Pkw Wert Berechnen

Fahrzeugwert berechnen

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Hägg-Diagramm: Wassser, Laugen, Salze und Säurelösungen

Auf der Seite Downloads stehen Ihnen weitere Blätter zum Themenbereich Trinkwasser sowie eine Excel-Tabelle zur Erstellung eigener Hägg Diagramme und eine umfangreiche Tabellen mit den pKs Werten zur Verfügung. Als pH-Wert gilt der in mol/L gemessene dekadisch negativ logarithmische Wert der Wasserstoffionen-Konzentration c_H(+): Eine Bestimmung des pH-Wertes für für wässrige und für für Elektrolytlösungen (= Substanzen, die sich teilweise zu lonen zersetzen = in wässrigem Zustand dissoziieren) ist unter über möglich, sofern die betreffenden Ausgleichs-Konstanten für die jeweiligen Elektroden ("Dissoziationskonstanten") bekannt sind (z.B. aus Tabellen).

Folgende Zahlenangaben beziehen sich daher immer auf für einen gewissen Wirkstoff und eine gewisse Raumtemperatur (meist 25°C). Für andere Temperaturangaben siehe Tabelle im Anlage. Wenn Sie mit dem Berechnen von Logik nicht so gut zurechtkommen, sollten Sie in diesem Bereich zunächst "kennenlernen", da ohne diese Grundkenntnisse die nachfolgenden aufgeführten Rechnungen nicht durchführbar sind.

Am einfachsten und grundlegendsten ist die eigene Dissoziation in lonen ("Dissoziation"): Zwischen H2O, H(+) und OH(-) wird immer sofort ein Gleichgewichtszustand hergestellt, so dass das Ergebnis der Konzentration c_H(+) und c_OH(-) von H(+) und OH(-) immer gleich ist: c_H(+) * c_OH(-) = const.

Als Ausgleichskonstante wird die entsprechende Größe für die inhärente Dissoziation von Wasser genannt, und üblicherweise ist mit dem Zeichen KW gekennzeichnet: Die Werte für KW sind temperaturabhängig und beträgt bei 25°C fast exakt 1*10^-14 mol^2/L^2. Eine Übersicht mit KW-Werten bei verschiedenen Temperaturwerten finden Sie im Anhang. Es wird auf den folgenden Seiten beschrieben. Der KW-Wert häufig wird, in Analogie zur H (+)-Konzentration und zum pH-Wert, auch als negative dekadische Logarithmuszahl, genannt pKW-Wert, verwendet.

Im reinsten Zustand können H(+)- und OH (-)-Ionen ausschließlich durch eigene Dissoziation gebildet werden, so dass müssen die Konzentration beider Ionentypen gleich sein kann: Hieraus lässt sich der pH-Wert für für Reinwasser unter Berücksichtigung berechnen (Gl. 1): In Analogie zum pH-Wert gibt es auch den pOH- und den pKW-Wert, die sich auf den pH-Wert in wässrigen und wäà Lösungen beziehen:

Substanzen, die in wäà Lösung quasi nicht in lonen (Nicht-Elektrolyte) zersetzen und auch keine lonen an sich selbst oder ähnliches anbinden, haben in der Praxis keinen Einfluss auf den pH-Wert. Das betrifft zum Beispiel für, also z. B. für den Bereich Zucker oder Alkohol. Wenn jedoch ein Nicht-Elektrolyt Unreinheiten aufweist, die in Lösung in Form von Wasserstoff in Form von lonen vorliegen, können diese den pH-Wert beeinträchtigen.

Beim Auflösen eines Elektrolyten in Wässern wird dieser mehr oder weniger fest in Form von lonen gelöst. Solange diese nicht mit den bestehenden H(+)- oder OH (-)-Ionen reagiert und sie nicht selbst H(+) oder OH(-) sind, haben auch gelöste Elektrolyte keinen Einfluss auf den Phosphor. Säuren (kann H(+)) und Bases oder " Bases " (kann OH(-) abspalten) hat direkten Einfluss auf den p-Wert.

