Ammoniak

  • 2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

    Hinweis: Um die Vorgänge besser nachvollziehen zu können gibt es hier ein Periodensystem der Elemente-Popup

    Bei diesen zwei Teilchen liegen polare Atombindungen vor: 

    02 00 00 0a ta ammoniak und chlorwasserstoff nh3 hcl

    a) Versuch mit Skizze: (vgl. AB )

    Versuchsaufbau: Reaktion von Chlorwasserstoffgas und Ammoniak

    b) Beobachtung: 

    Innerhalb des Becherglas bildet sich weißer Rauch. Am Boden der Glasplatte setzt sich ein weißer, kristalliner Stoff ab.

    c) Auswertung:


    I. Teilchengleichung:

    Chlorwasserstoff und Ammoniak reagieren zu Ammoniumchlorid

    NH₃ + HCl → NH₄¹⁺Cl¹⁻

    II. Reaktionsgleichung (Stoffgleichung)
    NH₃ (g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)  ΔH < 0

    III. Protolyse-Schema

    Aufgabe: Skizziert einmal das Protolyse-Schema für diese chemische Reaktion. Tipp: Falls Ihr noch Schwierigkeiten damit habt, schaut nochmal das allgemeine Beispiel an

  • 3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid

    a) Versuch mit Skizze

    Versuchsaufbau: Natriumhydroxid und Ammoniumchlorid wird zerrieben 

    Die beiden Salze NH₄Cl und NaOH werden gemeinsam im Mörser zerrieben. Nach dem Zerreiben wird ein angefeuchtetes Indikatorpapier über die Schale gehalten; zusätzlich wird eine Geruchsprobe vorgenommen.


    b) Beobachtung:

    Es entsteht ein stechend riechendes Gas. Das feuchte Indikatorpapier färbt sich blau. Die Festsubstanz im Mörser wird feucht.

    c) Auswertung:

    I. Teilchengleichung

    Teilchengleichung zur Bildung von Ammoniak und Wasser aus Ammoniumchlorid und Natriumhydroxid


    II. Reaktionsgleichung

    NH₄Cl + NaOH NH₃ + NaCl + H₂O
    Ammoniumchlorid   Natriumhydroxid   Ammoniak   Natriumchlorid   Wasser

    III. Protolysenschema

    Aufgabe: Formuliert für diese chemische Reaktion ein Protolyse-Schema

  • 5 Stärke von Säuren und Basen - Säurestärke und Molekülstruktur

    Hinweis 1: Das Kapitel stammt aus dem Oberstufenbereich. Ich halte es für das Verständnis für Säure-Base-Reaktionen wichtig, weil man sonst bei einer Reaktion mit zwei Ampholyten (z.B. Wasser und Ammoniak) gar nicht weiß, wer die Säure ist und wer als Base funktioniert. 

    Hinweis 2: Auch hier ist es von Vorteil, wenn man ein Periodensystem der Elemente zur Hand hat.

    Brønsted-Theorie
    Säurestärke ist die Tendenz Protonen abzugeben. 
    Basenstärke Tendenz Protonen aufzunehmen.

    Bsp.   HCl             +    H₂O         →     H₃O⁺         +    Cl⁻ 
               Säure 1            Base 2            Säure 2           Base 1

    Info: Supersäuren = Säuren die stärker als H₂SO₄ sind. 

    Je stärker die Säure desto schwächer die konjugierte (korrespondierende) Base.

    5.1 Binäre Säuren. 

    Faktoren für Säurestärke von Bedeutung:

    • Elektronegativität (innerhalb einer Periode)
    • Atomgröße (innerhalb einer Gruppe)


    a) innerhalb einer Periode (binäre H-Verbindungen)
    Säurestärke nimmt mit der EN zu (Atomgrößenunterschiede sind „zu“ gering) 
    ⇨ Elektronen werden stärker dem H-Atom entzogen ⇨ erleichterte Protonenabspaltung. 

    Bsp.:

    2. Periode: 
    Zunahme der EN:                            N     < O     < F
    Zunahme der Säurestärke              NH₃ < H₂O < HF
    Gegenüber Wasser                          Base               Säure


    3. Periode 
    Zunahme der EN:                             P       < S       < Cl
    Zunahme der Säurestärke              PH₃    < H₂S   < HCl


    b) innerhalb einer Gruppe (binäre H-Verbindungen):
    Säurestärke nimmt mit der Atomgröße zu (stärkere Auswirkung als Elektronegativität) 
    ⇨  bei einem großen Atom ist die Valenzelektronenwolke auf einem größeren Raum verteilt ⇨ H⁺ ist weniger fest gebunden.

    H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te
    HF < HCl < HBr < HI

    5.2 Oxosäuren 

     

    Sauerstoff hat in etwa die gleiche Größe 

    a) EN von Z ist entscheidend
    Je größer die EN von Z, desto stärker ist die Säure (-I-Effekt).

    HOI                                    < HOBr                                  < HOCl
    hyopoiodige Säure           hypobromige                         hypochlorige Säure

    b) An Z sind weitere O-Atome gebunden ⇨ stärkerer –I-Effekt (bzw. höhere Formalladung am Z. )

     

     hypochlorige –                                   chlorige –                                         Chlor –                                      Perchlorsäuren 


    ⇨  Man kann Säurestärke abschätzen: Je mehr mehr O-Atome an das Z-Atom jedoch nicht an H-Atom gebunden sind, desto die Säure:
     H-O-NO                       <           H-O-NO₂ 
     salpetrige Säure                       Salpetersäure


     (H-O-)₂SO                 <              (H-O-)₂SO₂
     schweflige Säure                      Schwefelsäure