Die Base Ammoniak

Säure-Base-Reaktionen:
Großtechnische Produkte
E. 5. 2
Die Base Ammoniak
Bearbeitungszeit: zweimal 45 Minuten
Hilfsmittel: Taschenrechner
Verrechnungspunkte:
Gesamtpunkte:
Note:
Aufgaben
1
Ammoniak wird heute großtechnisch nach dem so genannten HABERBOSCH-Verfahren hergestellt.
1.1 Beschreiben Sie in Worten und anhand von Reaktionsgleichungen die
großtechnische Herstellung von Ammoniak, indem Sie auch auf die Gewinnung der Edukte dieser Synthese eingehen.
1.2 Ammoniak bildet sich durch Reaktion zwischen Stickstoff und Wasserstoff in exothermer Reaktion.
Welche Bedingungen wären denkbar, damit das Gleichgewicht dieser Reaktion möglichst weit auf der Produktseite liegt?
1.3 Wo sind heute die Einsatzgebiete von Ammoniak?
2
In den folgenden Teilfragen sollen bestimmte Eigenschaften der Base
Ammoniak untersucht werden.
2.1 Taucht man die Elektrode eines pH-Messgerätes bzw. die eines Leitfähigkeitsmessgerätes in demineralisiertes Wasser ein, so zeigen die beiden
Messgeräte bestimmte Werte an.
Wie ändern sich diese Werte ganz allgemein, wenn man etwas Ammoniak in das Wasser einleitet?
Geben Sie bei Ihrer Begründung auch eine entsprechende Reaktionsgleichung an.
2.2 Flüssiges Ammoniak zeigt auch eine geringe Leitfähigkeit. Wie ist diese
Leitfähigkeit zu erklären?
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Die Säure NH4+ hat einen pKS-Wert von 9,21, Methan hat einen pKSWert von 34, obwohl NH4+ und CH4 die gleiche Elektronenstruktur haben. Geben Sie für dafür eine Erklärung.
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Gegeben ist eine wässrige Lösung von Ammoniak (V = 0,275 L;
c = 0,001 mol · L––1).
Welchen pH-Wert hat diese Lösung, wenn KB(NH3) = 2 · 10––5 beträgt?
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Ein äquimolares Gemenge aus einer Lösung von Ammoniak und Ammonium-Ionen ist ein guter Puffer. c(NH3) = 0,1 mol · L––1 soll gleich
c(NH4+) sein, V(Lösung) = 1 L und KB(NH3) = 2 · 10––5.
5.1 Was versteht man allgemein unter einem Puffer?
5.2 In welchem pH-Bereich puffert der im Vortext genannte Puffer?
5.3 Wie ändert sich der pH der Lösung, wenn man n(HCl) = 0,05 mol zugibt
und die Veränderung des Volumens vernachlässsigt?
5.4 Welche Stoffmenge HCl muss zur gegebenen Pufferlösung gegeben werden, damit ein pH = 8 gemessen werden kann?
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Vorinformationen:
Niveaustufe: Sek. II
Methode: Übungs- und Klausuraufgaben
Medien: Taschenrechner
Fächerübergreifende Aspekte: Technik
Inhalt in Stichworten: HABER-BOSCH-Verfahren, Prinzip von LE CHATELIER, pH-Wert, PufferGleichung
Autor: Richard Nagel
Lösungsvorschläge
1.1 Ausgangsstoffe der Ammoniaksynthese sind Stickstoff und Wasserstoff.
a) Die Gewinnung von Stickstoff
Das Gas Stickstoff wird heute ausschließlich durch Luftverflüssigung
hergestellt.
b) Die Gewinnung von Wasserstoff
Das Gas Wasserstoff wird in Deutschland überwiegend aus Erdgas
gewonnen. Dabei wird der Hauptbestandteil des Erdgases, das Methan,
mit Wasserdampf bei ca. T = 1 000 K unter Druck an einem Mischkatalysator (Nickeloxid und Aluminiumoxid) zur Reaktion gebracht.
CH4 + H2O
CO + 3 H2
Da das zugleich gebildete CO bei der Ammoniaksynthese als Katalysatorgift wirken würde, muss es aus dem Gasgemenge entfernt werden.
In Gegenwart von Kupferoxid und Zinkoxid als Mischkatalysator wird
es mit Wasserdampf umgesetzt.
CO + H2O
CO2 + H2
Das mit entstandene Kohlenstoffdioxid wird durch Waschen mit einer
wässrigen Lösung von Kaliumcarbonat aus dem Gasgemisch entfernt.
