS) und Elementaranalyse (EA)

4. Ergebnisse und Diskussion
4.1 Calciumcarbonate
4.1.1 ACC
4.1.2 Ikait
4.1.3 Festkörper-NMR-Spektroskopie an Calciumcarbonat-Phasen
4.2 Knochenersatzmaterialien
4.2.1 Zelltests an synthetischem Knochenersatzmaterial
4.2.2 Analyse von zwei Knochenersatzmaterialien
4.3 Einfluss von Apatit auf glatte Muskelzellen

5. Experimenteller Teil
5.1 Herstellung von ACC
5.2 Umwandlung von ACC
5.3 Herstellung von Ikait
5.4 Herstellung von MHC
5.5 Fällung von Hydroxylapatit und Carbonatapatit
5.6 Apatit für Osteoblasten- und Osteoklastentests
5.7 Apatit für Tests mit glatten Muskelzellen

6. Zusammenfassung

7. Literaturverzeichnis

8. Anhang
8.1 Abkürzungsverzeichnis
8.2 Verzeichnis der verwendeten Chemikalien
8.3 Publikationsliste
8.4 Lebenslauf
8.5 Danksagung

1. Einleitung und Aufgabenstellung

Die in der Natur häufig vorkommenden Calciumcarbonate spielen vor allem im Bereich der Biomineralien eine wichtige Rolle. In den letzten Jahren hat mit dem amorphen Calciumcarbonat (ACC) neben den kristallinen Modifikationen Calcit, Aragonit und Vaterit eine weitere Phase das Interesse der Forscher im Bereich der Biomineralisation geweckt. Trotz seiner Instabilität wurde es in vielen Biomineralien, in denen es durch organische Substanzen stabilisiert wird, nachgewiesen^[1-8]. Ziel der momentanen Forschung ist es, ACC im Labor ohne Zusätze herzustellen. In dieser Arbeit wurde eine bestehende Synthesevorschrift^[9] auf Reproduzierbarkeit überprüft und das ACC weiter charakterisiert; vor allem mittels Festkörper-NMR-Spektroskopie, wodurch geklärt werden sollte, ob das ACC Hydrogencarbonat enthält. Weiterhin wurden die Stabilität und Umwandlung von ACC näher untersucht.

Zusätzlich wurde eine neue Synthese zur Herstellung von Calciumcarbonat-Hexahydrat (Ikait) entwickelt. Ikait wurde bisher in keinem Biomineral gefunden, da er unter Normalbedingungen eine instabile kristalline Phase ist, die nur bei niedrigen Temperaturen stabil ist^[10-12]. Der in dieser Arbeit synthetisierte Ikait wurde mit verschiedenen Analysemethoden charakterisiert; erstmals wurden auch Festkörper-NMR-Untersuchungen am Ikait durchgeführt.

Der menschliche Knochen ist ein hochgradig strukturiertes Kompositmaterial bestehend aus einer anorganischen Phase sowie einer organischen Phase^[13-16]. Bisher gelingt es nur der Natur solche optimierten Komposite herzustellen. Es ist also noch nicht gelungen ein Knochenersatzmaterial zu synthetisieren, das die gleichen physikalischen, chemischen und biologischen Eigenschaften wie natürlicher Knochen aufweist.

Ein Teil dieser Arbeit beschäftigte sich mit der Herstellung eines Knochenersatzmaterials und daran vorgenommen Zelltests. In der Medizin gibt es einen hohen Bedarf, Knochen zu ersetzen. Unter anderem werden Defekte im Knochen, z. B. durch Frakturen, Tumore oder durch das Entfernen von infiziertem Knochengewebe hervorgerufen. Diese Defekte müssen mit einem geeigneten Knochenersatzmaterial aufgefüllt werden, da ab einer bestimmten Größe des Defekts der natürliche Heilungsprozess nicht mehr ausreicht, um den Defektbereich mit natürlichem Knochen zu stabilisieren. Ziel der Defektfüllung ist es, wieder einen stabilen, völlig belastbaren Knochen zu erhalten. Aufgrund der limitierten Menge und der Nachteile von natürlichen Materialien gibt es ein großes Interesse an synthetischen Knochenersatzmaterialien. Zu den Nachteilen gehört bei körperfremden Implantaten (von Tieren, so genannte Xenografts) vor allem die Gefahr von Infektionen. Diese Gefahr kann auch bei Materialien, die von einem menschlichen Spender stammen (Allografts), nicht ausgeschlossen werden. Implantate, die aus dem eigenen Körper gewonnen werden (Autografts), sind nach wie vor der Standard für Knochenersatz, da sie eine perfekte Biokompatibilität besitzen und nicht die Gefahr von Infektionen mit sich bringen^[17-20]. In dieser Arbeit wurden in Zusammenarbeit mit Kooperationspartnern sowohl Osteoblasten- als auch Osteoklastentests zur Überprüfung der Biokompatibilität und der Bioresorbierbarkeit des Materials durchgeführt. Das Material besteht aus nanokristallinem Carbonatapatit und ist somit in seiner chemischen Zusammensetzung dem natürlichen Knochen sehr ähnlich. Aufgrund der Nanokristallinität soll das Material im Gegensatz zu anderen kristallinen Biomaterialien eine bessere Resorbierbarkeit aufweisen.

Neben den gewünschten Calcifikationen (z. B. Knochen und Zähne) gibt es auch viele unerwünschte Verkalkungen (z. B. Arteriosklerose, Nierensteine). Unter Arteriosklerose versteht man Ablagerungen in arteriellen Blutgefäßen, die die Ursache für eine Reihe von Krankheiten sein können (z. B. Herzinfarkt, Schlaganfall). Die Ablagerungen, auch Plaques genannt, setzen sich aus Calciumphosphat und organischen Substanzen, insbesondere Cholesterin, zusammen^[21-23]. In der vorliegenden Arbeit wurde der Einfluss von nanokristallinen Apatit-Phasen auf glatte Muskelzellen, die bei einer Arteriosklerose eine entscheidende Rolle spielen, untersucht. Glatten Muskelzellen wird eine schützende Wirkung zugeschrieben, da sie die Plaques vor dem Abreißen schützen und somit eine mögliche Thrombose oder Lungenembolie verhindern^[22]. Untersuchungen mit basischen Calciumphosphaten (BCP) und Kristallen aus explantierten Plaques führten zum Tod der glatten Muskelzellen.

