Chemische Reaktion und Industriegesellschaft: Unterschied zwischen den Seiten

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[[Datei:Natriumexplosion.jpg|mini|250px|Explosive Reaktion von [[Natrium]] und [[Wasser]]]]
Die '''Industriegesellschaft''' ist gekennzeichnet durch einen hohen Grad der [[Industrialisierung]] und den damit verbundenen [[Produktion]]s­weisen und [[Sozialstruktur|sozialen Strukturen]]. Die jeweilige [[Wirtschaftsordnung]] bleibt bei dieser Begriffsdefinition unberücksichtigt. Industriegesellschaften entstanden in der Folge eines Prozesses, der als [[Industrielle Revolution]] bezeichnet wird. Aus Sicht der Ethnologie werden sie als sogenannte [[Kalte und heiße Kulturen oder Optionen|„heiße“ Kulturen]] betrachtet, bei denen Fortschritt und Entwicklung das entscheidende Leitbild der zugrundeliegenden [[Weltanschauung]]en sind.
[[Datei:AktivierungsenergieV2.svg|miniatur|250px|Die Beziehung zwischen Aktivierungsenergie ({{polytonisch|''E<sub>a</sub>''}}) und [[Bildungsenthalpie]] ({{polytonisch|Δ''H''}}) bei einer exothermen Reaktion. Dabei muss der durch den energiereichen Übergangszustand bedingte Energieberg überwunden werden. Durch einen Katalysator bildet sich ein Übergangszustand mit geringerer Energie, wodurch die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht wird.]]
[[Datei:ThermiteFe2O3.JPG|mini|250px|[[Wikipedia:Thermitreaktion|Thermitreaktion]] von [[Wikipedia:Eisen(III)-oxid|Eisen(III)-oxid]] und [[Aluminium]]]]
[[Datei:Triosephosphate isomerase.jpg|mini|250px|Bändermodell des Enzyms [[Wikipedia:Triosephosphatisomerase|Triosephosphatisomerase]] (TIM, TPI) nach {{PDB|2jk2}} ]]
[[Datei:Energiediagramm-Enzymreaktion.svg|mini|250px||Energiediagramm der Enzym-Katalyse: Die Aktivierungsenergie (freie Aktivierungsenthalpie) wird im Vergleich zu unkatalysierten Reaktionen durch Stabilisierung des Übergangszustandes gesenkt. Die freie [[Wikipedia:Reaktionsenthalpie|Reaktionsenthalpie]] bleibt dabei unverändert.]]


Eine '''chemische Reaktion''' ist ein [[Chemie|chemischer]] [[Prozess]], bei dem ein oder mehrere [[Chemisches Element|chemische Elemente]] oder [[chemische Verbindungen]] als '''Reaktanten''' (seltener '''Reaktanden''' oder veraltet '''Edukte''', von [[lat.]] ''eductum'' „Herausgeführtes“) in andere chemische [[Stoff]]e, die '''Produkte''', umgewandelt werden. Sind diese ebenfalls reaktionsfreudig, so kann es zu weiteren '''Folgereaktionen''' kommen. Viele Reaktionen führen erst über ein oder mehrere '''Zwischenprodukte''' ('''Intermediate''') zum [[Endprodukt]], das isoliert und gereinigt wird.
== Merkmale ==
Wesentliche Merkmale der Industrie[[Gesellschaft (Soziologie)|gesellschaft]] sind die [[Produktion]] in [[Fabrik]]en und ein hoher Grad der [[Arbeitsteilung]]. Meist ist dies mit einer zunehmenden räumlichen Trennung von Arbeits- und Wohnstätten verbunden. Charakteristisch für die Industriegesellschaft sind ferner der Trend zur [[Verstädterung]], eine Zunahme der [[Bürokratie|Bürokratisierung]], die Erhöhung des materiellen [[Lebensstandard]]s, [[Umweltverschmutzung|Umweltprobleme]] sowie eine Konzentration des Produktiv[[kapital]]s.


== Exotherme und endotherme Reaktionen ==
== Industriegesellschaft als Zwischenstufe ==
Die Industriegesellschaft wird als Stufe zwischen der [[Agrargesellschaft]] und der [[Dienstleistungsgesellschaft]] betrachtet; dies geht zurück auf eine Interpretation der [[Drei-Sektoren-Theorie]] von [[Jean Fourastié|Fourastié]] und anderen.


