Inorganic Chemistry Colloquium Preparation Guide

General Preparatory Requirements

• The student must memorize all elements of the 8 main groups (Groups 1, 2, and 13–18) of the Periodic Table.

• Memorization must include both the full name and the chemical symbol in the correct sequential order.

• Preparation for the colloquium requires a synthesis of the lab manual (Skript), personal experimental observations, and theoretical foundations from the crash course and introductory seminars.

• It is insufficient to merely recite experimental procedures; a student must explain the chemical logic behind each step—specifically, why a certain detection method is conducted in a particular way.

• Questions may address sub-parts of the listed questions or involve advanced follow-up topics related to the underlying chemical principles.

Fundamental Chemical Bonding and Structural Representation

• Molecular Structures of Sulfur Oxoanions:
      - Sulfate ($SO_4^{2-}$): Central sulfur atom in oxidation state $+6$ surrounded by four oxygen atoms in a tetrahedral geometry.
      - Sulfite ($SO_3^{2-}$): Central sulfur atom in oxidation state $+4$ with one lone pair and three oxygen atoms, resulting in a trigonal pyramidal geometry.
      - Thiosulfate ($S_2O_3^{2-}$): Structurally related to sulfate where one peripheral oxygen atom is replaced by a second sulfur atom. The central sulfur is generally assigned a high oxidation state ($+6$) while the terminal sulfur is lower (often considered $-2$ or $0$ depending on the model).

• The Octet Rule: This principle states that atoms belonging to the main groups tend to combine in such a way that each atom has eight electrons in its valence shell, achieving the same electronic configuration as a noble gas ($ns^2 np^6$). Hydrogen is an exception, following the duet rule ($1s^2$).

• Differentiation of Charges:
      - Ion Charge: The actual net electrical charge of an entire ion (e.g., $+1$ for $Na^+$ or $-2$ for $SO_4^{2-}$).
      - Formal Charge: A theoretical charge assigned to an individual atom in a molecule, assuming that electrons in all chemical bonds are shared equally between atoms, regardless of relative electronegativity.
      - Partial Charge: Represented by $\delta^+$ or $\delta^-$, these describe a non-integer charge distribution created by the asymmetric sharing of electrons in a polar covalent bond due to differences in electronegativity.

• Determining Oxidation Numbers: In a Lewis structure, the oxidation state of an element is determined by assigning all bonding electrons to the more electronegative partner in each bond. Homonuclear bonds (between the same element) result in an equal split of electrons. The oxidation number is then: $\text{Valence Electrons} - (\text{Assigned Electrons})$.

Sulfur and Chromium Chemistry

• Acidification of Thiosulfate: When a thiosulfate solution is acidified, a disproportionation reaction occurs, leading to the precipitation of elemental sulfur and the evolution of sulfur dioxide gas.
      - Reaction: $S_2O_3^{2-}(aq) + 2H^+(aq) \rightarrow S(s) + SO_2(g) + H_2O(l)$.

• Chromate/Dichromate Equilibrium: In aqueous solution, chromate and dichromate exist in a pH-dependent equilibrium. This is a condensation reaction, not a redox reaction.
      - Reaction: $2CrO_4^{2-}(aq) + 2H^+(aq) \rightleftharpoons Cr_2O_7^{2-}(aq) + H_2O(l)$.
      - Equilibrium favors yellow chromate in basic conditions and orange dichromate in acidic conditions.

• Chromium(VI) Peroxide ($CrO_5$):
      - Lewis Structure: Features a central chromium atom bonded to one oxo-oxygen ($Cr=O$) and four peroxo-oxygens forming two peroxide rings (butterfly structure).
      - Oxidation Number: The chromium in $CrO_5$ is in the $+6$ oxidation state.

Halogen and Halide Chemistry

• Fluoride Detection: Fluoride ions are detected via the etching of glass or the "water drop test."
      - Setup: A sample is reacted with concentrated sulfuric acid in a lead crucible or test tube covered with a glass slide containing a drop of water.
      - Reaction 1: $CaF_2 + H_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + 2HF$.
      - Reaction 2: $SiO_2 + 4HF \rightarrow SiF_4 + 2H_2O$.
      - Reaction 3: $3SiF_4 + 2H_2O \rightarrow SiO_2 + 2H_2[SiF_6]$.