2. Theoretische Grundlagen

2.1 Calciumcarbonat

2.1.1 Die beteiligten Ionen

Calcium (lat.: calx = Stein, Kalkstein) gehört zu den Erdalkalimetallen und hat die Ordnungszahl 20. Der Ionenradius der zweiwertigen Calciumionen beträgt 100 pm. Es ist mit 3,6 Gew.-% das dritthäufigste Metall in der Erdkruste. Es kommt in der Natur vor allem als Carbonat (Kalk), Sulfat (Gips), Phosphat (Apatit) und Silikat (z. B. Wollastonit) vor. Calciumverbindungen spielen in der Tier- und Pflanzenwelt eine wichtige Rolle; aus ihnen werden unter anderem Knochen, Schalen und Gehäuse aufgebaut. Sie sind zudem ein wichtiger Wachstumsfaktor für Pflanzen. Das Knochengerüst eines erwachsenen Menschen enthält ungefähr 1,2 kg Calcium^[24].

Carbonate sind die Salze der Kohlensäure, einer mittelstarken Säure, die sich aus wässriger Lösung nicht isolieren lässt. In wässriger Lösung steht die Kohlensäure im Gleichgewicht mit hydratisiertem Kohlendioxid^[25].

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

In Lösungen von Carbonaten entsteht ein pH-Wert-abhängiges Konzentrationsverhältnis vom Carbonat-Ion zum Hydrogencarbonat-Ion.

Carbonate sind meist schwer löslich. Daneben gibt es die leichter löslichen Hydrogencarbonate, die das Ion HCO3- enthalten. Da es sich um basische Salze handelt, werden die Carbonate von Säuren unter Bildung von CO₂ zersetzt. Durch Erhitzen zerfallen die Carbonate zu den entsprechenden Metalloxiden und CO₂. Das [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]-Ion mit einer delokalisierten π-Bindung ist trigonal-planar mit einem durchschnittlichen C-O-Bindungsabstand von 130 pm aufgebaut. Ebenfalls als Carbonate werden die Ester der Kohlensäure bezeichnet, mit der allgemeinen Formel O=C(OR)₂, wobei R einen Alkyl- oder Aryl-Rest angibt^{[24, 25]}.

2.1.2 Calciumcarbonat und seine polymorphen Phasen

Calciumcarbonat ist in reinem Wasser ein schwerlösliches Salz. In kohlensäurehaltigem Wasser steigt die Löslichkeit jedoch um mehr als das 100fache an, da sich das folgende Gleichgewicht zum Calciumhydrogencarbonat hin verschiebt:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Beim Kochen oder Eindunsten einer Ca(HCO₃)₂-Lösung liegt das Gleichgewicht aufgrund des Entweichens von CO₂ auf der linken Seite, so dass Calciumcarbonat ausfällt. Hierauf beruhen sowohl die Abscheidung von Kesselstein beim Erhitzen von calciumcarbonathaltigem Wasser als auch die Bildung von Stalagmiten und Stalaktiten in Tropfsteinhöhlen^[25].

Vom Calciumcarbonat gibt es fünf kristalline und eine amorphe Form (ACC). Die drei wasserfreien kristallinen Modifikationen unterscheiden sich nur in ihrer Kristallstruktur. Zudem existieren noch zwei wasserhaltige Modifikationen, das Calciumcarbonat-Monohydrat (Monohydrocalcit, MHC) CaCO₃·H₂O und das Calciumcarbonat-Hexahydrat (Ikait) CaCO₃·6 H₂O. Eine Zusammenfassung der kristallographischen und physikalischen Daten der verschiedenen kristallinen Phasen zeigt Tabelle 1.

Die Löslichkeit von Calciumcarbonaten nimmt mit steigender Temperatur ab; eine Ausnahme bildet der Ikait, dessen Löslichkeit mit steigender Temperatur zunimmt. In Tabelle 2 sind die pKL-Werte der einzelnen Polymorphe aufgelistet. Die Werte zeigen deutlich, dass die Phase umso besser löslich ist, je thermodynamisch instabiler sie ist^[26] .

Tabelle 1: Kristallographische^[27] und physikalische Daten^[28-30] der verschiedenen kristallinen Polymorphe und Pseudopolymorphe von Calciumcarbonat.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Tabelle 2: Löslichkeitsprodukte und Löslichkeiten der Polymorphe von Calciumcarbonat; bei ACC wird ein Molekül Wasser pro Molekül CaCO₃ zur Berechnung der Löslichkeit angenommen.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die unterschiedlichen Modifikationen lassen sich mittels Röntgenpulverdiffraktometrie (XRD) und IR-Spektroskopie unterscheiden. ACC ist völlig röntgenamorph und zeigt im XRD keine diskreten Reflexe. Für das jeweilige Polymorph zeigen die Röntgenpulverdiffraktogramme unterschiedlich intensive Peaks bei charakteristischen 2θ-Werten. Das freie [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]-Ion, das zur Punktgruppe D_3h gehört, besitzt vier Normalschwingungen, die im IR-Spektrum zu sehen sind; diese sind: ν1 symmetrische C-O-Streckschwingung, ν2 OCO-Deformationsschwingung außerhalb der Molekülebene (Dreh- bzw. Kippschwingung), ν3 asymmetrische C-O-Streckschwingung und ν4 OCO-Deformationsschwingung innerhalb der Molekülebene (Biege- bzw. Biegeschwingung) (Tabelle 3). Allerdings ist aus Symmetriegründen (Gruppentheorie) im Calcit die v1-Schwingung IR-inaktiv, so dass sich Calcit von den anderen Modifikationen unterscheiden lässt^{[33, 34]}. Die Lage der Banden (ν1 1080-1090 cm-1, ν2 853-881 cm-1, ν3 1419-1511 cm-1 und ν4 694-750 cm-1) ist für jedes Polymorph unterschiedlich. Im amorphen CaCO₃ sind alle oben genannten Normalschwingungen IR-aktiv. Die ν3 und ν4 Moden können zudem in zwei Banden aufgelöst sein. Für die kristallinen Formen existieren zudem noch Gitterschwingungen, die im Bereich von 450-200 cm-1 beobachtet werden können. Treten im ACC in diesem Bereich auch Banden auf, so ist dies ein Hinweis, dass es eine gewisse Ordnung besitzt. Da ACC Wasser enthält, findet man im IR-Spektrum die zugehörigen Banden im Bereich von 3375-3230 cm-1 (asymmetrische und symmetrische OH-Streckschwingung) und bei 1640 cm-1 (HOH-Deformationsschwingung)^[33]. Zusätzlich zur qualitativen Analyse wurde eine Methode entwickelt, mit der man mittels IR-Spektroskopie Gemische der drei wasserfreien Polymorphen quantitativ analysieren kann^[35]. Es ist allgemein bekannt, dass die Partikelgröße einen Einfluss auf die Spektren hat; je kleiner die Partikel sind, desto intensiver sind die Banden im IR^{[36, 37]}.

