Gilt die Aussage über geeignete und ungeeignete Indikatoren auch für die Titration einer starken Säure?

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Gilt die Aussage über geeignete und ungeeignete Indikatoren auch für die Titration einer starken Säure?

Antwort

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

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Drei Beispiele für Säure-Base-Reaktionen, bei denen Wasser, Salz und Energie entstehen – von einfach bis schwer.

Wie viele ml Phenolphthalein färben 1 Liter Wasser rot?

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Ja, die Aussage über geeignete und ungeeignete Indikatoren gilt auch für die Titration einer starken Säure. Bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base findet ein pH-Sprung im neutralen Bereich statt, typischerweise um pH 7. Daher sind Indikatoren, die ihren Farbumschlag in der Nähe dieses pH-Wertes haben, geeignet. Beispiele für geeignete Indikatoren sind Phenolphthalein und Bromthymolblau. Indikatoren, die ihren Farbumschlag bei niedrigeren oder höheren pH-Werten haben, wären ungeeignet, da sie nicht den genauen Endpunkt der Titration anzeigen würden.

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Eine Säure färbt sich selbst nicht grün, aber in Anwesenheit eines geeigneten Indikators kann eine grüne Färbung auftreten. Ein bekanntes Beispiel ist **Bromthymolblau** als p... [mehr]

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Eine Säure färbt sich selbst nicht grün, aber in Anwesenheit eines geeigneten Indikators kann eine grüne Färbung auftreten. Ein bekanntes Beispiel ist **Bromthymolblau** als pH-Indikator: - **Bromthymolblau** ist gelb in saurer Lösung (pH < 6), blau in basischer Lösung (pH > 7,6) und **grün im neutralen Bereich** (pH etwa 6,0–7,6). Wenn du also eine schwach saure Lösung hast (pH knapp unter 7) und Bromthymolblau als Indikator verwendest, kann die Lösung grün erscheinen. **Zusammengefasst:** Eine grüne Färbung tritt bei einer Reaktion mit einem pH-Indikator wie Bromthymolblau auf, wenn der pH-Wert im Übergangsbereich zwischen sauer und neutral liegt. Weitere Infos zu Bromthymolblau: [https://de.wikipedia.org/wiki/Bromthymolblau](https://de.wikipedia.org/wiki/Bromthymolblau)

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Der pH-Wert zeigt an, wie sauer oder basisch (alkalisch) eine Lösung ist. Er reicht von0 (sehr sauer) bis 14 (sehr basisch), wobei 7 neutral ist (wie reines Wasser).

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Der pH-Wert zeigt an, wie sauer oder basisch (alkalisch) eine Lösung ist. Er reicht von0 (sehr sauer) bis 14 (sehr basisch), wobei 7 neutral ist (wie reines Wasser).

Kategorie: Chemie Tags: PH-Wert Säure Lösung

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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]

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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 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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Ein Methan-Molekül (CH₄) kann nach den gängigen Säure-Base-Konzepten (Brønsted-Lowry und Lewis) weder als Säure noch als Base in nennenswertem Maße wirken. **Begr&uum... [mehr]

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Ein Methan-Molekül (CH₄) kann nach den gängigen Säure-Base-Konzepten (Brønsted-Lowry und Lewis) weder als Säure noch als Base in nennenswertem Maße wirken. **Begründung:** - **Als Brønsted-Säure:** Methan könnte theoretisch als sehr schwache Brønsted-Säure wirken, indem es ein Proton (H⁺) abgibt und ein Methanid-Ion (CH₃⁻) bildet. Allerdings ist die C–H-Bindung im Methan extrem stabil, und der pKₐ-Wert von Methan liegt bei etwa 50. Das bedeutet, dass Methan praktisch nicht als Säure reagiert, weil es sein Proton extrem ungern abgibt. - **Als Brønsted-Base:** Methan besitzt keine freien Elektronenpaare, die ein Proton aufnehmen könnten. Daher kann es auch nicht als Brønsted-Base wirken. - **Als Lewis-Base:** Methan hat keine freien Elektronenpaare, die es einem Elektronenakzeptor zur Verfügung stellen könnte. - **Als Lewis-Säure:** Methan hat kein Elektronenmangelzentrum, das Elektronen aufnehmen könnte. **Fazit:** Methan ist chemisch betrachtet extrem unreaktiv und zeigt praktisch kein Säure- oder Baseverhalten. In der Praxis wird Methan daher nicht als Säure oder Base betrachtet.

