Ammoniak NH 3. Eigenschaften: [1-3]

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Wintersemester 2008/ Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Rieger, Andreas; Pollinger, Markus und Birner, Matthias Eigenschaften: [1-3] Ammoniak NH 3 - farbloses, giftiges Gas mit einem intensiven und charakteristischen Geruch [2] - Schmelzpunkt: -77,7 C - Siedepunkt: -33 C - als Reinstoff leichter als Luft (theoretisches Dichteverhältnis 0,6) - sehr gut in Wasser löslich, Bei Raumtemperatur lösen sich über 50 g Ammoniak in 100 g Wasser [2] - eine Ammoniaklösung heißt Salmiakgeist (Ammoniumhydroxid) - flüssiges Ammoniak ist ein gutes, polares Lösungsmittel - löslich in Alkohol, Aceton, schlecht in Hexan - Explosionsbereich Vol.-% (als Zündenergie reicht eine platzende Glühbirne aus) - Geruchsschwellenwert: 0,02-70 ppm durch die niedrige Geruchsschwelle Gefahr einer panischen Reaktion, auch schon bei ungefährlichen Konzentrationen - Wassergefährdend Achtung Austretendes Ammoniak bindet sich an die Luftfeuchtigkeit und wird dann als Nebel schwerer als Luft. Dieser sammelt sich in Bodennähe. Je größer die Luftfeuchtigkeit im Bereich der Leckage bzw. des Austretens, desto mehr Ammoniak wird sich auch in Bodennähe aufhalten und kann dann auch typisches Schwergas-Verhalten (fließt in Senken) zeigen. [1] Versuch 1: Darstellung von Ammoniak: [4] Chemikalien: Ammoniumchlorid (NH 4 Cl), Natriumhydroxid (NaOH), destilliertes Wasser Geräte und Zubehör: Abdampfschale, Uhrglas, Indikatorpapier Durchführung: In eine Abdampfschale wird eine Spatelspitze voll Ammoniumchlorid gegeben und in destilliertem Wasser gelöst. Anschließend wird Natriumhydroxid zugegeben und die Abdampfschale mit einem Uhrglas abgedeckt, an dem ein angefeuchtetes Indikatorpapier klebt. Beobachtung: Es ist eine Gasentwicklung zu beobachten, wobei ein stechender Geruch festzustellen ist. Das Indikatorpapier färbt sich blau. 1

2 Erklärung: Durch die Zugabe von Nariumhydroxid kommt es zu einer Säure-Base-Reaktion mit den Ammonium-Ionen. Dabei wird Ammoniak freigesetzt: NH OH - NH 3 + H 2 O Das Ammoniak bildet mit dem Wasser des Indikatorpapiers Hydroxidionen, wodurch es zum Farbwechsel des Papiers kommt. Säure-Base-Eigenschaften des Ammoniaks: [3-5] - Amphoterer Charakter im Sinne von Brönsted kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren: Bildung von Ammoniumionen bei Reaktion als Base Bildung von Amiden bei Reaktion mit stärkeren Basen - freies Elektronenpaar am Stickstoffatom (Lewis-Base) s. Versuch 3: Komplexbildung - Autoprotolysegleichgewicht in flüssigem Ammoniak: NH 3 + NH 3 NH NH 2 - Versuch 2: Springbrunnen Versuch: [6] Chemikalien: konzentrierte Ammoniaklösung (NH 3 ), Wasser, Phenolphthalein (Indikator) Geräte: Stativ, 2 Klammern, 2 Muffen, Reagenzglas, Rundkolben, pneumatische Wanne, Bunsenbrenner, durchbohrter Stopfen mit möglichst dünnem Glasröhrchen, Laborhebebühne Durchführung: In ein Reagenzglas wird konzentrierte Ammoniaklösung gegeben und dieses am Stativ befestigt. Über dem Reagenzglas wird ein Rundkolben angebracht, wobei das Reagenzglas möglichst in den Kolbenhals reicht. Die Ammoniaklösung wird so lange mit dem Bunsenbrenner erhitzt, bis sich das entstehende Ammoniakgas an der Kolbenwand niederschlägt. Der Vorgang wird beendet und der Rundkolben möglichst schnell mit dem durchbohrten Stopfen, bzw. das Glasröhrchen mit dem Finger, verschlossen. Über die Hebebühne wird das mit Phenolphthalein versetzte Wasser in der Wanne zum Rundkolben hochgefahren, so dass das Glasröhrchen weit in das Wasser eintaucht. Beobachtung: Das Wasser strömt nach einiger Zeit in den Rundkolben und die Farbe der Lösung verfärbt sich von farblos nach violett. Erklärung: Das Ammoniakgas löst sich sehr gut in Wasser (s. Eigenschaften, S. 1) und bildet erneut Ammoniakwasser. Dadurch entsteht ein Unterdruck im Kolben, wodurch das Wasser in den Rundkolben gesaugt wird. 2

