Brauche dringend original englishsprachige Text mit deutsche Übersetzung

Dieses Thema im Forum "Schule, Studium, Ausbildung" wurde erstellt von B45t3L, 18. Mai 2006 .

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  1. #1 18. Mai 2006
    Hey meine English Lehrerin hatte mal wieder ne "geile" Idee!
    Also wir müssen einen original Englishsprachigen Text in Deutsch zusammenfassen und die wichtigsten Textstellen auch übersetzen! Das Problem ist aber nun das der Text um Säuren und Basen gehen soll!
    Da ich aber kein Chemie habe sonder Physik hab ich keine Ahnung von diesen ganzen chem. Vokabeln!
    Auserdam habsch imoh sehr viel zu tun weil ich bald Prüfung schreibe ;(
    Deshalb woltle ich euch fragen ob ihr ne Seite kennt wo es solche Texte auf deutsch und English gibt!!

    Ich hoff ihr könnts mir helfen!!!!


    mfg BasteL
     

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  3. #2 20. Mai 2006
    Saüren-Basen-Indikatoren

    Hier hast du einen Text hoffe der hilft dir^^:
    Das Loesungsbuch - http://www.loesungsbuch.de
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    Fach: Chemie
    Titel: Säure - Base - Indikatoren
    Beschreibung: Säure- Base- Indikatoren Säure- Base- Indikatoren sind stark gefärbte schwache Säuren oder Basen. Die meisten sind Zweifarben- Indikatoren, bei denen die saure und die basische Form unterschiedliche Farben aufweisen. Es gibt auch einige Einfarben- Indikatoren, wie z.B....
    Wörter: 1477
    Seiten:
    Typ: Referat
    Sprache: Deutsch
    Autor: Unbekannt

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    1.Deutsch:

    Säure- Base- Indikatoren


    Säure- Base- Indikatoren sind stark gefärbte schwache Säuren oder Basen. Die meisten sind Zweifarben- Indikatoren, bei denen die saure und die basische Form unterschiedliche Farben aufweisen. Es gibt auch einige Einfarben- Indikatoren, wie z.B. Phenolphthalein, dessen saure Form farblos und dessen basische Form violett- rosa ist.

    Titriert man eine einzelne Säure oder Base in Gegenwart eines Indikators, so wirkt dieser ebenfalls als Säure oder Base. Titriert man z.B. eine Säure mit Natriumhydroxid, so verhält sich der Indikator wie eine zweite Säure, die allerdings schwächer als die zu titrierende Säure ist und deshalb nach ihr neutralisiert wird. Zuerst wird die starke zu titrierende Säure neutralisiert und dann die schwächere Indikatorsäure. In der Praxis benötigt man allerdings so wenig von dem stark gefärbten Indikator. Ein Indikator ändert seine Farbe über einen pH- Bereich und nicht über einen pH- Wert. Dieser Bereich hängt von der Fähigkeit des Beobachters ab, geringe Farbänderungen wahrzunehmen. Für einen Zweifarben- Indikator entspricht der Bereich des Farbübergangs etwa 2 pH- Einheiten.

    Angenommen, wir verwenden eine Indikatorsäure, HInd. Da es sich um eine schwache Säure handelt, können wir die Dissoziatinsgleichung und den Ausdruck für die Dissoziationskonstante wie folgt schreiben:

    HInd + H2O H3O+ + Ind- , Ka= [H3O+] [Ind-]

    [HInd]



    Die saure Form des Indikators ist HInd und wir wollen annehemen,dass sie gefärbt ist. Wenn der Indikator mit einer starken Base neutralisiert wird, so liegt er anschließend als Ind- vor, dessen Farbe sich von der sauren Form unterscheidet. Ausgehend von der sauren Form eines Zweifarben- Indikators, können die meisten Menschen keine Farbänderung feststellen, bevor nicht wenigstens ein Zehntel des Indikators in die basische Form Ind- umgewandelt ist.