Bei chemischen Reaktionen wird „chemische“ [[Energie]] z.B. in Form von [[Wärme]] und/oder [[Licht]] abgegeben oder verbraucht, die sog. '''Reaktionsenthalpie''' (von {{ELSalt|ἐν}} ''en'' „in“ und {{polytonisch|θάλπειν}} ''thálpein'' „erwärmen“) oder '''Reaktionswärme''': <math>\Delta H_\mathrm{R} = H_\mathrm{Produkte} - H_\mathrm{Edukte}</math>. Eine '''exotherme Reaktion''', beispielsweise eine [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung]], setzt Energie frei ( <math>\Delta H_\mathrm{R} < 0</math> ), eine '''endothermen Reaktion''' hingegen verbraucht Energie ( <math>\Delta H_\mathrm{R} > 0</math> ).
In hochindustrialisierten, markt[[wirtschaft]]lich orientierten [[Volkswirtschaft]]en ist heute der Anteil des Dienstleistungsbereichs an der [[Wertschöpfung (Wirtschaft)|Wertschöpfung]] größer als der des sekundären Sektors. Dort ist vielfach auch ein Prozess der [[Deindustrialisierung]] zu beobachten. [[Industrie]]n südostasiatischer [[Billiglohnland|Billiglohnländer]] verdrängten die konkurrierenden Industrien aus Industrieländern von vielen Märkten (z.&nbsp;B. [[Textilindustrie]] bzw. [[Textil- und Bekleidungsindustrie]] - siehe auch [[Textilindustrie in Bangladesch]]). Zunächst dominierte Japan, dann folgten die [[Tigerstaaten]] (Südkorea, Taiwan und Singapur sowie Hongkong) und die [[Volksrepublik China]]. Inzwischen wandern schon Industrien von China in noch billigere Länder wie [[Vietnam]] und [[Kambodscha]] ab.


Nach dem zuerst 1851 von dem dänischen Chemiker [[w:Julius Thomsen|Julius Thomsen]] (1826-1909) und 1866 auch von dem französischen Chemiker [[w:Marcelin Berthelot|Marcelin Berthelot]] (1827-1907) aufgestellten und nach ihnen benannten '''Thomsen-Berthelotschen Prinzip''' dachte man zunächst fälschlich, dass die Reaktionswärme ein geeignetes Maß für die [[Affinität (Chemie)|Triebkraft]] einer chemischen Reaktion sei<ref>Otto Sackur, Cl. v. Simson: ''Lehrbuch der Thermochemie und Thermodynamik'', Verlag von Julius Springer, Berlin 1928, S. 94f. [https://books.google.at/books?id=nxmhBgAAQBAJ&pg=PA94 google]</ref>. Entscheidend ist aber vielmehr die nachstehend beschriebene [[freie Enthalpie]].<ref>{{Holleman-Wiberg| Auflage=71 |Startseite=57 |Endseite=58}}</ref> Das Thomsen-Berthelotsche Prinzip ist nur bei tiefen Temperaturen näherungsweise gültig, weil dann der [[Entropie]]-Term der freien Enthalpie klein genug ist, um vernachlässigt zu werden.
== Siehe auch ==
 
* {{WikipediaDE|Industriegesellschaft}}
== Exergone und endergone Reaktionen ==
 
Für den Ablauf einer chemischen Reaktion ist die Änderung der [[freie Enthalpie|freien Enthalpie]] <math>\Delta G</math> (auch [[Gibbs-Energie]] genannt) maßgeblich. Sie berücksichtigt auch die Änderung der [[Entropie]] <math>\Delta S</math>. Mit der [[Absolute Temperatur|absoluten Temperatur]] <math>T</math> ergibt sich für die '''freie Reaktionsenthalpie''' folgender Zusammenhang:
 