3 Der Farbumschlag der Lösung beruht auf folgender Reaktion: NH 3 + H 2 O NH OH - Die entstehenden Hydroxidionen bewirken den Farbumschlag des Phenolphthaleins von farblos nach rot. Molekülstruktur des Ammoniaks: Abb. 1 Molekülgeometrie von NH 3 [3] Molekülstruktur: - Aufbau: trigonal pyramidial: freies Elektronenpaar am Stickstoff, d. h. die Wasserstoffatome und das Stickstoffatom liegen nicht in einer Ebene - Ammoniak ist kein starres Molekül, sondern es liegt eine Pseudorotation vor: Das freie Elektronenpaar wandert zur gegenüberliegenden Seite, wodurch sich die Wasserstoffatome ebenfalls auf die gegenüberliegende Seite bewegen (Vorgang erinnert an Schwingen ) [4] Nachweis von Anmoniak: [4] Ammoniak wird vor allem durch den charakteristischen, stechenden Geruch nachgewiesen. Überdies lässt sich die Reaktion mit Wasser unter Hydroxidbildung durch Indikatorfärbung nachweisen. Eine weitere Möglichkeit für den Ammoniaknachweis ist die Reaktion mit konzentrierter Salzsäure, wobei sich Rauch von feinst verteiltem Ammoniumchlorid (NH 4 Cl) entwickelt. Ammoniak kann außerdem mit verschiedenen Metallkationen farbige Amminkomplexe bilden, zum Beispiel auch mit Kupferionen (Cu 2+ ). Versuch 3: Nachweis von Ammoniak durch Komplexbildung [3, 4] Chemikalien: konzentrierte Ammoniak-Lösung (NH 3 ), Kupfersulfat (CuSO 4 * 5 H 2 O) Geräte: 1 Reagenzglas Durchführung: Ein Reagenzglas mit Ammoniak-Lösung wird mit etwas Kupfersulfat versetzt. Beobachtung: Man beobachtet eine tiefblaue Färbung der Lösung. Erklärung: Ammoniak bildet mit Kupfer-Ionen einen Komplex, den Tetramminkupfer(II)-Komplex. Dieser ist für die tiefblaue Färbung der Lösung verantwortlich. Der Komplex wird gemäß folgender Reaktionsgleichung gebildet: 4 NH 3 + Cu 2+ [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ 3

