Gleichung für das Säure-Base-Gleichgewicht zwischen Ammoniumionen und Ammoniak in wässriger Lösung.

Question

Gleichung für das Säure-Base-Gleichgewicht zwischen Ammoniumionen und Ammoniak in wässriger Lösung.

Antwort

Verwandte Fragen

Woran erkenne ich bei einer Titrationskurve, ob eine starke Base eine schwache Säure titriert, und wie unterscheiden sich die verschiedenen Titrationskurven-Typen?

Kann sich bei der Entchromung von Chrom(VI) mit H2O2 ein chemisches Gleichgewicht einstellen, wodurch die Reaktion nicht vollständig abläuft?

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Die Gleichung für das Säure-Base-Gleichgewicht zwischen Ammoniumionen (NH₄⁺) und Ammoniak (NH₃) in wässriger Lösung lautet: \[ \text{NH}_4^+ (aq) \rightleftharpoons \text{NH}_3 (aq) + \text{H}^+ (aq) \] In dieser Gleichung fungiert das Ammoniumion als Säure, die ein Proton (H⁺) abgibt, während Ammoniak als Base wirkt, die ein Proton aufnehmen kann.

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Um anhand einer Titrationskurve zu erkennen, welche Kombination von Säure und Base (stark/schwach) vorliegt, gibt es einige typische Merkmale. Hier sind die wichtigsten Regeln und Hinweise fü... [mehr]

Accepted Answer

Um anhand einer Titrationskurve zu erkennen, welche Kombination von Säure und Base (stark/schwach) vorliegt, gibt es einige typische Merkmale. Hier sind die wichtigsten Regeln und Hinweise für die vier klassischen Titrationskurven-Typen: ### 1. Starke Säure + starke Base - **Start-pH**: Sehr niedrig (meist <2), da die starke Säure vollständig dissoziiert. - **Äquivalenzpunkt**: pH ≈ 7. - **Kurvenverlauf**: Sehr steiler Anstieg am Äquivalenzpunkt. - **Beispiel**: HCl + NaOH. ### 2. Schwache Säure + starke Base - **Start-pH**: Höher als bei starker Säure (meist 3–6), da die schwache Säure nur teilweise dissoziiert. - **Pufferbereich**: Deutlicher Pufferbereich vor dem Äquivalenzpunkt (flacher Anstieg). - **Äquivalenzpunkt**: pH > 7 (meist 8–9), da das entstehende Salz basisch reagiert. - **Kurvenverlauf**: Flacherer Anstieg vor dem Äquivalenzpunkt, dann steiler. - **Beispiel**: Essigsäure + NaOH. ### 3. Starke Base + starke Säure - **Start-pH**: Sehr hoch (meist >12), da die starke Base vollständig dissoziiert. - **Äquivalenzpunkt**: pH ≈ 7. - **Kurvenverlauf**: Sehr steiler Abfall am Äquivalenzpunkt. - **Beispiel**: NaOH + HCl. ### 4. Starke Base + schwache Säure - **Start-pH**: Hoch, aber nicht so hoch wie bei starker Base + starker Säure. - **Pufferbereich**: Deutlicher Pufferbereich nach dem Äquivalenzpunkt. - **Äquivalenzpunkt**: pH < 7 (meist 5–6), da das entstehende Salz sauer reagiert. - **Kurvenverlauf**: Flacherer Abfall nach dem Äquivalenzpunkt. - **Beispiel**: Ammoniak + HCl. --- ### Speziell für starke Base + schwache Säure: - **Start-pH**: Hoch, aber nicht maximal. - **Pufferbereich**: Nach dem Äquivalenzpunkt. - **Äquivalenzpunkt**: Deutlich unter pH 7. - **Kurve**: Flacher Abfall nach dem Äquivalenzpunkt. --- ### Zusammenfassung der Erkennungsregeln: - **Start-pH**: Gibt Hinweise auf die Stärke der Ausgangssäure/-base. - **Äquivalenzpunkt-pH**: - pH ≈ 7 → starke Säure + starke Base - pH > 7 → schwache Säure + starke Base - pH < 7 → starke Base + schwache Säure - **Pufferbereich**: Nur bei schwachen Säuren oder Basen sichtbar. - **Kurvensteilheit**: Starke Säuren/Basen zeigen einen sehr steilen Kurvenverlauf am Äquivalenzpunkt. --- Weitere Informationen zu Titrationskurven findest du z.B. bei [Chemgapedia](https://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/13/oc/vlu_organik/titration/titration.vlu.html) oder [Wikipedia](https://de.wikipedia.org/wiki/Titration).

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Bei der Entchromung von Chrom(VI) mit Wasserstoffperoxid (H₂O₂) handelt es sich um eine Redoxreaktion, bei der das giftige Chrom(VI) (z. B. als Chromat oder Dichromat) zu dem weniger schädlichen... [mehr]

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Bei der Entchromung von Chrom(VI) mit Wasserstoffperoxid (H₂O₂) handelt es sich um eine Redoxreaktion, bei der das giftige Chrom(VI) (z. B. als Chromat oder Dichromat) zu dem weniger schädlichen Chrom(III) reduziert wird. Die Reaktionsgleichung (vereinfacht, im sauren Milieu) lautet: \[ \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 3\,\text{H}_2\text{O}_2 + 8\,\text{H}^+ \rightarrow 2\,\text{Cr}^{3+} + 3\,\text{O}_2 + 7\,\text{H}_2\text{O} \] Ein echtes chemisches Gleichgewicht, bei dem nennenswerte Mengen an Chrom(VI) und Chrom(III) nebeneinander bestehen, stellt sich unter den üblichen Bedingungen nicht ein. Die Reaktion läuft im Prinzip vollständig ab, solange genügend Wasserstoffperoxid und Säure vorhanden sind. Allerdings gibt es praktische Einschränkungen: - **Unvollständige Umsetzung:** Wenn das Wasserstoffperoxid aufgebraucht ist oder die Reaktionsbedingungen (z. B. pH-Wert) nicht optimal sind, bleibt ein Rest an Chrom(VI) zurück. - **Zersetzung von H₂O₂:** Wasserstoffperoxid kann sich auch selbst zersetzen, besonders bei höheren Temperaturen oder in Gegenwart von Katalysatoren, was die Reduktionseffizienz verringert. - **Kinetische Hemmungen:** Bei sehr niedrigen Konzentrationen von Chrom(VI) kann die Reaktion langsamer werden, aber sie kommt nicht zum Stillstand, weil ein Gleichgewicht erreicht wäre. Fazit: Ein echtes chemisches Gleichgewicht, das die Entchromung limitiert, stellt sich nicht ein. Die Reaktion kann aber praktisch unvollständig sein, wenn nicht genug Reduktionsmittel vorhanden ist oder die Bedingungen nicht stimmen. Ein vollständiger Umsatz ist durch Zugabe von ausreichend H₂O₂ und Kontrolle des pH-Werts erreichbar.