Erläuterung von Begriffen wie Saure, Base, Lauge, Protonendonator, Protonenakzeptor, alkalisch, basisch, pH-Wert, Ampholyte, Stoffmenge und Konzentration.

Question

Erläuterung von Begriffen wie Saure, Base, Lauge, Protonendonator, Protonenakzeptor, alkalisch, basisch, pH-Wert, Ampholyte, Stoffmenge und Konzentration.

Antwort

Verwandte Fragen

Welchen pH-Wert hat Harnstoff?

Wie funktioniert ein Universalindikator in der Chemie?

Berechnung des pH-Wertes der Lösung 0.2 moldm−3 NH4Cl mit pKS(NH4+) = 9.25.

Accepted Answer

Eine Konzeptmap zu den genannten Begriffen könnte folgendermaßen strukturiert sein: 1. **Saure** - Definition: Substanzen, die Protonen (H⁺) abgeben können. - Beispiele: Salzsäure (HCl), Essigsäure (CH₃COOH). 2. **Base** - Definition: Substanzen, die Protonen aufnehmen können. - Beispiele: Natriumhydroxid (NaOH), Ammoniak (NH₃). 3. **Lauge** - Definition: Eine wässrige Lösung einer Base. - Beispiel: Natronlauge (NaOH in Wasser). 4. **Protonendonator** - Definition: Ein Molekül oder Ion, das Protonen abgeben kann (entspricht einer Säure). 5. **Protonenakzeptor** - Definition: Ein Molekül oder Ion, das Protonen aufnehmen kann (entspricht einer Base). 6. **Alkalisch** - Definition: Bezieht sich auf Lösungen mit einem pH-Wert über 7, die basisch sind. 7. **Basisch** - Definition: Eigenschaften von Basen oder Laugen, die einen pH-Wert über 7 haben. 8. **pH-Wert** - Skala: 1-6 (sauer), 7 (neutral), 8-14 (basisch). - Bedeutung: Maß für die Wasserstoffionenkonzentration in einer Lösung. 9. **Ampholyte** - Definition: Substanzen, die sowohl als Säure als auch als Base wirken können. - Beispiel: Wasser (H₂O). 10. **Stoffmenge** - Definition: Die Menge eines Stoffes in Mol, die in chemischen Reaktionen verwendet wird. 11. **Konzentration** - Definition: Die Menge eines gelösten Stoffes in einem bestimmten Volumen Lösung. - Einheit: Mol pro Liter (mol/L). Diese Struktur kann als Grundlage für eine visuelle Konzeptmap dienen, in der die Beziehungen zwischen den Begriffen dargestellt werden.

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Harnstoff selbst hat keinen spezifischen pH-Wert, da es sich um eine neutrale Verbindung handelt. In wässriger Lösung kann der pH-Wert jedoch variieren, abhängig von der Konzentration u... [mehr]

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Harnstoff selbst hat keinen spezifischen pH-Wert, da es sich um eine neutrale Verbindung handelt. In wässriger Lösung kann der pH-Wert jedoch variieren, abhängig von der Konzentration und den anderen gelösten Substanzen. In der Regel liegt der pH-Wert von Harnstofflösungen in einem neutralen Bereich, etwa um 6 bis 7.

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Ein Universalindikator ist ein pH-Indikator, der verwendet wird, um den pH-Wert einer Lösung zu bestimmen. Er funktioniert, indem er seine Farbe in Abhängigkeit vom pH-Wert der Lösung &... [mehr]

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Ein Universalindikator ist ein pH-Indikator, der verwendet wird, um den pH-Wert einer Lösung zu bestimmen. Er funktioniert, indem er seine Farbe in Abhängigkeit vom pH-Wert der Lösung ändert. Der Universalindikator enthält mehrere Farbstoffe, die bei unterschiedlichen pH-Werten unterschiedliche Farben annehmen. In sauren Lösungen (pH < 7) zeigt der Indikator typischerweise eine rote bis orange Farbe, während er in neutralen Lösungen (pH = 7) grün erscheint und in alkalischen Lösungen (pH > 7) eine blaue bis violette Farbe annimmt. Die Farbänderung erfolgt aufgrund von chemischen Reaktionen, bei denen die Struktur der Indikator-Moleküle in Abhängigkeit vom pH-Wert der Lösung verändert wird. Diese Veränderungen beeinflussen die Absorption von Licht und somit die Farbe, die wir sehen. Universalindikatoren sind nützlich in der Chemie, da sie eine schnelle und visuelle Methode zur Bestimmung des pH-Werts bieten.

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Um den pH-Wert einer wässrigen Lösung von Ammoniumchlorid (NH4Cl) zu berechnen, müssen wir zunächst die Beziehung zwischen der Säurekonstante (pKS) und der Basenkonstante (pKB... [mehr]

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Um den pH-Wert einer wässrigen Lösung von Ammoniumchlorid (NH4Cl) zu berechnen, müssen wir zunächst die Beziehung zwischen der Säurekonstante (pKS) und der Basenkonstante (pKB) verstehen. Ammoniumionen (NH4+) sind die konjugierte Säure von Ammoniak (NH3). 1. **Berechnung der Basenkonstante (pKB)**: Die Beziehung zwischen pKS und pKB ist gegeben durch: \[ pK_w = pK_S + pK_B \] wobei \( pK_w \) bei 25 °C etwa 14 beträgt. Gegeben ist \( pK_S(NH_4^+) = 9.25 \): \[ pK_B(NH_3) = 14 - 9.25 = 4.75 \] 2. **Berechnung der Basenkonstante (KB)**: \[ K_B = 10^{-pK_B} = 10^{-4.75} \approx 1.78 \times 10^{-5} \] 3. **Gleichgewicht der Reaktion**: Die Reaktion von Ammoniumionen in Wasser ist: \[ NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+ \] Setze \( [NH_4^+] = 0.2 \, \text{mol/dm}^3 \) und \( x \) als die Konzentration von \( H_3O^+ \) und \( NH_3 \) im Gleichgewicht: \[ K_B = \frac{[NH_3][H_3O^+]}{[NH_4^+]} = \frac{x^2}{0.2 - x} \] Da \( x \) klein im Vergleich zu 0.2 ist, kann man annehmen, dass \( 0.2 - x \approx 0.2 \): \[ K_B \approx \frac{x^2}{0.2} \] 4. **Lösen nach \( x \)**: \[ 1.78 \times 10^{-5} = \frac{x^2}{0.2} \] \[ x^2 = 1.78 \times 10^{-5} \times 0.2 = 3.56 \times 10^{-6} \] \[ x = \sqrt{3.56 \times 10^{-6}} \approx 1.89 \times 10^{-3} \, \text{mol/dm}^3 \] 5. **Berechnung des pH-Werts**: Der pH-Wert wird berechnet als: \[ pH = -\log[H_3O^+] = -\log(1.89 \times 10^{-3}) \approx 2.72 \] Der pH-Wert der 0.2 mol/dm³ NH4Cl-Lösung beträgt also ungefähr 2.72.