• Reaction of Calcium Fluoride ($CaF_2$) with Concentrated $H_2SO_4$: This reaction produces hydrogen fluoride ($HF$). It is an acid-base reaction (or displacement reaction) driven by the higher boiling point and lower volatility of sulfuric acid compared to hydrogen fluoride.

• Acid Strength Comparison: $HCl$ is a stronger acid than $HF$. While fluorine is more electronegative, the $H-F$ bond is significantly shorter and stronger ($567\,kJ\,mol^{-1}$) than the $H-Cl$ bond ($431\,kJ\,mol^{-1}$). Consequently, $HF$ does not fully dissociate in water (it is a weak acid), whereas $HCl$ dissociates completely.

• Silver Halide Group: $AgCl, AgBr,$ and $AgI$ can be precipitated using silver nitrate ($AgNO_3$).
      - Solubility Order: Sorted by increasing solubility product ($L_p$), the order is AgI < AgBr < AgCl. $AgI$ is the least soluble.
      - Acidification: Solutions must be acidified with nitric acid ($HNO_3$) before adding $AgNO_3$ to prevent the precipitation of other silver salts like silver carbonate or silver phosphate, which are soluble in acid but insoluble in neutral/basic conditions.
      - Ammonia Reaction: Adding diluted ammonia to $AgCl$ forms the soluble diamminesilver(I) complex: $AgCl + 2NH_3 \rightarrow [Ag(NH_3)_2]^+ + Cl^-$.

• Oxidizing Power: The oxidizing power of halogens decreases down the group: F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2.

• Chlorine Oxoanions:
      - Hypochlorite ($ClO^-$)
      - Chlorite ($ClO_2^-$)
      - Chlorate ($ClO_3^-$)
      - Perchlorate ($ClO_4^-$)

Boron, Carbon, and Silicon Chemistry

• Borate Detection: Borates react with methanol in the presence of concentrated sulfuric acid to form trimethyl borate, which burns with a characteristic green flame.
      - Reaction: $B(OH)_3 + 3CH_3OH \rightleftharpoons B(OCH_3)_3 + 3H_2O$.

• Boric Acid Acidity: Boric acid ($B(OH)_3$) acts as a Lewis acid in water. It accepts an $OH^-$ ion from a water molecule rather than donating a proton directly.
      - Reaction: $B(OH)_3 + 2H_2O \rightleftharpoons [B(OH)_4]^- + H_3O^+$.

• Carbonates: Adding acid to carbonates releases carbon dioxide gas due to the formation and subsequent decomposition of unstable carbonic acid ($H_2CO_3 \rightarrow H_2O + CO_2$).

• Solid Silicons Dioxide ($SiO_2$): Unlike linear $O=C=O$, $SiO_2$ forms a covalent network lattice. Each silicon atom is tetrahedrally coordinated by four oxygen atoms, and each oxygen atom is shared between two silicon atoms. Although the structural unit is a tetrahedron ($SiO_4$), the stoichiometry is $SiO_{4/2}$, simplified to $SiO_2$.

• Water Drop Method for Silicate: Volatile $SiF_4$ is produced by reacting silicate with $HF$. This gas reacts with a drop of water to regenerate white $SiO_2$ (silicic acid), creating a visible cloudiness in the drop.

Acid-Base Theory and Aqueous Equilibria

• Acid Definitions:
      - Arrhenius: Produces $H^+$ ions in aqueous solution.
      - Brønsted-Lowry: Proton ($H^+$) donor.
      - Lewis: Electron pair acceptor.

• Key Constants:
      - pKs Value: The negative decadic logarithm of the acid dissociation constant ($K_s$): $pKs = -\log_{10}(K_s)$.
      - pH Value: The negative decadic logarithm of the hydronium ion activity/concentration: $pH = -\log_{10}(c(H_3O^+)/mol\,dm^{-3})$.
      - Ion Product of Water ($K_w$): At $25\,^{\circ}C$, $K_w = c(H_3O^+) \times c(OH^-) = 1.0 \times 10^{-14}\,mol^2\,dm^{-6}$.

• pH Calculations (0.1 mol/L Solutions):
      - Salzsäure ($HCl$): Strong acid, fully dissociated. $pH = -\log_{10}(0.1) = 1$.
      - Essigsäure (Acetic acid): Weak acid. $pH \approx 0.5 \times (pKs - \log_{10}(c_0))$. Given $pKs \approx 4.75$, the $pH \approx 2.88$.