:<math>\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S </math>
 
Für '''exergone Reaktionen''' ist <math>\Delta G < 0</math>; sie laufen als '''spontane Reaktion''' in Richtung der [[Produkt (Chemie)|Produkte]] ab. Bei '''endergonen Reaktionen''' mit <math>\Delta G > 0</math> ist die Rückreaktion begünstigt und bei <math>\Delta G = 0</math> stehen Hin- und Rückreaktion im Gleichgewicht. Mithilfe der freien Enthalpie und der [[Universelle Gaskonstante|universellen Gaskonstante]] <math>R</math> lässt sich entsprechend die Gleichgewichtskonstante <math>K</math> der Reaktion berechnen:
 
:<math>K = \exp \left( \frac{-\Delta G}{R \cdot T} \right) </math>
 
== Aktivierungsenergie ==
 
Damit eine Reaktion, egal ob exotherm oder endotherm, überhaupt in Gang kommt, ist die Zufuhr einer entsprechenden '''Aktivierungsenergie''' <math>E_\mathrm{A}</math> notwendig, die üblicherweise in [[Joule]] pro [[mol]] (J·mol<sup>−1</sup>) angegeben wird. So kann man etwa ein [[Wikipedia:Streichholz|Streichholz]] nur entzünden, wenn man ihm durch Reibung mechanische Energie bzw. Wärmeenergie zuführt. Bei scheinbar spontan ablaufenden Reaktionen wird die nötige [[Energie]] unmittelbar der Umgebungswärme entnommen. Je höher die zugeführte Wärme bzw. je geringer die benötigte Aktivierungsenergie ist, desto schneller läuft die Reaktion ab. Nach der [[1884]] von dem niederländischen Chemiker [[w:Jacobus Henricus van ’t Hoff|Jacobus Henricus van ’t Hoff]] aufgestellten '''RGT-Regel''' ('''R'''eaktions'''g'''eschwindigkeit-'''T'''emperatur-Regel, auch '''van-’t-Hoff’sche Regel''') gilt, dass eine Temperaturerhöhung um 10 [[Kelvin|K]] die [[Reaktionsgeschwindigkeit]] ungefähr verdoppelt. Durch Beigabe kleiner Mengen eines spezifischen [[Katalysator]]s, der die nötige Aktivierungsenergie verringert, kann die Reaktion gegebenenfalls wesentlich beschleunigt werden.
 
Die Temperaturabhängigkeit der [[Geschwindigkeitskonstante]]n <math>k</math> einer chemischen Reaktion kann durch die von [[w:Svante Arrhenius|Svante Arrhenius]] empirisch aufgestellte und später nach ihm benannte '''Arrhenius-Gleichung''' ermittelt werden:
 
{{Notiz|<math>k = A \cdot \mathrm{e}^{-\frac{E_\mathrm{A}}{R \cdot T}}</math> &nbsp;&nbsp;'''Arrhenius-Gleichung'''}}
 
dabei ist
 
:<math>A</math> ein präexponentieller Faktor, der in vielen Fällen als ''nicht'' temperaturabhängig angenommen werden kann,
:<math>E_\mathrm{A}</math>  die Aktivierungsenergie in [[Joule|J]]/[[mol]],
:<math>R = 8{,}314 \mathrm{J/K\,mol}</math>  die [[universelle Gaskonstante]],
:<math>T</math> die [[absolute Temperatur]] in [[Kelvin|K]].
 
Der hier auf ein [[Mol]] bezogene '''Boltzmann-Faktor''' <math>\mathrm{e}^{-\frac{E_\mathrm{A}}{R \cdot T}}</math> gibt dabei an, wie viele Teilchen pro Mol im statistischen Durchschnitt die nötige Aktivierungsenergie <math>E_\mathrm{A}</math> bei der gegebenen [[Thermische Energie|thermischen Energie]] <math>R \cdot T</math> aufbringen können.
 