4 Herstellungsverfahren: [5] Das wichtigste Verfahren zur technischen Herstellung von Ammoniak wurde vom deutschen Physiochemiker Fritz Haber ( ) von im Labormaßstab und 1913 vom deutschen Chemiker und Industriellen Carl Bosch ( ) in die Technik übertragen. Die Synthese erfolgt hierbei aus den Elementen gemäß folgender Gleichung, im sogenannten Haber-Bosch-Verfahren : 3 H 2 + N 2 2 NH ,28 kj Die Weltproduktion wird mittlerweile zu fast 100 % durch dieses Verfahren erzeugt. Andere Möglichkeiten, wie die Erzeugung von Ammoniak aus Gaswasser, spielen nur noch eine untergeordnete Rolle. Wie man anhand der Gleichung sehen kann, ist diese Reaktion exotherm und mit einer Volumenverminderung verbunden, wodurch man bei fallenden Temperaturen und steigenden Drücken das Gleichgewicht nach rechts verschieben kann. Da die Umsetzungsgeschwindigkeit aber bei niedrigen Temperaturen unmessbar klein ist (Aktivierungsenergie: 230 kj/mol), verwendet man eine Temperatur von 500 C und einen Katalysator. Bei Atmosphärendruck läge bei diesen Bedingungen die Ausbeute bei nur 0,13 Volumen-%, daher erhöht man den Druck auf 200 bar, wodurch man die Ausbeute auf 17,6 Volumen-% erhöhen kann. Den Zusammenhang zwischen Temperatur, Druck und Ausbeute veranschaulicht auch Abbildung 2: Abb. 2 Abhängigkeit der NH 3 -Ausbeute von Druck und Temperatur [5] Entstehung: Ammoniak (NH 3 ) entsteht hauptsächlich bei der Zersetzung von stickstoffhaltigem, organischem Material, insbesondere aus tierischen Exkrementen. Erhebliche Mengen von NH 3 werden vor allem in Gebieten mit Intensivlandwirtschaft bei der Ausbringung von Gülle und stickstoffhaltigen Düngemitteln freigesetzt. Industrieanlagen und Verkehr treten dagegen deutlich zurück. [7] 4

5 Verwendung: [3] - Ammoniak ist als Grundprodukt der chemischen Industrie die Ausgangsbasis für viele chemische Synthesen - Gasförmiges Ammoniak als Destraktionsmittel (Destraktion: Destillation und Extraktion; Trennverfahren mit Hilfe von überkritischen Gasen), z. B. bei der Entkoffeinierung von Kaffeebohnen, in der Metallindustrie zur Nitrierhärtung (Verfahren zur Härtung von Stahl mittels Stickstoff, analog zum Kohlenstoff) und als Schutzgas sowie beim Lichtpausen - Ammoniakwasser wird verwendet zu Reinigungs- und Beizzwecken und zur Einstellung von Lösungen und Dispersionen auf bestimmte ph-werte, zum Unschädlichmachen von Chlor und Formaldehyd nach Desinfektionsprozessen, zur Neutralisation und anderen Zwecken - Flüssiges Ammoniak findet wegen seiner hohen Verdampfungswärme Anwendung in Kältemaschinen, in der Textilveredlung, zum Plastifizieren von Holz, als Düngemittel, als nichtwässriges Lösungsmittel. - Im Umweltschutz lässt sich Ammoniakgas zur gleichzeitigen Entschwefelung und Entstickung von Rauchgas verwenden. Dabei bilden sich Ammoniumsulfat und ggf. Ammoniumnitrat, die als Düngemittel verwertet werden. Abbildung 3 bietet einen Überblick über einige Produkte, die in der Weiterverarbeitung aus Ammoniak gewonnen werden können: Abb. 3 Übersicht über Produkte aus Ammoniak [3] Lehrplanbezug und didaktische Hinweise: [8] Im Lehrplan der Realschule findet sich kein explizites Kapitel zum Thema Ammoniak, jedoch kann es als einer der wichtigsten Stoffe der chemischen Industrie in vielen Zusammenhängen erwähnt werden. In der 9. Klasse wird die Säure-Base-Chemie behandelt (siehe Ch. 9.3), wobei Ammoniak als Base vorgestellt werden kann. Hierzu kann man auch die hohe Wasserlöslichkeit mit Hilfe des Springbrunnenversuchs zeigen. Dabei sollen die Schüler die Sicherheitsvorkehrungen mit diesen Stoffen sowie die dadurch entstehende Umweltgefährdung kennen lernen. Zum chemischen Grundwissen sollte die Erkennung wichtiger chemischer Stoffe zählen, zu denen Ammoniak gehört. Der charakteristische Geruch sollte bekannt sein, wodurch auch die Fertigkeit des chemischen Riechens erworben werden kann. 5

6 Literatur: [1] (Stand: ) [2] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage, München, 2004, S [3] (Stand: ) [4] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16. Auflage, Hirzel-Verlag, Stuttgart, 2006, S. 379, S [5] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101., verbesserte und stark erweiterte Auflage, Walter de Gruyter-Verlag, Berlin, New York, 1995, S , S [6] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg Verlag, München, 1995, S [7] (Stand: ) [8] 4d027dd (Stand: ) 6