• Aqueous Solute Behavior:
      - Ammonium chloride ($NH_4Cl$): Acidic (cation acid $NH_4^+$).
      - Sodium carbonate ($Na_2CO_3$): Basic (anion base $CO_3^{2-}$).
      - Sodium dihydrogen phosphate ($NaH_2PO_4$): Acidic.
      - Potassium chloride ($KCl$): Neutral.
      - Ammonia ($NH_3$): Basic.

• Buffers: A buffer is a solution that resists changes in pH upon the addition of small amounts of acid or base. It typically consists of a weak acid and its conjugate base (e.g., acetic acid / sodium acetate).

Nitrogen Chemistry and Redox Reactions

• Nitrogen Species Structures:
      - Nitrate ($NO_3^-$): Nitrogen is in the $+5$ oxidation state; trigonal planar.
      - Nitrite ($NO_2^-$): Nitrogen is in the $+3$ oxidation state; bent geometry.
      - Nitric Oxide ($NO$): Neutral radical.
      - Nitrosonium cation ($NO^+$): Isoelectronic with $N_2$ and $CO$.

• Redox Terminology:
      - Oxidation: Loss of electrons; increase in oxidation state.
      - Reduction: Gain of electrons; decrease in oxidation state.
      - Disproportionation: A reaction where a single substance is both oxidized and reduced to form two different products.
      - Comproportionation: A reaction where two reactants containing the same element in different oxidation states react to form a single product with an intermediate oxidation state.

• Nitrite Reactions:
      - With HCl: $2NaNO_2 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + NO + NO_2 + H_2O$ (Disproportionation of $HNO_2$).
      - With Ammonium Chloride: $NH_4^+ + NO_2^- \rightarrow N_2 + 2H_2O$. This is a comproportionation reaction.

• Nitrite Detection (KI3/Starch): Nitrite oxidizes iodide to iodine. Starch acts as an indicator, forming a blue-black polyiodide complex with iodine.
      - Reaction: $2NO_2^- + 2I^- + 4H^+ \rightarrow 2NO + I_2 + 2H_2O$.

• Ring Test for Nitrate/Nitrite: Nitrate is reduced to $NO$ by $Fe^{2+}$ in acidic conditions. $NO$ ثم coordinates with excess $Fe^{2+}$ to form the brown complex $[Fe(H_2O)_5(NO)]^{2+}$.

• Removing Nitrite Interference: Nitrite must be removed before testing for nitrate using reagents like amidosulfonic acid or urea.
      - Reaction with amidosulfonic acid: $NO_2^- + NH_2SO_3H \rightarrow N_2 + HSO_4^- + H_2O$. This is a comproportionation.

Analytical Principles and Flame Tests

• Flame Coloration and Bohr Model: Heat from the flame provides energy to excite valence electrons in metal atoms to higher energy levels (excited states). When the electrons return to the ground state, they emit light at specific wavelengths corresponding to the energy difference: $\Delta E = h \times \nu$. Metal ions in salts are reduced to neutral atoms in the reducing part of the flame ($M^{n+} + ne^- \rightarrow M$).

• Soda Extraction (Sodaauszug): Used to bring poorly soluble salts into solution for anion analysis. The sample is boiled with a concentrated sodium carbonate solution.
      - Reaction example ($BaSO_4$): $BaSO_4(s) + Na_2CO_3(aq) \rightleftharpoons BaCO_3(s) + Na_2SO_4(aq)$.
      - Principle: According to the Law of Mass Action, a vast excess of carbonate ($CO_3^{2-}$) overcomes the low solubility product of the original salt, shifting the equilibrium to produce the soluble sodium salt of the anion ($SO_4^{2-}$ in this case) and the insoluble metal carbonate.

• Selective Precipitation of Ba vs Sr: Barium chromate ($BaCrO_4$) is less soluble ($L_p \approx 1.2 \times 10^{-10}$) than strontium chromate ($SrCrO_4$; $L_p \approx 3.5 \times 10^{-5}$). By buffering the solution with acetic acid/sodium acetate, the concentration of $CrO_4^{2-}$ is kept low enough to exceed the $L_p$ of $BaCrO_4$ but not that of $SrCrO_4$, allowing for separation.

🧪 Fragenkatalog 1: Anorganische Chemie (Kolloquiumsvorbereitung)I. Grundlagen & Strukturformeln

01. Zeichnen Sie die Strukturformeln von Sulfat, Sulfit und Thiosulfat!

• Sulfat ($SO_4^{2-}$): Schwefel ist das Zentralatom, umgeben von 4 Sauerstoffatomen in Tetraederform. (2 Doppelbindungen, 2 Einfachbindungen mit negativer Ladung).