Salzsäure z. B. zerfällt in Wasser: Das erhöht im Falle von natürlich die pH-Wert und vermindert damit die Menge an H(+). Der erhöhte H(+)-Gehalt führt außerdem, dass ein Teil der aus dem Eigenzerfall des Gewässers bestehenden OH (-)-Ionen wieder mit H(+) zu Trinkwasser reagiert (zurück) und damit die OH(-)-Konzentration abnimmt, bis die Ausgleichsbedingung für wieder die wasserdissoziierte (Gl. 2) ist.

Als einer der stärksten Säuren zerfällt zerfällt zerfällt quasi vollständig in seine lonen, so dass somit etwa 10^-3 mol/L H(+) austreten. Das auf zusätzlich verfügbare H(+) wegen Selbstdissoziation von Wasser spielt keine Rolle demgegenüber demgegenüber demgegenüber und kann daher hier vernachlässigt sein, was die nachfolgenden Rechenschritte erleichtert. Weil fast die ganze Menge abgetrennt wird und somit fast 1 H(+) pro 1 Stk. abgetrennt wird, ist die H(+)-Konzentration näherungsweise ebensoviel wie die HCl-Konzentration: und damit der pH-Wert: und im Prinzip ist bei Lösungen einer "starken" basengebundenen, also eigentlich unter vollständig in ihre Teilchen eingeteilten Verbindungen näherungsweise, z.B. Natriumhydroxid (NaOH): Bei einer Konzentrationsstufe von 10^-3 mol/L NaOH werden fast 10^-3 mol/LOHOH-( ) O2-Ionen gebildet.

Und da immer pOH + pOH = ca. 14: Bei sogenannten "schwachen" Säuren und Bases sind die Säuren nicht so unkompliziert. So gibt es die so genannten "monobasischen" Säuren, die nur ein H (+)_Ion spalten können, und die "polybasischen" Säuren, die 2, 3 oder mehr H(+)-Ionen spalten können. Beispiel für ist monobasisch Säuren (im Weiteren gemeinhin als HX bezeichnet):

Beispiel für dibasic Säuren (im Weiteren als H2Y bezeichnet): Beispiel für tribasic für (im weiteren Verlauf als die Abkürzung in der Regel unter dem Namen h3Z bezeichnet): Es gibt auch monovalente und polyvalente repräsentative Komponenten unter den Basen: Während kann einzelne Säuren nur in H(+) und X(-), mehrere Säuren in mehreren Stufen dissoziieren: Je nach pH-Wert entsteht ein Ausgleich zwischen den Konzentrationswerten der verschiedenen "deprotonierten" Säurereste (z.B.: von H3Z, H2Z(-), HZ(2-) und Z(3-)).

Zur Bestimmung in order to be able to determine the total equilibrium, zunächst the Gleichgewichtsverhältnisse für the individual Dissoziationsstufen are regarded. Für eine monobasische Säure HX gibt es nur eine Dissoziationsebene, und die Formel gemäà lautet wie folgt: Beim Dissoziieren von polybasisch Säuren treten folgende individuelle Gleichgewichte auf: oder Im Unterschied zu c_HX, c_H2Y und c_H3Z steht der nicht dissoziierte Teil von Säure, c_X, c_Y und c_Z bedeutet im weiteren Verlauf die gesamte Konzentration des betroffenen Säurerests in allen bzw. möglichen Protonierungsgraden:

Wurde nur das jeweilige Säure oder eines seiner Salz gelöst, und damit ist die alleinige Ursache für die jeweils anders protonierte Säurereste, c_X, c_Y oder c_Z korrespondiert mit der Substanzmenge von Säure oder das Salz in Molen, das in 1 Lösung in wässriger Lösung gelöst wurde.