Tabelle 3: Symmetrie der Normalschwingungen des Carbonat-Ions^{[33, 34]}.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

IR: Infrarot-aktiv; R: Raman-aktiv; ν1, ν2, ν3, ν4: Normalschwingungen des Carbonations; ν1: symmetrische C-O-Streckschwingung von 1080 bis 1090 cm-1; ν2: CO3-Deformationsschwingung von 853 bis 881 cm-1; ν3: asymmetrische C-O-Streckschwingung von 1419 bis 1511 cm-1; ν4: OCO-Deformationsschwingung innerhalb der Ebene (bending) von 694 bis 750 cm-1

Es gibt auch eine Vielzahl chemischer Tests, die zur Unterscheidung der einzelnen Polymorphe dienen. So verursacht Aragonit in einer Eisensulfatlösung einen grünen, Calcit einen gelben Niederschlag. Aragonit ergibt in einer verdünnten Cobaltnitrat-Lösung eine violette Färbung, während Calcit erst beim Erwärmen eine blaue Färbung der Lösung verursacht. Diese Tests waren früher oft die einzige Möglichkeit einen Hinweis auf die Modifikation zu erhalten. Heute finden sie jedoch aufgrund der Entwicklung leistungsstarker Methoden wie XRD und IR-Spektroskopie keine Verwendung mehr^[38].

Der Unterschied in der Stabilität zwischen Calcit und Aragonit ist so gering, dass sie sich nach ihrer Bildung im trockenen Zustand bei Raumtemperatur nicht umwandeln. Das Phasengleichgewicht zwischen Calcit und Aragonit wurde in der Vergangenheit grundlegend untersucht^[15-18]. Selbst Vaterit, der deutlich instabiler als die beiden anderen wasserfreien Polymorphe ist, bleibt über einen langen Zeitraum unverändert, wenn er trocken ist. Die Tendenz zur Bildung metastabiler Phasen von CaCO₃ aus wässriger Lösung wird durch die Erhöhung der Fällungsgeschwindigkeit und der Konzentration von bestimmten Zusätzen gesteigert. Es wird angenommen, dass diese Additive die Keimbildung der stabilen Phasen verzögern, wodurch eine Übersättigung der Lösung eintritt und somit die Bildung metastabiler Phasen begünstigt wird. Dabei ist der Einfluss von Additiven spezifisch für eine bestimmte Calciumcarbonatphase. So wurden in Gegenwart von Magnesium alle Phasen bis auf Vaterit synthetisiert, während bei Zugabe von Calgon® (ein Polyphosphat) in unterschiedlichen Konzentrationen alle Polymorphe außer Aragonit identifiziert werden konnten^[39]. Makromoleküle, die aus Biomineralien gewonnen wurden, begünstigen in vitro die Bildung der für sie charakteristischen Calciumcarbonatphase^[7]. Dickinson et al.^[40] haben den Kristallisationsmechanismus von Calciumcarbonat, kontrolliert durch die Menge an Ca₂₊-Ionen und CO₂ im Kristallisationsraum, unter dem Gesichtspunkt des kinetischen/thermodynamischen Gleichgewichts untersucht. Im Bereich geringer Ca₂₊-Konzentration (2-6 mM) bestimmt diese die Fällung und das System wird thermodynamisch kontrolliert. Liegt die Konzentration von Ca₂₊ über 80 mM, so beeinflusst der Partialdruck von CO₂ die Kristallisation. Bei ausreichend hohem CO₂-Druck ist das System unter kinetischer Kontrolle, und es bildet sich überwiegend Vaterit. Im Bereich hoher Ca₂₊-Konzentrationen wird für alle CO₂-Drücke eine Vateritbildung beobachtet.

2.1.2.1 Calcit

Calcit, die bei 25 °C und 1013 hPa thermodynamisch stabilste Calciumcarbonat-Modifikation, kristallisiert in einer trigonalen Struktur in der Raumgruppe^{[Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]} (Abbildung 1). Zudem existieren noch eine Hochtemperaturmodifikation (985 °C bei Normaldruck) mit der Raumgruppe R 3 m^[41] und mehrere Hochdruckmodifikationen (Calcit II - Calcit V). Bei Raumtemperatur entsteht Calcit II bei 1,70 GPa, der dann bei 2,15 GPa in Calcit III übergeht. Calcit III ist bei Raumtemperatur bis 6,16 GPa stabil und wandelt sich erst bei einer Temperaturerhöhung auf 345 °C in Aragonit um^[42]. Calcit zerfällt bei ungefähr 600 °C in Calciumoxid und Kohlendioxid; die genaue Zerfallstemperatur hängt dabei vom vorliegenden CO₂-Partialdruck ab.

Reiner Calcit ist durchsichtig und farblos. In der Natur vorkommender Calcit ist meist in Abhängigkeit der Ionen, die einige Calcium-Ionen im Kristallgitter ersetzen, gefärbt. Calcit hat die besondere Eigenschaft, wie alle nichtkubischen, lichtdurchlässigen Minerale, einen einfallenden Lichtstrahl in zwei polarisierte Lichtstrahlen zu zerlegen, die verschieden stark gebrochen werden. Durch diese Doppelbrechung erscheint ein durch einen Calcitkristall beobachtetes Objekt doppelt. Calcitvorkommen findet man auf Island, in den USA, in Mexiko und auch in Deutschland (im Sauerland, im Harz und im Erzgebirge). Aus dem Isländischen Doppelspat werden so genannte Nicol'sche Prismen für optische Geräte (Polarisationsapparate) angefertigt. Die gewöhnlichen Erscheinungsformen des Calciumcarbonats in der Natur sind Kalkstein, Kreide und Marmor.

Kalkstein ist überwiegend durch Ton verunreinigt und feinkristallin, während Marmor sehr rein und grobkristallin ist. Kreide hat sich aus Schalentrümmern von Einzellern gebildet^{[24, 25, 43]}.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 1 : Kristallstruktur von Calcit; Calcium – blau, Kohlenstoff – weiß, Sauerstoff – rot^[44].