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Wenn Säure auf Stein trifft, hängt die Reaktion stark von der Art des Steins und der Säure ab. Viele Steine, insbesondere Kalkstein, Marmor oder andere Gesteine, die Calciumcarbonat ent... [mehr]

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Wenn Säure auf Stein trifft, hängt die Reaktion stark von der Art des Steins und der Säure ab. Viele Steine, insbesondere Kalkstein, Marmor oder andere Gesteine, die Calciumcarbonat enthalten, reagieren deutlich mit Säuren wie Salzsäure oder Essigsäure. Dabei entsteht Kohlendioxid (CO₂), das als Bläschen sichtbar wird, und der Stein wird langsam aufgelöst. Die chemische Reaktion lautet: CaCO₃ (Kalkstein) + 2 HCl (Salzsäure) → CaCl₂ + CO₂ (Gas) + H₂O Bei anderen Steinen, wie Granit oder Basalt, die hauptsächlich aus Silikaten bestehen, ist die Reaktion mit Säuren viel schwächer oder kaum sichtbar, da diese Mineralien gegenüber den meisten Säuren relativ beständig sind. Zusammengefasst: - Kalkhaltige Steine lösen sich unter Gasentwicklung auf. - Silikatreiche Steine bleiben meist weitgehend unbeeinflusst. - Starke Säuren können bei längerer Einwirkung auch widerstandsfähigere Steine angreifen. Die genaue Auswirkung hängt also von der Kombination aus Säure und Gesteinsart ab.

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Hier sind drei Beispiele für Säure-Base-Reaktionen, bei denen Wasser, ein Salz und Energie (in Form von Wärme) entstehen – von einfach bis schwer: **1. Einfaches Beispiel:** **Re... [mehr]

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Hier sind drei Beispiele für Säure-Base-Reaktionen, bei denen Wasser, ein Salz und Energie (in Form von Wärme) entstehen – von einfach bis schwer: **1. Einfaches Beispiel:** **Reaktion:** Salzsäure + Natriumhydroxid **Gleichung:** HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l) **Erklärung:** Hier reagieren die starke Säure (Salzsäure) und die starke Base (Natriumhydroxid) zu Kochsalz (Natriumchlorid) und Wasser. Es handelt sich um eine klassische Neutralisationsreaktion. --- **2. Mittleres Beispiel:** **Reaktion:** Schwefelsäure + Kaliumhydroxid **Gleichung:** H₂SO₄ (aq) + 2 KOH (aq) → K₂SO₄ (aq) + 2 H₂O (l) **Erklärung:** Schwefelsäure ist eine zweiprotonige Säure, daher werden zwei Moleküle Kaliumhydroxid benötigt. Es entsteht Kaliumsulfat und Wasser. --- **3. Schwierigeres Beispiel:** **Reaktion:** Phosphorsäure + Calciumhydroxid **Gleichung:** 2 H₃PO₄ (aq) + 3 Ca(OH)₂ (aq) → Ca₃(PO₄)₂ (s) + 6 H₂O (l) **Erklärung:** Hier reagieren die dreiprotonige Phosphorsäure und Calciumhydroxid zu Calciumphosphat (einem schwer löslichen Salz, das ausfällt) und Wasser. Die stöchiometrische Berechnung ist etwas komplexer. --- In allen Fällen entsteht neben dem Salz und Wasser auch Energie, da Neutralisationsreaktionen exotherm sind.

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Die Menge an Phenolphthalein, die benötigt wird, um 1 Liter Wasser rot zu färben, hängt von mehreren Faktoren ab: 1. **Konzentration der Phenolphthalein-Lösung** (üblich sind... [mehr]

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Die Menge an Phenolphthalein, die benötigt wird, um 1 Liter Wasser rot zu färben, hängt von mehreren Faktoren ab: 1. **Konzentration der Phenolphthalein-Lösung** (üblich sind 1%ige oder 0,1%ige Lösungen in Ethanol) 2. **pH-Wert des Wassers**: Phenolphthalein ist ein pH-Indikator und färbt sich erst ab einem pH-Wert von etwa 8,2 rosa bis rot (bei pH > 10 kräftig rot). In neutralem oder saurem Wasser bleibt die Lösung farblos. **Beispielrechnung:** - Bei einer 1%igen Phenolphthalein-Lösung (1 g Phenolphthalein in 100 ml Ethanol) reichen in der Regel **1–2 ml** auf 1 Liter Wasser aus, um bei alkalischem pH-Wert (z. B. durch Zugabe von Natronlauge) eine deutliche Rotfärbung zu erzielen. **Wichtig:** - In **neutralem oder saurem Wasser** bleibt Phenolphthalein farblos, egal wie viel du zugibst. - Die Rotfärbung tritt **nur bei alkalischem pH** auf. **Fazit:** Um 1 Liter Wasser rot zu färben, benötigst du etwa **1–2 ml einer 1%igen Phenolphthalein-Lösung**, vorausgesetzt, das Wasser ist ausreichend alkalisch (pH > 10). Weitere Infos zu Phenolphthalein findest du z. B. bei [Wikipedia](https://de.wikipedia.org/wiki/Phenolphthalein).