In Analogie zur Distanzierung von Säuren in H(+) und Säurerest wird in Basenrest und OH(-) dissoziiert. Der Gleichgewichtskonstante für der Basisabfall heißt: MB1, KB2, etc. Für eine allgemeine Gleichgewichtsüberlegung von gemeinschaftlich gelöstem Säure und Basis müssen werden die KB-Werte in KS-Werte umgewandelt oder umgekehrten. Für die n. Dissoziationsphase trifft eine gewisse Stoffgruppe Sz (Säure oder Base) zu: Aus den Gleichgewicht-Bedingungen (Gleichung 3) bis (Gleichung 8 ) und von Säurerestbilanzen (Gleichung 9) bis (Gleichung 11) können aus den Gleichgewichtszuständen die Zusammenballungswerte der bei gegebener CX oder CC_Y oder C_Z unter Verwendung der jeweiligen C++ - Konzentration H(+) berechnet werden (Ableitung siehe Anhang).

Trägt werden die berechneten Gehalte der verschieden stark proportionierten Säurereste im logarithmischen Maßstab über gegen den pH-Wert aufgetragen, erhält wird ein so genanntes "Hägg-Diagramm" aufgetragen. Bei nicht allzu komplizierter Fällen unter Berücksichtigung logisch Zusammenhänge zwischen den H (+)-Ionenkonzentrationen und der andersprotonierten Säurereste kann der pH-Wert auf verhältnismäßig simple Art bestimmt werden. Ein großer Pluspunkt dieser Vorgehensweise liegt darin, dass sich ein Hägg Diagramm, wenn man das Funktionsprinzip verstanden hat, ggf. auch ohne Rechner oder lange Rechenzeiten mit einiger Präzision schnell auf einem millimetergroßen Papierbogen von Hand zusammensetzt Hägg

Nachfolgend wird die Handhabung des Diagramms Hägg anhand von ausgewählter Beispielen erläutert. Der Grundsatz, nach dem ein Hägg Diagramm bei Bedarf von Hand nachvollziehbar sein soll, sollte beim Betrachten der Praxisbeispiele leicht zu erahnen sein. Im einfachsten Falle ist es sauberes Nass. Aufgrund der Festlegung des pH-Wertes und seiner Beziehung zum pOH-Wert ergibt sich bei für c_H(+) und c_OH(-) immer die in Abbildung 1 gezeigte Verläufe, auch wenn die wassergelösten Stoffe und Ione enthält::

Zur Bestimmung des pH-Wertes für muss aus Abbildung 1 nur eine mengenmäßige Bilanz der verfügbaren gelösten Teilchen erstellt werden. Dabei handelt es sich nur um H(+) und OH(-), deren Konzentration in Reinwasser logisch nahezu identisch ist (2. intrinsische Dissoziationsstufe: OH(-) H(+) + O(2-) kann www.

c_OH (-) ist hier so unbedeutend, dass es komplett zu vernachlässigt werden kann. c_H (+) kann in diesem Falle vernachlässigt werden (nur etwa 10^-13 mol/l). Eine starke Basis ist z.B. Speisesalz (NaCl, aus HCl und NaOH durch Neutralisierung gebildet). Der pH-Wert beträgt also 7,0. Salze von starken Säuren und starken Basen haben normalerweise keinen Einfluss auf den pH-Wert.

Das so genannte schwache Säuren wird am Beispiel Essigsäure diskutiert. In Anlehnung an Salzsäure gilt: Der pH-Wert kann am Kreuzungspunkt der jeweiligen Konzentrationskurve bis etwa 3,2 ablesbar sein. Salze von Essigsäure mit einer festen Basis (im Beispiel: Natriumazetat = NaCH3COO) zerfällt in wäà Lösung in Na(+) und CH3COO(-).

c_NaOH (hier nicht im Bild dargestellt, siehe Abbildung NaCl) gegenüber c_OH(-), und c_H(+) gegenüber c_HCH3COO vernachlässigt kann verwendet werden: An der Kreuzung der jeweiligen Konzentrationsverläufe kann der pH-Wert auf ca. 8,5 ablesbar sein. In der Saldengleichung heißt es: Wie leicht zu verstehen ist, können gegenüber c_HCH3COO und c_CH3COO(-) alle anderen Ionentypen vernachlässigt werden, so dass der pH-Wert am Kreuzungspunkt der entsprechenden Konzentrationsverläufe als ca. 1,5 mbar sein kann.