2.1.2.2 Aragonit

Aragonit (der Name leitet sich vom bedeutendsten Vorkommen des Minerals in Aragonien ab) kommt vermehrt in marinen Gewässern vor. Die Ursache hierfür ist das im Meerwasser enthaltene Magnesium, das die Bildung von Aragonit gegenüber Calcit begünstigt^[43]. Aragonit kristallisiert in der orthorhombischen Raumgruppe Pmcn (Elementarzelle siehe Abbildung 2).

Trockener Aragonit ist bei Raumtemperatur über einen unbestimmten Zeitraum stabil. Dagegen wandelt er sich in Lösung langsam in Calcit um, dessen Morphologie bei der Umwandlung von Aragonit abhängig von den Bedingungen ist. Findet die Transformation in Lösung statt, so liegen rhomboedrische Kristalle vor, während der Calcit weiterhin die nadelförmige Struktur des Aragonits aufweist, wenn die Umwandlung durch Erhitzen erfolgt^{[38, 45]}. Die Aragonit-Calcit-Transformation ist irreversibel und findet nicht bei einer bestimmten Temperatur statt. Beim Erhitzen auf 400 °C dauert die Umwandlung zu Calcit ungefähr drei Stunden, während es bei 470 °C nur wenige Minuten dauert^[38]; der gesamte Umwandlungsbereich liegt zwischen 387 °C und 488 °C^[46]. Geologisch mineralisierter Aragonit tendiert nicht dazu, sich zwischen 10 und 90 °C umzuwandeln, während sich synthetisch hergestellter Aragonit in Lösung nahe 90 °C in Calcit umwandelt^[47]. Die von Wolf et al. ermittelte thermodynamische Gleichgewichtstemperatur T_trzum Calcit liegt bei 455 ± 10 °C. Die molare Phasenumwandlungsenthalpie Δtr H weist bei T_tr mit 403 ± 8 J mol-1 einen niedrigen endothermen Wert auf^[47].

Zhou et al. untersuchten die Synthese von CaCO₃ bei unterschiedlichen Temperaturen und Synthesebedingungen (Lösungszusätze und Keimkristalle) und kamen zu dem Ergebnis, dass die Aragonitbildung sowohl im Bereich von 50-90 °C als auch durch Magnesium-Ionen begünstigt wird^[45].

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 2: Kristallstruktur von Aragonit mit Elementarzelle; Calciumatome – grau, Kohlenstoffatome – schwarz, Sauerstoffatome –hellgrau^[48].

2.1.2.3 Vaterit

Vaterit (benannt nach dem deutschen Chemiker und Mineralogen Heinrich Vater) ist die instabilste wasserfreie kristalline Form des CaCO₃. Er kristallisiert in der hexagonalen Raumgruppe P 63/ mmc. Das Calcium ist von 8 O-Atomen umgeben, davon sechs in einem durchschnittlichen Abstand von 2,4 Å und zwei in einem Abstand von 2,9 Å^[49]. Im Vergleich zu Calcit und Aragonit kommt Vaterit in der Natur nur selten vor^[50]. Er ist im trockenen Zustand über einen langen Zeitraum stabil. In Kontakt mit Wasser wandelt er sich dagegen aufgrund von Auflösung und anschließender Rekristallisation in Calcit um. Von daher ist es schwierig, Vaterit aus wässrigen Lösungen zu erhalten. Die Phasenumwandlungstemperatur T tr zu Calcit ist abhängig von den jeweiligen Synthesebedingungen und liegt im Bereich von 320-460 °C. Die zugehörige Phasenumwandlungsenthalpie ist mit -3,1 ± 0,1 kJ mol-1 deutlich exotherm^[47].

2.1.2.4 Monohydrocalcit

Das Calciumcarbonat-Monohydrat (Monohydrocalcit, MHC) CaCO₃∙H2O kristallisiert in den beiden trigonalen Raumgruppen P 3121 oder P 3221. Das Calcium ist von 8 Sauerstoffatomen umgeben, wobei der durchschnittliche Ca-O-Abstand zu den Sauerstoffatomen der Carbonatgruppe 2,448 Å und der Ca-O-Abstand zu den zwei benachbarten Wassermolekülen 2,49 Å beträgt. Der Koordinationspolyeder ist als verzerrtes tetragonales Antiprisma beschreibbar^[51]. Der durch Röntgenabsorptionsspektroskopie (EXAFS: extended x-ray absorption fine structure) ermittelte Wert von 2,42 Å für den Ca-O-Abstand stimmt gut mit den oben genannten Werten aus Einkristallstrukturanalysen überein^[52]. Die Elementarzelle ist in Abbildung 3 dargestellt.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 3: Elementarzelle von Monohydrocalcit in der ab-Ebene^[53].

Krauss et al. erhielten Monohydrocalcit durch Abbau des Hexahydrates. Er geht innerhalb weniger Stunden in Calcit über, beim Befeuchten mit Wasser sofort. Eine Rückbildung zum Hexahydrat war nicht zu beobachten^[54].

In Gegenwart von Additiven, wie Calgon® und Mg2+-Ionen, konnte er im Temperaturbereich von 0-40 °C hergestellt werden^[39]. Da sich ein Ca:Mg-Verhältnis, das dem im Meerwasser entspricht, als günstig für die Entstehung von Monohydrocalcit erwies^[55], wurden spätere Synthesen in künstlichem Meerwasser durchgeführt^{[32, 56]}.

Das erste natürliche Vorkommen von Monohydrocalcit wurde 1959 und 1964 als ein unreines Sediment im Issyk Kul See in Kirgisien beschrieben^{[57, 58]}. Danach wurde er unter anderem im Sedimentgestein des Lake Kivu in Ostafrika^[59] und im Solar Lake (Sinai) gefunden^[60]. Erster mariner Fundort war der Ikka Fjord in Grönland, wo auch schon der Ikait erstmals in der Natur entdeckt wurde. Geochemische Daten weisen darauf hin, dass MHC eine Übergangsphase im Rekristallisierungsprozess von Ikait zu Calcit ist und somit MHC immer dort entstehen kann wo auch Ikait vorkommt^[28]. In Lebewesen kommt es in Blasensteinen von Meerschweinchen^[61] und in den Gehörsteinchen einiger Wirbeltiere vor^[62].