== Reaktionsgleichung ==
 
Eine '''Reaktionsgleichung''' beschreibt eine chemische Reaktion symbolisch im [[stöchiometrisch]] richtigen Verhältnis. Auf der linken Seite der Gleichung stehen die Reaktanten, versehen mit einer entsprechenden '''stöchiometrischen Zahl''' <math>\nu</math><ref>{{Gold Book|stoichiometric number|S06025|Version=2.3.1}}</ref> (auch '''stöchiometrischer Koeffizient''', '''Stöchiometriezahl''' oder '''Stöchiometriefaktor''' genannt). Dann folgt ein Reaktionspfeil (<math>\rightarrow</math>) bzw. bei einer Gleichgewichtsreaktion ein Doppelpfeil (<math>\rightleftharpoons</math>), und auf der rechten Seite stehen die Produkte. Gegebenenfall wird gesondert auch die Reaktionsenthalpie angegeben. Für die Knallgasreaktion, bei der '''g'''asförmiger Wasserstoff <math>\mathrm {H_{2(g)}}</math> mit '''g'''asförmigem Sauerstoff <math>\mathrm {O_{2(g)}}</math> explosionsartig zu '''l'''iquidem (=flüssigen) Wasser <math>\mathrm {H_2O_{(l)}}</math> reagiert, ergibt sich beispielsweise unter Berücksichtigung der [[Aggregatzustand|Aggregatzustände]] folgende Schreibweise:
 
:<math>\mathrm{2 \ H_{2(g)} + O_{2(g)} \longrightarrow 2 \ H_2O_{(l)} \ ;} \ \Delta H = -572 \, \mathrm{kJ/mol}</math>
 
=== Umsatzvariable ===
 
Der '''Reaktionsverlauf''', d.h. der Fortschritt einer chemischen Reaktion kann mittels der von dem belgischen Chemiker [[w:Théophile de Donder|Théophile de Donder]]<ref name="IUPAC-de">Klaus H. Homann (Hrsg.): ''Größen, Einheiten und Symbole in der Physikalischen Chemie'' / International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), deutsche Fassung, VCH, Weinheim, 1995, ISBN 3-527-29326-4.</ref> eingeführten '''Umsatzvariable''' ({{enS|''extent of reaction''}}) <math>\xi</math> ([[xi]]) angegeben werden. Sie ist eine [[extensive Größe]] und wird im [[SI-System]] in [[Mol]] angegeben. Dazu muss die Reaktionsgleichung mit den stöchiometrischen Zahlen ''ν<sub>i</sub>'' bekannt sein. Für eine Reaktion
 
:<math> |\nu_ \mathrm A| \mathrm A + |\nu_ \mathrm B| \mathrm B + ... \longrightarrow |\nu_ \mathrm K| \mathrm K + |\nu_ \mathrm L| \mathrm L + ... </math>
 
ergibt sich dann für die Änderung der Umsatzvariablen:
 
:<math> \Delta \xi = \frac{\mathrm \Delta n_i}{\nu_i} </math>
 
bzw.:
 
:<math>\mathrm d \xi = \frac{\mathrm d n_i}{\nu_i} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm A}{\nu_ \mathrm A} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm B}{\nu_ \mathrm B} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm K}{\nu_ \mathrm K} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm L}{\nu_ \mathrm L} = ... </math>
 
Der dimensionslose '''Reaktionsgrad''' <math>\alpha</math> ({{EnS|''degree of reaction''}})<ref>{{Gold Book|degree of reaction|D01570|Version=2.3.2}}</ref> wird durch das Verhältnis der Umsatzvariablen <math>\xi</math> zum vollständigen Umsatz <math>\xi_{max}</math> angegeben:
 
:<math>\alpha=\frac{\xi}{\xi_{max}}</math>
 
=== Reaktionsschema ===
 
Der prinzipielle Ablauf einer chemischen Reaktion kann auch durch ein '''Reaktionsschema''' veranschaulicht werden, bei dem die stöchiometrischen Verhältnisse unberücksichtigt bleiben. Das kann z.B. in Form einer allgemein verständlichen Wortgleichung geschehen, z.B. für die Knallgasreaktion:
 
:<math>\mathrm {Wasserstoff + Sauerstoff \longrightarrow Wasser}</math>
 
In der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] werden im Reaktionsschema zumeist nur die [[Strukturformel]]n der beteiligten [[Organische Verbindung|organischen Verbindungen]] angeschrieben. So ergibt sich etwa für die [[säure]]katalysierte Abspaltung von Wasser aus [[w:2-Pentanol|2-Pentanol]] folgendes Schema:
 
[[Datei:Saytzeffdehydrogenisierung von 2 pentanol.svg|center|600px|Dehydratisierung von 2-Penanol zu einem Gemisch von drei isomeren Pentenen.]]
 
