Warum ist der pH-Wert einer Creme mit CaCO3 am nächsten Tag von 7,3 auf 7,8 gestiegen?

Question

Warum ist der pH-Wert einer Creme mit CaCO3 am nächsten Tag von 7,3 auf 7,8 gestiegen?

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

Ein Anstieg des pH-Werts von 7,3 auf 7,8 in einer Creme, die Calciumcarbonat (CaCO3) enthält, kann mehrere Ursachen haben: 1. **Reaktion mit CO2**: Calciumcarbonat kann mit Kohlendioxid (CO2) aus der Luft reagieren, was zu einer Erhöhung des pH-Werts führen kann. Wenn die Creme offen gelagert wird, kann CO2 in die Formel eindringen und die chemische Zusammensetzung beeinflussen. 2. **Verdunstung von Wasser**: Wenn die Creme über Nacht an der Luft steht, kann Wasser verdunsten, was die Konzentration der gelösten Stoffe erhöht und somit den pH-Wert ansteigen lässt. 3. **Stabilität der Inhaltsstoffe**: Einige Inhaltsstoffe in der Creme können sich im Laufe der Zeit verändern oder abbauen, was ebenfalls den pH-Wert beeinflussen kann. 4. **Temperaturänderungen**: Temperaturänderungen können die chemischen Reaktionen in der Creme beeinflussen und somit den pH-Wert verändern. 5. **Mischung mit anderen Substanzen**: Wenn die Creme mit anderen Produkten oder Substanzen in Kontakt kommt, kann dies ebenfalls den pH-Wert beeinflussen. Es wäre sinnvoll, die Lagerbedingungen und die Zusammensetzung der Creme zu überprüfen, um die genaue Ursache zu ermitteln.

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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]

Accepted Answer

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.

Accepted Answer

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.