Dejehet et al.^[63] untersuchten die genauen Bedingungen der Bildung von MHC in künstlichem Meerwasser. Sie kamen zu dem Schluss, dass ein hohes Mg:Ca-Verhältnis (≥1) und ein hoher pH-Wert bei der MHC-Bildung entscheidend sind. Die Kristallwasserabgabe findet bei 213-215 °C statt, der maximale Mg-Gehalt liegt bei 12-13 Gew.-%.

Thermochemische Untersuchungen führten zu dem Ergebnis, dass MHC metastabil ist und sich bei Normalbedingungen allmählich in Calcit oder Aragonit umwandelt. Eine Temperaturerniedrigung und eine Erhöhung des hydrostatischen Druckes stabilisieren es^[64].

Die Löslichkeit von MHC in Wasser im Temperaturbereich von 10-50 °C kann mit folgender Gleichung berechnet werden^[32]:

pKL = -log(KL/M2) = 7,05 + 0,000159 (T °C-1)2^[3]

mit: M : mol l-1

T: Temperatur in °C

2.1.2.5 Ikait

Das Mineral Ikait, Calciumcarbonathexahydrat CaCO₃∙6 H₂O, kristallisiert in der monoklinen Raumgruppe C 2/ c (Struktur siehe Abbildung 4). Die Struktur enthält diskrete CaCO₃-Ionenpaare, die jeweils von einer Hülle aus 18 Wassermolekülen umgeben sind. Die Calcium-Ionen sind von acht Sauerstoffatomen koordiniert, von denen sechs vom Wasser und zwei von einem Carbonat-Anion stammen. Acht Wassermoleküle sind durch Wasserstoffbrückenbindungen zu den Sauerstoffatomen des CO32--Ions gebunden; die restlichen vier Wassermoleküle sind an benachbarte Ionenpaare und zu anderen Wassermolekülen der Hülle gebunden. Der durchschnittliche Ca-O-Abstand liegt bei 2,469 Å, der C-O-Abstand in der planaren Carbonatgruppe beträgt 1,286 Å und die O-H-Abstände in den Wassermolekülen betragen 0,73-0,83 Å. Es wird angenommen, dass die Koordination von Ca₂₊-Ionen im Ikait die Koordination von Ca₂₊-Ionen in wässriger Lösung widerspiegelt^{[29, 65, 66]}.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 4: Kristallstruktur von Ikait; Das Calcium-Ion (blau) ist von acht Sauerstoffatomen (rot), wovon sechs vom Wasser und zwei vom Carbonat (Kohlenstoff schwarz) stammen, koordiniert. Es existieren Wasserstoffbrückenbindungen (gestrichelte Linien) zwischen den H-Atomen (gelb) der Wassermoleküle und den Sauerstoffatomen des Carbonats^[67].

Ikait wurde in der Natur erstmals 1963 in Form von bis zu 20 Meter hohen Säulen am Ikka Fjord (Abbildung 5) auf Grönland entdeckt. Der Fundort verlieh dem Mineral auch seinen Namen. Die dort herrschende Temperatur betrug 3-7 °C^[68]. Weitere spätere Fundorte des Minerals, an denen überall eine Wassertemperatur von 3 °C oder geringer herrschte, waren unter anderem Bransfield Strait, eine antarktische Halbinsel^[69], Shiowakka in Japan^[70] und der Mono Lake in Kalifornien, der der erste nicht-marine Fundort von Ikait war^{[71, 72]}. Erstmals entdeckten Dieckmann et al. 2008 Ikait im Eis der Antarktis^[28]. In Shiowakka bildet der Ikait sich in den Wintermonaten und zersetzt sich wieder mit ansteigender Lufttemperatur zu Calcit. Von daher wird angenommen, dass Ikait an vielen noch unentdeckten Orten vorkommt, es aber aufgrund seiner Unbeständigkeit schwierig ist, ihn zu entdecken.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 5: Ikaitsäule am Ikka Fjord^[73].

Im Labor wurden schon im 19. Jahrhundert die ersten Versuche von Daniell, Becquerel und Pelouze unternommen, das Hexahydrat herzustellen, was ihnen jedoch zunächst nicht gelang^[74-77]. 1865 war Pelouze dann aber erfolgreich und konnte durch Einleiten von CO₂ in eine wässrige CaO/Zucker-Lösung das Hexahydrat herstellen^[78]. Bütschli präparierte Ikait aus dem Blut und den Schalen von Krustentieren^[79].

MacKenzie wiederholte die Versuche von Daniell und Pelouze bei unterschiedlichen Temperaturen und stellte fest, dass sich das Hexahydrat im Bereich von 0-15 °C bildete. Er fand zudem heraus, dass bei 5 °C eine Umwandlung des Ikaits zu Calcit erfolgt, die auch bei erneuter Temperaturerniedrigung nicht mehr aufgehalten werden kann. Die Dichte des Ikaits wurde von ihm mit 1,777 g cm-1 bei 3 °C bestimmt^[80].

Krauss et al. stellten das Hexahydrat durch Zugabe einer Na2CO3-Lösung in eine eisgekühlte CaCl2-Lösung her. Sie untersuchten ferner die Zersetzung und kamen zu dem Ergebnis, dass es sich bei 8 °C an der Luft oder in der Mutterlauge zu Calcit zersetzt. Führt man die Entwässerung unter ständigem Absaugen des Wassers durch, so entsteht als Zwischenstufe das Calciumcarbonat-Monohydrat, das erst bei 200 °C entwässert wird^[54].

Brooks et al. kamen bei ihren Untersuchungen zum Einfluss von Calgon® auf die Calciumcarbonatkristallisation zu dem Schluss, dass sich unter vermehrtem Einsatz von Calgon® umso mehr Ikait gebildet hat. Dabei hat sich Ikait nie aus einer klaren Lösung gebildet; er scheint das Produkt der Kristallisation von amorphem oder gel-ähnlichem CaCO₃ zu sein. Das in Gegenwart von Calgon® entstandene Hexahydrat bleibt in Kontakt mit Wasser länger stabil als das in Gegenwart von Magnesiumionen hergestellte, das sich innerhalb eines Tages zersetzte^[39].