Als Nebenprodukt entsteht [[w:Pentene|1-Penten]] (links direkt nach dem Reaktionspfeil) und als Hauptprodukte die beiden [[Isomere]] [[w:Pentene|(''E'')-2-Penten]] (Mitte) und [[w:Pentene|(''Z'')-2-Penten]] (rechts); die Säurekatalyse und das abgepaltene Wasser werden als bekannt vorausgesetzt und nicht angeschrieben.
 
== Beispiele ==
Eine einfache chemische Reaktion ist die [[Verbrennung]], bei der ein brennbarer Stoff mit dem [[Sauerstoff]] ([[lat.]] ''Oxygenium''; abgeleitet von {{ELSalt|ὀξύς}} ''oxys'' „scharf, spitz, sauer“ und {{polytonisch|γεν-}} ''gen-'' „erzeugen“) der [[Luft]] unter Energieabgabe reagiert. So entsteht etwa bei der Verbrennung von [[Kohlenstoff]] mit einer ausreichenden Menge Sauerstoff das gasförmige [[Kohlendioxid]] (bzw. bei Sauerstoffmangel das sehr giftige [[Kohlenmonoxid]]):
 
:<math>\mathrm{C\ +\ O_2 \longrightarrow \ CO_2 \ ; \quad \Delta} H = -394 \; \mathrm{kJ/mol}</math><ref>''Schülerduden Chemie'', Bibliografisches Institut & F.A. Brockhaus AG, Mannheim 2007, ISBN 978-3-411-05386-5, S.&nbsp;195.</ref>
 
Eine anderes Beispiel ist die rechts im Bild gezeigte stark exotherme [[Wikipedia:Thermitreaktion|Thermitreaktion]] von [[Wikipedia:Eisen(III)-oxid|Eisen(III)-oxid]] und [[Aluminium]], bei der Temperaturen bis über 2000 °C erreicht werden:
 
:<math>\mathrm{Fe_2O_3 + 2 \ Al \longrightarrow Al_2O_3 + 2 \ Fe;  \quad \Delta} H = -851{,}5 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
 
Das Bild rechts ganz oben zeigt die Reaktion von metallischem [[Natrium]] mit [[Wasser]]. Das bei der Reaktion gebildete [[Wasserstoff]]gas entzündet sich, verbrennt explosionsartig und reißt geschmolzene Natriumtröpfchen mit, die zu [[Wikipedia:Natriumoxid|Natriumoxid]] bzw. [[Wikipedia:Natriumperoxid|Natriumperoxid]] verbrennen:
 
:<math>\mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \rightarrow 2 \ NaOH + H_2}; </math>
:<math>\mathrm{4\ Na + O_2 \rightarrow 2\ Na_2O;} {\quad \Delta} H = -431{,}6 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
:<math>\mathrm{2\ Na_2O + O_2 \rightarrow 2\ Na_2O_2;} {\quad \Delta} H = -79{,}6 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
 
=== Friedrich Wöhlers Harnstoffsynthese (1828) ===
 
Als es dem [[Deutschland|deutschen]] [[Chemiker]] [[Friedrich Wöhler]] (1800-1882) erstmals [[1828]] gelang, [[Harnstoff]] aus der salzartigen [[Anorganische Verbindung|anorganischen Verbindung]] [[Ammoniumcyanat]] herzustellen, galt dies als Beweis, dass die Synthese organischer Verbindungen keiner besonderen „[[Lebenskraft]]“ bedürfe:
 
:<math>\mathrm{AgNCO + NH_4Cl  \rightarrow NH_4(NCO) + AgCl}</math>
 
Wöhler erkannte dabei ganz richtig, dass die intermediär gebildete Verbindung [[Ammoniumcyanat]] (NH<sub>4</sub>NCO) die eigentliche Harnstoffquelle darstellte:
 
: [[Datei:Urea Synthesis Woehler.png|ohne|300px|Harnstoffsynthese nach Wöhler]]
 