    Setzt man dieses Verhältnis von 1:10 in den Ausdruck für die Dissoziationtionskonstante ein, so kann man den pH am sauren Ende des Umschlagsbereichs ausrechnen:

    Ka= [H3O+]*1

    10



    [H3O+]=10*Ka



    pH= pKa -1



    Mit fortlaufender Neutralisation erscheint der Indikator dem Auge als völlig in die basische Form umgewandelt, wenn die Lösung noch einen Teil der sauren Form auf zehn Teile der basischen Form enthält. Durch Einsetzen in den Ausdruck für Ka kann analog zum sauren Ende des Umschlagbereiches der pH- Wert für das basische Ende des Umschlagbreichs berechnet werden:

    Ka= [H3O+] 10

    1



    [H3O+]=Ka

    10



    pH= pKa +1





    Damit wird der Unterschied im pH- Wert zwischen dem sauren und dem basischen Ende des Umschlagbereiches

    pHbasisch - pHsauer = (pKa+1) - (pKa-1) =2



    Die stark unterschiedlichen Eigenschaften der verschiedenen Indikatoren machen es möglich, den Umschlagsbereich so zu wählen, dass er im steilsten Anstieg der Säure- Base- Titrationskurve liegt.

    Da der Farbumschlag eines Indikators in einem bestimmten pH- Bereich erfolgt, ist es oft schwierig, zu wissen, welche Farbe man nun als Endpunkt betrachten soll. Um diese Frage zu klären, kann man z.B. die Titration in Anwesenheit des Indikators zunächst unter Verwendung eines pH- Meters durchführen und dann diejenige Farbe des Indikators bestimmen, die am Äquivalenzpunkt vorliegt. Weitere Proben können dann genau auf diese Farbe titriert werden. Manchmal wird auch ein Farbstandard hergestellt und die Titration wird bis zu dem Punkt geführt, an dem die Indikatorfarbe der des Standards entspricht.





    Indikator
    Umschlagsbereich
    Farbumschlag

    sauer basisch


    Dimethylgelb
    2,9- 4,0
    rot
    gelb

    Methylorange
    3,1- 4,8
    rot
    gelb

    Methylrot
    4,2- 6,3
    rot
    gelb

    Bromthymolblau
    4,5- 7
    gelb
    blau

    Phenolphthalein
    8,2- 10,0
    farblos
    rotviolett




    Einige Anwendungen von Säure- Base- Titrationen



    Bestimmung der molaren Masse einer schwachen Säure



    Wenn die Dissoziationskonstante und die Konzentration einer schwachen Säure ungefähr bekannt sind, kann man einen geeigneten Indikator wählen und die Säure direkt mit Natriumhydroxid- Maßlösung titrieren. Im allgemeinen ist Phenolphthalein ein geeigneter Indikator. In der chemischen Forschung wird häufig analytische Information über eine reine unbekannte Säure benötigt. Man kann nun die Säure- Base- Titration einsetzen, um die molare Masse der Säure zu bestimmen oder, wenn die Anzahl saurer Gruppen im Molekül unbekannt ist, die Äquvivalentmasse. Wenn die Titration mit einem pH- Meter potentionmetrisch verfolgt wird, kann der pKa- Wert der Säure ebenfalls gemessen werden. Es wird bestimmt aus dem pH am Wendepunkt ( 50% Neutralisation) der Titration, in dem [HA], die Konzentration der nicht neutralisierten Säure, gleich [A-], der Konzentration des Salzes, ist. Einsetzen in den Ausdruck für die Dissoziationskonstante der Säure liefert:

    Ka= [H3O+] [A-]

    [HA]



    Ka= [H3O+]

    pKa= pH



    Titration von Natriumcarbonat und carbonathaltigen Mischungen



    Das Carbonat- Ion ist die konjugierte Base des Hydrogencarbonat- Ions, welches seinerseits die konjugierte Base der Kohlensäure ist.