Ikait ist bei Atmosphärendruck über 0 °C instabil, bei Drücken von 6-7 kbar ist er auch bei Raumtemperatur stabil^[81]. Seine Bildung wird von Magnesium, das in Meerwasser reichlich enthalten ist, und von anderen Additiven, wie z. B. Calgon®, eine Mischung aus Polymetaphosphaten und Polyphosphaten, begünstigt^{[38, 39, 77, 82]}.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Da die Reaktion von einer Volumenabnahme von ungefähr 20 % begleitet ist, scheint die Bildung von Ikait bei erhöhtem Druck begünstigt. Tatsächlich bildet sich Ikait bei 5-6 kbar auf Kosten von Calcit und Aragonit^{[10, 38, 77, 82]}. Löslichkeitsbestimmungen zeigen, dass Ikait im Vergleich zu Aragonit und Calcit löslicher ist und seine Löslichkeit im Gegensatz zu den wasserfreien Polymorphen mit sinkender Temperatur abnimmt.

Die Löslichkeit von Ikait in Abhängigkeit von der Temperatur im Bereich von 0-25 °C kann nach folgender Gleichung bestimmt werden^[11]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

mit: M : mol l-1

T: Temperatur in °K

Ito beschäftigte sich mit Ikait aus nicht-marinen Lagerstätten. Er stellte fest, dass er sich, im Gegensatz zu marinen Fundstellen^{[83, 84]}, in Vaterit und nicht in Aragonit umwandelte^{[70, 85, 86]}. Die Ursache hierfür ist, dass die im Meerwasser enthaltenen Mg2+-Ionen die Aragonitbildung begünstigen.

Weiter untersuchte er den Einfluss von Feuchtigkeit, Zermahlen, Temperatur und von der Magnesiumionen-Konzentration auf die Umwandlung des natürlichen Ikaits^[70]. Feuchtigkeit führt zu einer schnelleren Transformation zu Calcit. Das Zermahlen führte zu einer Abgabe des Kristallwassers, wodurch neben Calcit auch eine beträchtliche Menge an Vaterit entstand. Daraus folgerte er, dass eine schnelle Zersetzung bei Raumtemperatur zu Vaterit führt. Es zeigte sich, dass in kochendem Wasser Vaterit als Hauptphase neben Aragonit, aber kaum Calcit entstanden ist. Aufgrund seiner Versuche zur Umwandlung in Abhängigkeit von der Mg2+-Ionen-Konzentration wird vermutet, dass die Geschwindigkeit der Umwandlung von Ikait in Gegenwart von Magnesium reduziert wird; das Produkt dabei ist Aragonit. Auch bei synthetisch hergestelltem Ikait konnte Vaterit als Intermediat bei der Umwandlung zu Calcit identifiziert werden^[12]. Während Marland eine Umwandlung zu Calcit bei niedrigeren Druck-Temperatur-Bedingungen (3-4,1 kbar, -3 bis 14,5 °C) beobachtete, konnten Shahar et al. bei höheren Drücken (9,6-20,3 kbar) und Temperaturen (65-110 °C) eine Umwandlung zu Aragonit feststellen^[87]. In Abbildung 6 ist in einem Phasendiagramm der Stabilitätsbereich von Ikait dargestellt.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 6: Phasendiagramm von Ikait und der beiden wasserfreien Phasen Calcit und Aragonit^[12].

2.1.2.6 Amorphes Calciumcarbonat (ACC)

Nach der Ostwald’schen Stufenregel^[88], die besagt, dass zuerst die instabilste Phase einer Substanz entsteht und diese sich dann in eine stabilere Form umwandelt, bildet sich bei der Calciumcarbonatkristallisation immer zuerst amorphes Calciumcarbonat (ACC). Als ACC werden Modifikationen von Calciumcarbonat bezeichnet, die weder diskrete Röntgen- noch Elektronenbeugungsreflexe liefern.

ACC wurde erstmals von Johnston et al.^[38] durch Mischen konzentrierter Lösungen von Calciumchlorid und Natriumcarbonat hergestellt und wurde als nichtkristallin beschrieben. Später wurde eine Methode gefunden, wodurch beim Einleiten von CO₂ in eine gesättigte Ca(OH)2-Lösung zunächst amorphes Calciumcarbonat entsteht, das dann weiter zu Calcit kristallisiert^[89]. In Gegenwart organischer Substanzen wie Aminen, Aminosäuren und Carbonsäuren wandelt sich dieses ACC dagegen in Vaterit um; dabei sind Ethylendiamin und Natriumaspartat die besten Additive für die Vateritbildung^[90]. Niedrige Fällungstemperaturen stabilisieren die amorphe Phase, während ein Temperaturanstieg zu einer schnellen Kristallisation führt^[91]. Ebenfalls vorteilhaft zur Stabilisierung von ACC ist eine stark alkalische Mutterlösung^[92] oder die Verwendung geeigneter Additive bei der Fällung, wozu vor allem Magnesium^{[93, 94]}, Phosphat^[95] und eine Reihe organischer Substanzen^{[96, 97]} gehören. Es wurde gezeigt, dass die Umwandlung von ACC in wässriger Lösung abhängig von der Temperatur ist. So bildeten sich im Bereich von 14-30 °C innerhalb von 3-6 Stunden Vaterit und Calcit, während von 60-80 °C in 17-22 Stunden Aragonit und Calcit entstanden sind. Im dazwischen liegenden Temperaturbereich (40-50 °C) haben sich alle drei kristallinen wasserfreien Phasen gebildet^[98]. Koga et al.^[99] untersuchten die Kristallisation von ACC in Abhängigkeit des pH-Wertes, der bei der Herstellung des ACC eingestellt wurde. Sie kamen zu dem Ergebnis, dass die Kristallisationstemperatur mit abnehmendem pH-Wert ebenfalls sinkt, begleitet von einer Abnahme der Enthalpie und Aktivierungsenergie. Der Grund hierfür ist vermutlich, dass die Ordnung im ACC mit abnehmendem pH-Wert steigt. EXAFS-Untersuchungen zum Einfluss von Additiven auf die Struktur von ACC führten zu dem Ergebnis, dass ACC in Abhängigkeit vom Additiv eine jeweils unterschiedliche Nahordnung besitzt. So hat ACC, das in Gegenwart von Magnesium gefällt wurde, eine dem Monohydrocalcit ähnliche Nahordnung, während ACC in Gegenwart von Polyasparaginsäure anfänglich eine dem Vaterit ähnliche Nahordnung aufweist, die sich nach wenigen Tagen in eine Calcit-ähnliche Struktur umwandelt^[100].