• Sulfit ($SO_3^{2-}$): Schwefel mit einem freien Elektronenpaar und 3 Sauerstoffatomen (trigonal-pyramidal).

• Thiosulfat ($S_2O_3^{2-}$): Wie Sulfat, aber ein O-Atom ist durch ein S-Atom ersetzt. Die beiden S-Atome haben unterschiedliche Oxidationsstufen.

02. Was besagt die Oktettregel?

• Atome streben danach, durch Aufnahme, Abgabe oder Teilen von Elektronen die Edelgaskonfiguration mit 8 Valenzelektronen ($ns^2 np^6$) zu erreichen, um maximale Stabilität zu erlangen.

03. Was ist der Unterschied zwischen Ionen-Ladung, formaler Ladung und Partialladung?

• Ionen-Ladung: Die reale elektrische Ladung eines Atoms oder Moleküls nach Elektronenverlust/-gewinn.

• Formale Ladung: Eine rechnerische Größe in Lewis-Strukturen, bei der Bindungselektronen gleichmäßig zwischen Partnern aufgeteilt werden.

• Partialladung ($\delta$): Eine "Teilladung" aufgrund von Elektronegativitätsunterschieden; die Elektronen sind zu einem Partner hin verschoben (kein vollständiger Übergang).

04. Wie kann die Oxidationszahl eines Elements in einer Verbindung mit Hilfe der Strukturformel bestimmt werden?

• Man ordnet die Bindungselektronen dem jeweils elektronegativeren Partner zu. Bindungen zwischen gleichen Atomen werden geteilt. Die Oxidationszahl ist dann: (Valenzelektronen des freien Atoms) minus (zugewiesene Elektronen).

II. Schwefel- & Chromverbindungen

05. Was passiert beim Ansäuern einer Thiosulfat-Lösung? Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen!

• Es findet eine Disproportionierung statt. Es bildet sich Schwefel (gelbliche Trübung) und Schwefeldioxid (stechender Geruch).

• Gleichung: $S_2O_3^{2-} + 2 H^+ \longrightarrow S \downarrow + SO_2 \uparrow + H_2O$

06. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für das Chromat/Dichromat-Gleichgewicht! Welcher Reaktionstyp liegt vor?

• Gleichung: $2 CrO_4^{2-} (\text{gelb}) + 2 H^+ \rightleftharpoons Cr_2O_7^{2-} (\text{orange}) + H_2O$

• Reaktionstyp: Säure-Base-Reaktion (Kondensation im Sauren), keine Redoxreaktion!

07. Zeichnen Sie die Lewis-Strukturformel von $CrO_5$ und bestimmen Sie die Oxidationszahl von Chrom!

• Struktur: "Schmetterlingsstruktur" mit zwei Peroxo-Gruppen (O-O) und einem doppelt gebundenen Oxo-Sauerstoff.

• Oxidationszahl: Chrom hat die OZ +VI.

III. Fluorid & Halogenide

08. Wie kann man Fluorid-Ionen nachweisen (Skizze)? Formulieren Sie Reaktionsgleichungen!

• Versuch: Kriechprobe/Wassertropfenprobe im Bleitiegel.

• Gleichung 1: $CaF_2 + H_2SO_4 (\text{konz.}) \longrightarrow CaSO_4 + 2 HF \uparrow$

• Gleichung 2 (Angriff auf Glas): $4 HF + SiO_2 \longrightarrow SiF_4 \uparrow + 2 H_2O$

09. Warum reagiert $CaF_2$ mit konz. $H_2SO_4$ zu $HF$? Welcher Reaktionstyp liegt vor?

• Grund: Die schwerflüchtige Schwefelsäure verdrängt die leichtflüchtige Flusssäure aus ihrem Salz.

• Typ: Säure-Base-Reaktion / Verdrängungsreaktion.

10. Ist $HF$ oder $HCl$ eine stärkere Säure? Begründen Sie Ihre Antwort!

• Antwort: $HCl$ ist viel stärker.

• Begründung: Die H-F-Bindung ist extrem kurz und stabil (hohe Bindungsenergie). Zudem ist das Fluorid-Ion klein und "hart", was die Dissoziation erschwert.

11. Mit welchem Fällungsreagenz können $AgCl$, $AgBr$ und $AgI$ ausgefällt werden?

• Silbernitrat-Lösung ($AgNO_3$).