    Titriert man Natriumcarbonat mit einer starken Säure wie z.B. Salzsäure ( Chlorwasserstoffsäure), so wird das Carbonat- Ion zunächst in das Hydrogencarbonat- Ion (Bicarbonat- Ion) und anschließend in die Kohlensäure umgewandelt:

    CO32- + H3O+ ’ HCO3- + H2O

    (Na2CO3) (HCL)



    HCO3- + H3O+ ’ H2CO3 + H2O

    Der allgemeine Verlauf der Titrationskurve kann aus den beiden Dissoziationskonstanten der Kohlensäure, pK1= 6,73, pK2=10,32 abgeleitet werden. So ist. z.B. bei Titration der Kohlensäure mit Natriumhydroxid der pH- Wert auf halbem Weg zum ersten Äquivalenzpunkt (d.h. wenn die Lösung 50% Kohlensäure und 50% Hydrogencarbonat enthält) 6,37 (pH=pK1). Beim ersten Äquivalenzpunkt liegt HCO3- vor und der pH ist (pK1 + pK2)/2 oder 8,35. Au f halben Weg vom ersten und zweiten Äquivalenzpunkt enthält die Lösung 50% Hydrogencarbonat und 50% Carbonat und der pH ist 10,32 (pH=pK2).

    Titriert man Natriumcarbonat mit einer eingestellten Salzsäurelösung, wird die Titrationskurve natürlich umgekehrt aussehen. am ersten Endpunkt ( nach Titration des Carbonats zu Hydrogencarbonat) ändert der Indikator Phenolphthalein seine Farbe von violett-rosa nach farblos. Dieser Farbumschlag tritt allmählich auf und die Genauigkeit ist dementsprechend gering. Nach diesem Endpunkt beginnt die Titration von Hydrogencarbonat (Bicarbonat) zu Kohlensäure. Diese Titration ist beim zweiten Endpunkt abgeschlossen. Methylorange ändert dann beim zweiten Endpunkt seine Farbe von gelb nach rosa. Dieser Endpunkt ist schärfer als der mit Phenolphthalein beobachtete, aber auch hier handelt es sich um einen allmählichen Umschlag.

    Das beste Verfahren besteht darin, methylrot als Indikator einzusetzen und auf dem Farbumschlag nach rot zu titrieren; der Umschlag wird sehr allmählich auftreten. Wenn dies geschehen ist, wird die Lösung eine Minute lang gekocht, so dass das gelöste CO2 verflüchtigt wird. Dann kühlt man die Lösung ab und setzt die Titration fort, bis eine plötzliche Änderung der Farbe von Methylrot von gelb nach violett-rosa auftritt.

    Die Mischung kann wie folgt titriert werden:

    (1) Man titriere mit eingestellter HCl-Lösung gegen Phenolphthalein. dabei wird nur das Carbonat titriert. Man bedenke, dass am Endpunkt Carbonat in Hydrogencarbonat umgewandelt ist.

    (2) Man setze die Titration nun fort bis zum Methylorange- oder Methylrot- Endpunkt. Nun wird das gesamte Hydrogencarbonat neutralisiert sein- d.h. sowohl ds Hydrogencarbonat, welches ursprünglich vorlag, als auch das aus der Neutralisation von Carbonat stammende Hydrogencarbonat.

    Auf diese Wiese wird für die Titration vom ersten bis zum zweiten Endpunkt ein größeres Volumen verbraucht werden als vom Beginn der Titration bis zum ersten Endpunkt.

    Die Mengen an Carbonat und Hydrogencarbonat in der ursprünglichen Probe können aus den von der Bürette abgelesenen Werten beim Pheolphthalein- und beim Methylorange- oder Methylrot- Endpunkt berechnet werden.



    Bestimmung von Salzen durch Ionenaustausch



    Die Konzentration eines Salzes in Lösung kann gewöhlich auch so bestimmt werden, dass man die Lösung über eine Kationenaustauschersäule gibt und eine Säure- Base - Titration anschließt. Gibt man z.B. Kaliumchlorid über eine Kationaustauschersäule in der H+ - Form, dann nimmt die Säule Kaliumionen auf und setzt dabei eine äquivalente Menge an Wasserstoffionen frei. Im Endeffekt wird also Kaliumchlorid quantitativ in Chlorwasserstoff umgewandelt. Die Säure kann dann leicht mit eingestellter Natriumhydroxidlösung titriert werden. Gibt man das Salz eines zweiwertigen Kations M2+ über die Kationenaustauschersäule, so werden für jedes Mol Kationen 2Mol Wasserstoffionen in die Lösung freigesetzt:

    M2+ + 2KA- H+ + 2H2O ’ KA2- M2 + 2H3O+



    Bestimmung von Alkoholen



    Bei der Analyse organischer Proben taucht häufig die Fragestellung auf, quantitativ die Menge an Teilchen mit einer bestimmten charakteristischen funktionellen Gruppe ( Alkohol, Amin, Ester, Keton o.ä.) zu bestimmen. Einige nützliche Methoden zur Bestimmung organischer funktioneller Gruppen beruhen auf quantitativen chemischen Reaktionen, bei denen ein saures Produkt gebildet oder ein saurer( oder basischer) Reaktionspartner verbraucht wird. Wenn die Reaktion vollständig abgelaufen ist, wird die Säure oder Base durch Säure- Base- Titration bestimmt. Die Bestimmung von Alkoholen durch Reaktion mit Essigsäureanhydrid ( Ethansäurehydrid) ist hierfür ein gutes Beispiel. Die dabei ablaufenden Reaktionen kann man wie folgt beschreiben:

    (CH3CO)2 + ROH ’ CH3COOR + CH3COOH (9-1)

    Anhydrid Alkohol Ester Säure

    (CH3CO)2O + H2O ’ 2CH3COOH (9-2)

    OH- + CH3COOH ’ 2CH3COO- + H2O (9-3)

    (NaOH)

    Eine genau bekannte Menge Essigsäureanhydrid( in Pyridin oder Ethylacetat gelöst) wird der alkoholhaltigen Probe zugefügt. Nach einigen Minuten ist die Reaktion(9-1) vollständig abgelaufen und man gibt Wasser hinzu, um das verbleibende Anhydrid in Essigsäure umzuwandeln- entsprechend (9-2). dann wird die Summe der beiden Reaktionen gebildeten Essigsäure mit eingestellter Natriumhydroxidlösung titriert [Reaktion(9-2)] und die Essigsäure mit eingestellter Natriumhydroxidlösung titriert. Die Differenz zwischen den Ergebnissen der Titration von Blindprobe und Analysenprobe entspricht dem einen Mol Ester ( das nicht als Säure titriert werden kann), der pro mol Alkohol gebildet wurde. Daher entspricht die Differenz zwischen den Titrationsergebnissen, aus Blindprobe und Analysenprobe, der Menge an Alkohol in der ursprünglichen Probe.
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    2.Englische Übersetzung:

    The solution book - http://www.loesungsbuch.de ------------------------------------------------------------------------------- Subject: Chemistry Title: Acid - cousin - indicators Description: Acid cousin indicators acid cousin indicators is strongly colored weak acids or Basen. Most are two-color indicators, with which the sour and the basic form exhibit different colors. There are also some a color indicators, like e.g.…. Words: 1477 Sides: Type: Paper Language: German Author: Unknown ------------------------------------------------------------------------------- Acid cousin indicators Acid cousin indicators is strongly colored weak acids or Basen. Most are two-color indicators, with which the sour and the basic form exhibit different colors. There are also some a color indicators, how e.g. phenolphthalein, whose sour form is colorless and its basic form violet pink. If one titrates an individual acid or cousin in presence of an indicator, then this works likewise as acid or a cousin. If one e.g. titrates an acid with sodium hydroxide, then the indicator behaves like a second acid, which is however weaker than the acid which can be titrated and therefore after it one neutralizes. First the strong acid which can be titrated is neutralized and then the weaker indicator acid. In practice one needs however so few from the strongly colored indicator. An indicator changes its color over a pH range and not over a pH value. This range depends on the ability of the observer to notice small color changes. For an indicator the range of the Farbübergangs about 2 pH units corresponds to two-color. Assumed, we use an indicator acid, HInd. Since it concerns a weak acid, we can as follows write the Dissoziatinsgleichung and the expression for the dissociation constant: HInd + H2O H3O+ + Ind, Ka= [H3O+] [Ind] [HInd] The sour form of the indicator is HInd and we wants to annehemen that it is colored. If the indicator with a strong cousin is neutralized, then it is present afterwards as Ind, whose color differs from the sour form. On the basis of the sour form two-color of an indicator, cannot tighten most humans a color change, before not at least one tenth of the indicator is converted into the basic form Ind. If one uses this relationship of 1:10 into the expression for the Dissoziationtionskonstante, then one can calculate the pH at the sour end of the envelope range: Ka= [H3O+] *1 10 [H3O+] =10*Ka pH= pKa -1 With sequential neutralization the indicator the eye appears as completely into the basic form converted, if the solution contains still another part of the sour form on ten parts of the basic form. Similarly the pH value for the basic end of the Umschlagbreichs can be computed by using into the expression for Ka to the sour end of the envelope range: Ka= [H3O+] 10 1 [H3O+] =Ka 10 pH= pKa +1 Thus the difference in the pH value between the sour and the basic end of the envelope range becomes pHbasisch - more pHsauer = (pKa+1) - (pKa-1) =2 The strongly different characteristics of the different indicators make it possible to select the envelope range in such a way that it lies in the steepest rise of the acid cousin titration curve. Since the color change of an indicator takes place in a certain pH range, it is often difficult to know which color one is to regard now as terminator point. In order to clarify this question, one can e.g. accomplish titration in presence of the indicator first using a pH of meter and determine then that color of the indicator, which is present at the neutral point. Further samples can be titrated then exactly on this color. Sometimes also a color standard is manufactured and titration is led up to the point, at which the indicator color corresponds to that of the standard. Indicator Envelope range Color change sourly basic Dimethylgelb 2,9 - 4,0 red yellow Methyl orange 3,1 - 4,8 red yellow Methyl-red 4,2 - 6,3 red yellow Bromthymolblau 4,5 - 7 yellow blue Phenolphthalein 8,2 - 10,0 colorless red-violet Some uses of acid cousin titrations Determination of the molecular mass of a weak acid If the dissociation constant and the concentration of a weak acid admit approximately are, one can select a suitable indicator and titrate the acid directly with sodium hydroxide measure solution. Generally phenolphthalein is a suitable indicator. In the chemical research frequently analytic information about a pure unknown acid is needed. One can use now the acid cousin titration to determine over the molecular mass of the acid or, if the number of sour groups is unknown in the molecule, the Äquvivalentmasse. If titration with a pH meter is potentionmetrisch pursued, pKa the value of the acid can be measured likewise. It certainly from the pH at the turning point (50% neutralization) of titration, in [hectar], the concentration of the not neutralized acid, equal [A], which is concentration of the salt. Begin into the expression for the dissociation constant of the acid supplies: Ka= [H3O+] [A] [Hectar] Ka= [H3O+] pKa= pH Titration of Natriumcarbonat and carbonathaltigen mixtures The carbonate ion is the conjugated cousin of the hydrogencarbonate of ion, which is the conjugated cousin of carbonic acid. If one e.g. titrates Natriumcarbonat with a strong acid like hydrochloric acid (hydrochloric acid), afterwards then the carbonate ion is converted first into the hydrogencarbonate ion (Bicarbonat ion) and into carbonic acid: CO32 + H3O+ ’ HCO3 + H2O (Na2CO3) (HCL) HCO3 + H3O+ ’ H2CO3 + H2O The general process of the titration curve can be derived from the two dissociation constants of carbonic acid, pK1= 6.73, pK2=10,32. Like that is. e.g. with titration of carbonic acid with sodium hydroxide the pH value on half way to the first neutral point (i.e. if the solution 50% carbonic acid and 50% hydrogencarbonate contains) 6.37 (pH=pK1). With the first neutral point HCO3 is present and the pH is (pK1 + pK2) /2 or 8,35. Outer f half way of the first and second neutral point contains the solution 50% hydrogencarbonate and 50% carbonate and the pH is 10.32 (pH=pK2). If one titrates Natriumcarbonat with an adjusted hydrochloric acid solution, the titration curve to look naturally turned around. in the first terminator point (after titration of the carbonate to hydrogencarbonate) the indicator phenolphthalein changes its color of violet-pink after colorless. This color change arises gradually and the accuracy is accordingly small. After this terminator point the titration of hydrogencarbonate (Bicarbonat) begins to carbonic acid. This titration is final with the second terminator point. Methyl orange changes then with the second terminator point its color from yellow to pink. This terminator point is more sharply than with phenolphthalein observed, in addition, it concerns a gradual envelope here. The best procedure consists of beginning methyl-red as indicator and titrating on the color change after red; the envelope will very gradually arise. If this happened, the solution is long cooked one minute, so that the solved CO2 is evaporated. Then one cools the solution down and continues titration, until a sudden change of the color of methyl red from yellow arises to violet-pink. The mixture can be titrated as follows: (1) One titrates with adjusted HCl solution against phenolphthalein. only the carbonate is titrated. One considers that at the terminator point carbonate is converted into hydrogencarbonate. (2) One sets titration now away up to methyl orange or methyl red terminator point. Now the entire hydrogencarbonate neutralized its i.e. both DS hydrogencarbonate, which were originally present, and the hydrogencarbonate originating from the neutralization from carbonate. On this meadow for titration from first to the second terminator point a larger volume will be used than by the beginning of titration up to the first terminator point. The quantities of carbonate and hydrogencarbonate in the original sample can be computed from the values read off from the burette with the Pheolphthalein and with methyl orange or methyl red terminator point. Regulation of salts by ion exchange The concentration of a salt in solution can be determined gewöhlich also in such a way that one gives the solution over a cation exchanger column and attaches an acid cousin - to titration. If one e.g. gives Kaliumchlorid over a cation exchanger column in the H+ - form, then the column takes up potassium ions and sets thereby an equivalent quantity free of hydrogen ions. In the final result Kaliumchlorid is thus converted quantitatively into hydrogen chloride. The acid can be titrated then easily with adjusted sodium hydroxide solution. If one gives the salt of a bivalent cation to M2+ over the cation exchanger column, then for each mol cations 2Mol hydrogen ions are set free into the solution: M2+ + 2KA H+ + 2H2O ’ KA2 M2 + 2H3O+ Regulation of alcohols With the analysis of organic samples frequently the question emerges to determine quantitatively the quantity of particles with a certain characteristic functional group (alcohol, amine, ester, Keton o.ä.). Some useful methods for the determination of organic functional groups are based on quantitative chemical reactions, with which a sour product is formed or a sour (or more basic) reaction partner is used. If the reaction ran off completely, the acid becomes or cousin by acid cousin titration determines. The regulation of alcohols by reaction with acetic anhydrid (Ethansäurehydrid) is for this a good example. One can as follows describe the reactions running off thereby: (CH3CO) 2 + RAW ’ CH3COOR + CH3COOH (9-1) Anhydride alcohol ester acid (CH3CO) 2O + H2O ’ 2CH3COOH (9-2) OH + CH3COOH ’ 2CH3COO + H2O (9-3) (NaOH) An exactly well-known quantity acetic anhydrid (solved in Pyridin or ethyl acetate) is caused to the alkoholhaltigen sample. After some minutes the reaction (9-1) ran off completely and one gives water in addition, around the remaining anhydride in acetic acid according to converting (9-2). then the sum of the two reactions formed acetic acid with adjusted sodium hydroxide solution is titrated [reaction (9-2)] and acetic acid with adjusted sodium hydroxide solution titrates. The difference between the results of the titration of Blindprobe and analysis sample corresponds to mol an ester (that as acid to be titrated cannot), which per mol alcohol was formed. Therefore the difference between the titration results, from Blindprobe and analysis sample corresponds, to the quantity of alcohol in the original sample.
     
  4. #3 21. Mai 2006
  5. #4 22. Mai 2006
    Und wenn du da nichts findest kannst du noch
    auf dieser seite suchen, da es dort fast alles
    gibt was man braucht oder was man haben möchte.
    Viel spass damit.
    Link:
    http://www.lerntippsammlung.de/

    MfG
    -<B4cArd!>-
     

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