Die Löslichkeit von ACC kann nach folgender Gleichung in Abhängigkeit von der Temperatur berechnet werden^[26]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

mit: M : mol l-1

T: Temperatur in °C

ACC enthält bis zu einem Molekül H₂O pro Carbonat-Ion. Dies wurde sowohl mittels TG-Analysen als auch IR-Spektroskopie bestätigt^{[9, 26, 33, 101]}. Ein bei Raumtemperatur durch Hydrolyse von Dimethylcarbonat in Calciumchlorid-Lösung hergestelltes ACC verliert sein Strukturwasser bei 149 °C^[101]; das nach der Methode von Günther et al. synthetisierte ACC gibt sein Strukturwasser zwischen 100 und 250 °C ab. Wird das Wasser, das die amorphe Phase stabilisiert, komplett entfernt, so findet eine Kristallisation zu Calcit statt^[9]. ACC kann zudem durch einen steigenden Magnesiumgehalt stabilisiert werden, da dadurch seine Löslichkeit abnimmt^{[93, 94, 102, 103]}. Die Kristallisation von ACC kann auch durch organische Zusätze bei der Fällung verhindert werden^{[96, 104-107]}.

Li et al.^[108] haben eine Methode entwickelt, bei der ausgehend von ACC dreidimensional-geordnete, makroporöse Calcit-Einkristalle hergestellt wurden. Die Methode basiert auf der Strategie, dass ACC als Precursor der kristallinen Calciumcarbonate fungiert und zusätzlich die kolloidalen Kristalle als Templat dienen. Die so hergestellten Calcit-Einkristalle weisen eine erwartete Nanostruktur und Morphologie auf.

2.1.3 Calciumcarbonat und Biomineralisation

Die Biomineralisation befasst sich mit der Bildung anorganischer Mineralien (meist schwerlösliche Salze) in der belebten Natur. Dabei findet ein Wechselspiel zwischen anorganischem Material und organischer Matrix statt, wodurch die Biomineralien oft sowohl hart als auch elastisch sind. 55 Stämme des biologischen Stammbaums produzieren Biomineralien, in 26 davon kommen Carbonate vor. Insgesamt wurden ungefähr 60 verschiedene Mineralien in Organismen gefunden, von denen 80 % kristallin und 20 % amorph sind. Biomineralien kommen in einem bestimmten Organismus stets in der gleichen kristallinen Phase und Morphologie vor und werden vor allem zum Schutz vor Feinden (Schalen von Schnecken und Muscheln), als Werkzeug (Zähne), zur Orientierung (Schwerkraftsensoren) und zur internen Stabilisierung (Skelette) verwendet^{[27, 109]}.

Wie oben erwähnt, sind in Biomineralien auch organische Makromoleküle enthalten, wobei zwischen den unlöslichen und löslichen Makromolekülen unterschieden wird. Bei den löslichen Makromolekülen handelt es sich meist um acide Glycoproteine, die einen hohen Anteil an Glutaminsäure und/oder Asparaginsäure enthalten. Diese aciden Proteine sind aktiv an der Mineralbildung beteiligt. Diese können unter der Voraussetzung, dass sie in der β-Faltblattstruktur vorliegen, spezifisch mit bestimmten Kristallflächen wechselwirken. Dies ist die Ursache dafür, dass die biogenen Mineralien im Vergleich zum reinen anorganischen Mineral oft eine andere Morphologie aufweisen. Die unlöslichen Makromoleküle sind von Organismus zu Organismus sehr verschieden. Es wird angenommen, dass ihre Hauptfunktion darin besteht, die mechanischen Eigenschaften des Biominerals zu optimieren. So lagern sich z. B. geringe Mengen organischer Matrix im Kristall ein und verursachen dadurch ein anderes Bruchverhalten im Vergleich zum reinen Mineral, indem sie die Rissausbreitung entlang kritischer Netzebenen verhindern. Die Mineralisation findet meistens in abgegrenzten Bereichen statt, den so genannten Kompartimenten. Sie bestehen unter anderem aus einer Lipid-Doppelschicht oder aus wasserunlöslichen Makromolekülen. In diese Kompartimente werden die Ionen hineingepumpt, wo sie mit den organischen Makromolekülen wechselwirken und sich die entsprechenden Mineralien bilden. Der wahrscheinlichste Grund für das Ende des Kristallwachstums ist die fehlende Versorgung der Mineralisationsstelle mit Ionen. Die Kristallisation in Kompartimenten führt dazu, dass die Kristalle andere Morphologien aufweisen als bei einer üblichen Kristallisation (Abbildung 7). Sowohl die thermodynamischen als auch die kinetischen Bedingungen, die für Mineralienbildung aus gesättigten Lösungen gelten, treffen auch auf die Mineralisation in Kompartimenten zu^{[27, 109]}.

Neben Calciumcarbonaten sind Calciumphosphate (mineralisierte Teil des Skelettes von Wirbeltieren) und amorphes Siliziumdioxid (in Pflanzen) die am häufigsten vorkommenden Biominerale.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 7: Schematische Darstellung der Kristallisation in Kompartimenten. Die Kristallisation im Inneren des kugelförmigen Vesikels führt zu einem annähernd kugelförmigen Kristall, der ansonsten eine andere Form annehmen würde^[27].

Im Folgenden wird genauer auf die Rolle des ACC in der Biomineralisation eingegangen. Trotz seiner Instabilität kommt ACC häufig in Biomineralien vor, wobei es mehrere Aufgaben erfüllt. Zum einen dient es als Precursor-Phase für die kristallinen CaCO₃-Polymorphe, zum anderen fungiert es als Speicherphase für Calcium-Ionen, und in stabiler Form dient es vor allem mechanischen Zwecken. Alle bekannten biogenen ACC-Phasen enthalten Magnesium und in vielen Fällen auch Phosphat, die beide zur Stabilisierung des ACC beitragen^{[110, 111]}. Die ACC-Precursor-Strategie ist bei den wirbellosen Tieren weit verbreitet. So bestehen die Nadeln der Seeigelarten Strongylocentrotus purpuratus^[7] und Paracentrotus lividus^[1] im Larvenstadium aus ACC, das dann mit der Zeit zu Calcit kristallisiert. Ein weiteres Beispiel ist die Schale der Schnecke Biomphalaria glabatra; auch hier dient ACC, das bereits eine Nahordnung aufweist, die dem Aragonit ähnelt, als Vorläufer-Phase für das aus Aragonit bestehende Schneckenhaus^{[112, 113]}. Die Funktion von ACC als Speicherphase findet man vor allem bei Krustentieren aber auch in Pflanzen. So speichert die Assel Porcellio scaber bei der Häutung das Calciumcarbonat in Form von ACC am Bauch in so genannten sternalen Ablagerungen für die spätere Neubildung der Haut. Das ACC in den Lagerstätten weist eine Nahordnung auf, die dem Vaterit oder Monohydrocalcit ähnlich ist^{[3, 4]}. Hier spielt vor allem die bessere Löslichkeit des ACC im Vergleich zu den kristallinen Modifikationen eine entscheidende Rolle, da es somit bei der Neubildung der Haut besser transportiert werden kann. Pflanzen der Sorte Ficus retusa haben in ihren Blättern so genannte Cystolithe. Der mineralisierte Teil dieser intrazellulären Körper besteht aus ACC, das sich bei Feuchtigkeit rasch in Calcit umwandelt. Die Nahordnung dieses ACC ähnelt der Struktur des Calciumcarbonat-Monohydrats^[8]. In den Stacheln der Seescheide Pyura pachydermatina liegt das ACC in stabilisierter Form vor. EXAFS-Untersuchungen haben ergeben, dass sich seine Nahordnung am besten an Monohydrocalcit anpassen lässt^[114].