12. Halogenid-Nachweis: Warum muss die Lösung vorher mit $HNO_3$ angesäuert werden? Was würde im Basischen passieren?

• Warum: Um Störfällungen (z.B. $Ag_2CO_3$, $Ag_3PO_4$) zu vermeiden.

• Im Basischen: Silberionen reagieren zu braunem Silberoxid: $2 Ag^+ + 2 OH^- \longrightarrow Ag_2O \downarrow + H_2O$.

13. Ordnen Sie die Silberhalogenide nach steigendem Löslichkeitsprodukt!

• $AgI < AgBr < AgCl$ (Iodid ist am schwersten löslich).

14. Wie können Chlorid, Bromid und Iodid nebeneinander nachgewiesen werden?

• Durch stufenweise Oxidation (z.B. mit Chlorwasser) und Extraktion in eine organische Phase. Zuerst wird $I^-$ zu $I_2$ (violett) oxidiert, dann $Br^-$ zu $Br_2$ (braun).

• Gleichung: $2 I^- + Cl_2 \longrightarrow I_2 + 2 Cl^-$

15. Welche Verbindung entsteht bei Zugabe von verd. Ammoniak zu $AgCl$?

• Ein löslicher Komplex: Diamminsilber(I)-chlorid.

• Gleichung: $AgCl + 2 NH_3 \longrightarrow [Ag(NH_3)_2]^+ + Cl^-$

IV. Hauptgruppenchemie & Konzepte

16. Ordnen Sie die Halogene nach steigender Oxidationskraft!

• $I_2 < Br_2 < Cl_2 < F_2$ (Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel).

17. Welche Oxo-Anionen von Chlor kennen Sie?

• Hypochlorit ($ClO^-$), Chlorit ($ClO_2^-$), Chlorat ($ClO_3^-$), Perchlorat ($ClO_4^-$).

18. Wie kann man Borate nachweisen?

• Als Borsäuremethylester, der mit grüner Flamme brennt.

• Gleichung: $B(OH)_3 + 3 CH_3OH \longrightarrow B(OCH_3)_3 + 3 H_2O$

19. Warum reagiert eine Lösung von Borsäure in Wasser sauer?

• Borsäure wirkt als Lewis-Säure: Sie nimmt ein $OH^-$ auf, wodurch ein $H^+$ (bzw. $H_3O^+$) im Wasser freigesetzt wird.

20. Was versteht man unter einem Puffer? Geben Sie ein Beispiel!

• Ein System, das den pH-Wert bei Zugabe von Säure oder Base stabil hält. Besteht aus einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base.

• Beispiel: Essigsäure/Acetat-Puffer.

21. Warum entwickelt sich beim Versetzen von Carbonaten mit Säuren $CO_2$?

• Protonierung führt zu $H_2CO_3$, das instabil ist und in $H_2O$ und $CO_2 \uparrow$ zerfällt.

22. Nachweis von Silikat (Wassertropfenmethode)?

• Probe + $CaF_2$ + konz. $H_2SO_4$ im Bleitiegel erhitzen. Das entstehende $SiF_4$ reagiert am feuchten schwarzen Papier (Wassertropfen) wieder zu weißem $SiO_2$ (Trübung).

23. Struktur von $CO_2$ vs. $SiO_2$? Warum Summenformel $SiO_2$?

• $CO_2$ sind Einzelmoleküle. $SiO_2$ ist ein kovalentes Atomgitter (Netzwerk). Da jedes Si von 4 O umgeben ist, jedes O aber zu 2 Si gehört, ergibt sich das Verhältnis 1:2.

V. Säure-Base & Redox

24. Welche Definitionen für Säure kennen Sie?

• Arrhenius ($H^+$-Abgabe), Brønsted (Protonendonator), Lewis (Elektronenpaar-Akzeptor).

25. Definition pKs-Wert?

• $pK_s = -\log K_s$ (Maß für die Säurestärke).

26. Definition pH-Wert?

• $pH = -\log[H_3O^+]$

27. Was ist das Ionenprodukt des Wassers?

• $K_w = [H_3O^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14} \text{ mol}^2/l^2$ (bei 25°C).

28. pH-Wert von 0,1 mol/l HCl bzw. Essigsäure?

• $HCl$ (stark): $pH = 1$.

• Essigsäure (schwach): ca. $pH = 2,9$.