Das ist der pKS-Wert für Essigsäure. Es ist zu bemerken, dass bei dementsprechend starken verdünnten Lösungen unter Umständen andere Konzentrationsverhältnisse herrschen, so dass weniger oder andere Zusammenschlüsse zu vernachlässigt werden können. Zur Veranschaulichung bewegen Sie die Kennlinien von HCH3COO und CH3COO(-) im Kopf vertikal nach unten, bis z. B. die Kennlinien c_H(+)- und c_HCH3COO sehr eng oder übereinander stehen.....

Ähnlich wie das schwächere Säure und sein stark basisches Speisesalz ist auch das Gegenteil möglich, nämlich mit einer schwächeren Basis und sein Speisesalz mit einem stärkeren Säure. In folgendem Beispiel ist Ammoniak (NH3, oder NH4OH) die schwächere Basis und starkes Säure: c_H(+) kann in diesem Falle vernachlässigt werden, so dass der pH-Wert am Kreuzungspunkt der Kennlinien für c_NH4(+) und c_OH(-) bis etwa 11,5 abgelesen werden kann lässt

In dem Beispiel c_OH(-) vernachlässigbar gegenüber c_NH3, und der pH-Wert kann am Kreuzungspunkt der Kennlinien für c_H(+) und c_NH3 abgelesen werden, hier bei ca. 4,7. und der pH-Wert am Kreuzungspunkt der Kennlinien bei ca. 9,3. (*) NH4OH kann ebenfalls durch NH3 + H2O ersetzt werden. Für ist dies jedoch für die pH-Bestimmung irrelevant.

Multi-basierte Säuren kann mehr als 1 H(+) pro Molekül abtrennen. Wird die Konzentrationskurve erhält berechnet, erhält man folgendes Diagramm: Um die Balancengleichung zu erstellen, geht man wie folgt vor: Für NaH2PO4 ist die Bilanzgleichung: In der aktuellen Hägg Grafik für ist eine 1M-Phosphorsäure oder Phosphatlösung unmittelbar erkennbar, dass alle Konzentrationswerte außer c_H3PO4 und C_HPO4(2-) vernachlässigt werden können (H2PO4(-) tritt in der Saldengleichung nicht auf).

Die pH-Werte liegen also im Bereich der relevanten Kennlinien (pH = 4,6). c_H (+) kann nicht mehr vernachlässigt sein, und der Schnitt der kleinen, dunklen Kurve, die die Addition von c_H(+) und c_H3PO4 repräsentiert und der c_HPO4 (2-)-Kurve ist, ist gültig. Aufgrund der speziellen Wichtigkeit von Kohlensäure und seiner Salzarten, Karbonate, in der freien Wildbahn und für Lebensvorgänge, wird diese Gruppe von Stoffen hier separat behandelt.

Langsam (einige Sekunden) reagieren die im Abwasser gelösten Kohlenwasserstoffe mit wenig Feuchtigkeit zu einem nicht sehr beständigen Säure, dem www. com, der dann in 2 Zustände dissoziiert: Bei den pKS-Werten für sind dies zusammengefasste Ausgewogenheiten. Das Diagramm Hägg für ist eine 0.05M-Lösung von Kohlendioxid oder eines seiner Sälze.

In dem Diagramm Hägg ist eine 1M-Phosphorsäure/Phosphatlösung auch der Wert einer Mixtur von je 0,5 mol/l NaH2PO4 und Na2HPO4 dargestellt (siehe Bild 7). Seitdem diese Ionentypen alle übrigen in der Lösung in ihrer Dichte weit übertreffen vorliegen, ermitteln sie auch den Wert, der so am Kreuzungspunkt von c_H2PO4(-) und c_HPO4(2-) bis 7,2 abgelesen werden kann lässt

Weil die betroffenen Ionentypen übrigen zu sämtlich vernachlässigt werden können, heißt die Gleichung einfach: Aufgrund der Logarithmischen Skala im Diagramm Hägg, ein Faktormodell (im Beispiel = 4) durch eine Bereichskonstante übrigen Hägg (vertikaler roter Bereich in der Grafik). Die c_CO3 (2-)-Kurve über der c_HCO3 (-)-Kurve muss bei dem zu bestimmenden pH-Wert sein.

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