=== Biochemische Reaktionen ===
 
[[Biochemie|Biochemische]] Prozesse, die für den [[Stoffwechsel]] aller [[Lebewesen]] von zentraler Bedeutung sind, laufen stets nur in Anwesenheit eines meist sehr komplex gebauten Katalysators in nennenswerter Geschwindigkeit ab. So katalysiert etwa das Enzym [[Wikipedia:Triosephosphatisomerase|Triosephosphatisomerase]] (TIM, TPI) in einem Teilschritt der [[Wikipedia:Glycolyse|Glycolyse]], dem lebenswichtigen [[Zucker]]abbau in allen [[Organismen]], die Umwandlung von [[Wikipedia:Dihydroxyacetonphosphat|Dihydroxyacetonphosphat]] (DHAP) zu [[Wikipedia:Glycerinaldehyd-3-phosphat|Glycerinaldehyd-3-phosphat]] (GAP):
 
[[Datei:Dihydroxyacetonphosphat Skelett.svg|140px]] <math>\rightleftharpoons</math> [[Datei:D-Glycerinaldehyd-3-phosphat Skelett.svg|130px]]
 
=== Photochemische Reaktion ===


'''Photochemische Reaktionen''' werden nicht primär durch [[Wärme]], sondern durch [[Licht]]energie bewirkt bzw. ausgelöst. Ein komplexes Beispiel dafür ist die [[Photosynthese]].
== Weblinks ==
 
* {{HLS|25614|Industriegesellschaft|Autor= François Höpflinger}}
== Siehe auch ==
* {{WikipediaDE|Kategorie:Chemische Reaktion}}
* {{WikipediaDE|Chemische Reaktion}}
* {{WikipediaDE|Aktivierungsenergie}}
* {{WikipediaDE|Reaktionsenthalpie}}


== Einzelnachweise ==
[[Kategorie:Gesellschaft]]
<references />
[[Kategorie:Wirtschaftswissenschaft]]
[[Kategorie:Wirtschaftsordnung]]


[[Kategorie:Chemische Reaktion|!]]
{{Wikipedia}}

Version vom 27. September 2017, 06:27 Uhr

Die Industriegesellschaft ist gekennzeichnet durch einen hohen Grad der Industrialisierung und den damit verbundenen Produktions­weisen und sozialen Strukturen. Die jeweilige Wirtschaftsordnung bleibt bei dieser Begriffsdefinition unberücksichtigt. Industriegesellschaften entstanden in der Folge eines Prozesses, der als Industrielle Revolution bezeichnet wird. Aus Sicht der Ethnologie werden sie als sogenannte „heiße“ Kulturen betrachtet, bei denen Fortschritt und Entwicklung das entscheidende Leitbild der zugrundeliegenden Weltanschauungen sind.

Merkmale

Wesentliche Merkmale der Industriegesellschaft sind die Produktion in Fabriken und ein hoher Grad der Arbeitsteilung. Meist ist dies mit einer zunehmenden räumlichen Trennung von Arbeits- und Wohnstätten verbunden. Charakteristisch für die Industriegesellschaft sind ferner der Trend zur Verstädterung, eine Zunahme der Bürokratisierung, die Erhöhung des materiellen Lebensstandards, Umweltprobleme sowie eine Konzentration des Produktivkapitals.

Industriegesellschaft als Zwischenstufe

Die Industriegesellschaft wird als Stufe zwischen der Agrargesellschaft und der Dienstleistungsgesellschaft betrachtet; dies geht zurück auf eine Interpretation der Drei-Sektoren-Theorie von Fourastié und anderen.

In hochindustrialisierten, marktwirtschaftlich orientierten Volkswirtschaften ist heute der Anteil des Dienstleistungsbereichs an der Wertschöpfung größer als der des sekundären Sektors. Dort ist vielfach auch ein Prozess der Deindustrialisierung zu beobachten. Industrien südostasiatischer Billiglohnländer verdrängten die konkurrierenden Industrien aus Industrieländern von vielen Märkten (z. B. Textilindustrie bzw. Textil- und Bekleidungsindustrie - siehe auch Textilindustrie in Bangladesch). Zunächst dominierte Japan, dann folgten die Tigerstaaten (Südkorea, Taiwan und Singapur sowie Hongkong) und die Volksrepublik China. Inzwischen wandern schon Industrien von China in noch billigere Länder wie Vietnam und Kambodscha ab.

Siehe auch

Weblinks


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