29. Reaktion wässriger Lösungen (sauer/neutral/basisch)?

• a) $NH_4Cl$: sauer | b) $Na_2CO_3$: basisch | c) $NaH_2PO_4$: sauer | d) $KCl$: neutral | e) $NH_3$: basisch.

30. Struktur Nitrat/Nitrit und OZ?

• Nitrat ($NO_3^-$): OZ(N) = +V.

• Nitrit ($NO_2^-$): OZ(N) = +III.

32. Oxidation/Reduktion?

• Oxidation: Elektronenabgabe (Erhöhung OZ).

• Reduktion: Elektronenaufnahme (Erniedrigung OZ).

33. Dis- / Komproportionierung?

• Dis: Ein Element geht von einer OZ in zwei verschiedene (höher/tiefer) über.

• Kom: Zwei Spezies eines Elements reagieren zu einer mittleren OZ.

35. Ringprobe auf Nitrat?

• Nitrat wird durch $Fe^{2+}$ zu $NO$ reduziert. $NO$ bildet mit überschüssigem $[Fe(H_2O)_6]^{2+}$den braunen Komplex $[Fe(H_2O)_5(NO)]^{2+}$.

37. Flammenfärbung (Bohr)?

• Elektronen werden durch Hitze angeregt (höheres Niveau) und senden beim Zurückfallen Lichtquanten aus. Salze werden in der Flamme zu Atomen reduziert.

38. Sodaauszug (BaSO4)?

• $BaSO_4 + Na_2CO_3 \rightleftharpoons BaCO_3 \downarrow + Na_2SO_4$

• Man nutzt den Überschuss an Carbonat, um das schwerlösliche Sulfat in lösliches Natriumsulfat (für den Anionennachweis) umzuwandeln.

VI. Löslichkeit & Sodaauszug (Fortsetzung)

39. Warum kann das schwerlösliche $BaSO_4$ durch den Sodaauszug teilweise aufgeschlossen werden? Begründen Sie dies mit Hilfe des Löslichkeitsprodukts!

• Antwort: Das Prinzip basiert auf dem Massenwirkungsgesetz und dem Verschieben von Gleichgewichten.

• Begründung:

  Obwohl $BaSO_4$ ($L_p \approx 10^{-10}$) schwerlöslicher ist als $BaCO_3$ ($L_p \approx 10^{-9}$), lässt sich das Gleichgewicht durch einen extremen Überschuss an Carbonat-Ionen ($CO_3^{2-}$) aus der Sodaloesung auf die Seite des Bariumcarbonats zwingen.

  $BaSO_4 (s) + CO_3^{2-} (aq) \rightleftharpoons BaCO_3 (s) + SO_4^{2-} (aq)$

  Durch die hohe Konzentration an $CO_3^{2-}$ wird das Ionenprodukt von $BaCO_3$ überschritten, es fällt aus, und im Gegenzug gehen die Sulfat-Ionen in Lösung. So "tauschen" die Anionen ihre Plätze.

40. Aus einer mit Essigsäure/Natriumacetat gepufferten Lösung, die $Ba^{2+}$ und $Sr^{2+}$ enthält, fällt beim Zutropfen von Kaliumchromat-Lösung $BaCrO_4$ aus, nicht aber $SrCrO_4$. Begründen Sie dies mit Hilfe des Löslichkeitsproduktes!

• Antwort: Es liegt an der selektiven Fällung durch die Kontrolle der Anionenkonzentration.

• Begründung:

  1. Unterschiedliche Löslichkeit: Das Löslichkeitsprodukt von Bariumchromat ($L_p \approx 10^{-10}$) ist deutlich kleiner als das von Strontiumchromat ($L_p \approx 10^{-5}$). $BaCrO_4$ ist also viel schwerlöslicher.

  2. pH-Abhängigkeit: Über das Chromat-Dichromat-Gleichgewicht ($2 CrO_4^{2-} + 2 H^+ \rightleftharpoons Cr_2O_7^{2-} + H_2O$) steuert der pH-Wert die Menge der verfügbaren $CrO_4^{2-}$-Ionen.

  3. Der Puffer-Effekt: Im essigsauren Puffer (ca. pH 4,75) ist die Konzentration an freien $CrO_4^{2-}$-Ionen gerade so niedrig, dass das Ionenprodukt von $BaCrO_4$ überschritten wird (Fällung), aber die Konzentration für $SrCrO_4$ nicht ausreicht (es bleibt in Lösung).