Aus den vorangegangen Beispielen wird deutlich, dass die biogenen ACC-Phasen sich in ihrer Nahordnung unterscheiden und somit ACC strukturell gesehen nicht eine Mineralphase, sondern eine Familie verwandter Phasen darstellt^{[5, 6]}. Die Nahordnung, die mittels Röntgenabsorptionsspektroskopie (EXAFS) untersucht werden kann, ähnelt der kristallinen Phase, in die sich das ACC umwandelt. Mit EXAFS kann ein Bereich von ungefähr 0,5 nm Entfernung von einem Zentralatom erfasst werden. Da mit Röntgenbeugung oder Elektronenbeugung dieser Bereich nicht mehr untersucht werden kann, ist EXAFS eine geeignete Methode, um die Struktur amorpher Substanzen zu analysieren^[2]. Das Konzept von amorpher Struktur, Nahordnung und Fernordnung ist in Abbildung 8 dargestellt.

Zudem unterscheiden sich die biogenen ACC-Phasen in ihrem Wassergehalt. Transientes ACC enthält wenig oder kein Strukturwasser, während stabiles ACC, das in den meisten Fällen die Stöchiometrie CaCO₃∙H2O aufweist, Strukturwasser enthält. Daher wird angenommen, dass Wasser zur Stabilisierung des ACC beiträgt und eine Kristallisation verhindert^[6].

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 8 : Schematische Darstellung der Fernordnung (links), der Nahordnung (Mitte) und des amorphen Zustandes (rechts). Es ist zu sehen, dass mit abnehmender Ordnung das Volumen zunimmt^[2].

2.2 Calciumphosphate

Calciumphosphate sind überwiegend schwer wasserlöslich, jedoch sind alle gut säurelöslich. Die Löslichkeit von Calciumphosphaten ist abhängig vom pH-Wert (siehe Abbildung 9). Sie mit Hilfe der Löslichkeitsprodukte zu vergleichen ist sehr schwierig, da die einzelnen Calciumphosphat-Phasen eine unterschiedliche Stöchiometrie aufweisen. Zudem muss bedacht werden, dass im Löslichkeitsprodukt die Konzentration an Phosphat eingeht, diese jedoch in Wirklichkeit aufgrund des Gleichgewichts mit Hydrogenphosphat und Dihydrogenphosphat kleiner ist. Es wird zwischen den Ortho- (PO43-), Pyro- (P2O74-) und Polyphosphaten ((PO3)nn-) unterschieden^{[25, 115, 116]}. Diese sind alle weiße Festkörper, wobei die natürlich vorkommenden Calciumphosphate oftmals aufgrund des Einbaus von Fremdionen gefärbt sind. So ergibt z. B. Ni2+ grüne Ni-Apatite. Calciumphosphatmineralien, z. B. Phosphorit Ca3(PO4)2, sind wichtige Ausgangsstoffe zur Herstellung von Phosphatdüngemittel wie Calciumdihydrogenphosphat Ca(H2PO4)2.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 9: Löslichkeit unterschiedlicher Calciumphosphat-Phasen in Abhängigkeit vom pH-Wert; aufgetragen ist der Logarithmus der Gesamt-Calciumkonzentration in Lösung gegen den pH-Wert bei 25 °C, äquimolarem Ca:PO4-Verhältnis und einer Ionenstärke von 0,1 mol L-1^[27].

2.2.1 Das Orthophosphat-System

Die Orthophosphate leiten sich von der Orthophosphorsäure H3PO4 (meist einfach Phosphorsäure genannt) ab, die eine mittelstarke, dreiprotonige Säure ist und somit drei Reihen von Salzen bilden kann. Die pKs-Werte der einzelnen Dissoziationsstufen bei 25 °C sind^[24]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Dihydrogenphosphate H2PO4- (primäre Phosphate) sind alle wasserlöslich, während die Hydrogenphosphate HPO42- (sekundäre Phosphate) und die (Ortho)phosphate (tertiäre Phosphate) PO43- sich nur im Fall von Alkalimetallen als Gegenion in Wasser lösen. Aus den pKs-Werten und Abbildung 10 wird ersichtlich, dass sich Calciumsalze mit H2PO4--Ionen nur im sauren Milieu bilden können. Dagegen bilden sich die Salze mit den Ionen HPO42- und PO43-, die auch in der Mineralphase von Knochen und Zähnen vorkommen, im neutralen oder basischen Medium. Zudem ist zu erkennen, dass wässrige Lösungen von Phosphorsäure mittelstark sauer, von Dihydrogenphosphaten schwach sauer, von Hydrogenphosphaten basisch und von Orthophosphaten stark basisch reagieren^{[24, 115]}. Da alle diese Anionen der Orthophosphorsäure eine Verbindung mit Ca₂₊-Ionen eingehen können, entsteht eine Vielzahl bekannter Calciumphosphat-Phasen. Eine Übersicht der verschiedenen Calciumorthophosphate gibt Tabelle 4.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 10: Abhängigkeit der Ionenkonzentration vom pH-Wert in einer Phosphorsäure/Phosphat-Lösung^[25].

Tabelle 4: Übersicht der unterschiedlichen Calciumphosphat-Phasen^[27].

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Im Folgenden wird genauer auf einige Calciumphosphate eingegangen: Dicalciumphosphat-Dihydrat (Brushit, DCPD), Dicalciumphosphat-Anhydrat (Monetit, DCPA), Hydroxylapatit (HAP), Carbonatapatit (CHAP) und Tricalciumphosphat (TCP).

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