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c) Die Synthese von Ammoniak
Die eigentliche Synthese läuft nach dem Reaktionsschema
N2 + 3 H2
2 NH3
bei einer Temperatur um ϑ ≈ 450 °C und einem Druck zwischen 230
und 330 bar ab. Als Katalysator verwendet man heute Eisenoxide,
denen zur Erhöhung der Aktivität, der Lebensdauer und der Temperaturbeständigkeit bestimmte Metalloxide (Aluminiumoxid, Calciumoxid, Silciumoxid), oder Kaliumcarbonat zugesetzt werden.
1.2 Nach dem Prinzip von LE C HATELIER ergeben sich die folgenden Möglichkeiten:
a) Hoher Druck
Die Produktseite nimmt gegenüber der Eduktseite das kleinere Volumen ein. Das bedeutet, dass eine Zunahme des Druckes eine Erhöhung
der Ammoniakausbeute ergibt. Aus wirtschaftlichen Gründen (zu
teuere Apparaturen, hoher Energieeinsatz zur Verdichtung der Gase)
fährt man in Deutschland die Synthese nur bis zu einem Druck von
p = 330 bar.
b) Temperatur
Je höher die Temperatur, desto mehr verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Edukte. Da die Aktivierungsenthalpie der Ammoniaksynthese außerordentlich hoch ist (∆HA = 230 kJ), muss diese
mithilfe von Katalysatoren erniedrigt werden. Mit den derzeit verwendeten Katalysatoren kommt man mit allerdings einer immer noch
relativ hohen Temperatur von ϑ = 450 °C aus.
c) Veränderung der Konzentration
Nach dem Prinzip von LE C HATELIER kann man bei der Ammoniaksynthese die Konzentration eines der beiden Edukte erhöhen, oder die des
Produkts verringern. Die zuletzt genannte Möglichkeit wird in der
Praxis durchgeführt.
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Die Synthese von Ammoniak läuft praktisch in einem Kreisprozess ab.
Bei diesem wird das gebildete Ammoniak laufend durch Verflüssigung
aus dem Gasgemisch entfernt. Die noch nicht umgesetzten Gase
werden dem Synthesereaktor wieder zugeführt.
1.3 Wichtige Einsatzgebiete von Ammoniak sind die Herstellung von
Düngemitteln oder die Synthesen von Salpetersäure, Harnstoff, Hydrazin, Aminen, u. a.
2.1 pH-Messung
Das Messgerät wird einen größeren Wert anzeigen: Die Lösung reagiert
alkalisch. Das Auftreten von Hydroxid-Ionen beschreibt die folgende
Gleichung:
NH3 + H2O
NH4+ + OH––
Leitfähigkeitsmessung
Die Leitfähigkeit nimmt aufgrund der Bildung von Ionen zu (s. obige
Gleichung).
2.2 Flüssiges Ammoniak unterliegt ebenso wie Wasser einer Autoprotolyse.
Diese wird durch die folgende Reaktionsgleichung beschrieben:
2 NH3
NH4+ + NH2––
Da bei dieser Autoprotolyse Ionen auftreten, ist eine Leitfähigkeit bei
flüssigem Ammoniak zu beobachten.
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Überträgt eine Substanz H –– R ein Proton auf das Lösungsmittel, so wird
die Bindung H –– R derart aufgebrochen, dass das bindende Elektronenpaar
am Rest R verbleibt. Eine solche Reaktion verläuft dann besonders
„„glatt““, wenn die Bindung H –– R bereits polarisiert ist.
Die beiden in der Aufgabe gegebenen Stoffe sind isoelektronisch, sie
haben die gleiche Elektronenstruktur. In beiden Fällen liegt auch ein Zentralatom mit einem Elektronenoktett vor, an das vier Wasserstoffatome
gebunden sind. Der wesentliche Unterschied besteht aber in der Elektronegativität des Zentralatoms. Das Stickstoffatom besitzt eine höhere
Elektronegativität als das Kohlenstoffatom. Daher sind die bindenden
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Elektronenpaare im Ammoniumion näher am Stickstoffatom als die im
Methanmolekül am C-Atom. Die N –– H-Bindung ist somit stärker
polarisiert als die C –– H-Bindung.
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KB(NH3) = 2 · 10––5 und damit pKB(NH3) ≈ 4,7.
Der pH-Wert lässt sich wie folgt berechnen:
pOH =
pK B − lg c (NH3 ) 4,7 − lg 0,001
=
= 3,85
2
2
pH = 14 –– pOH = 14 –– 3,85 ≈ 10,2
Das gegebene Volumen ist bei dieser Berechnung gleichgültig.
5.1 Puffer sind meist äquimolare Gemenge aus einer schwachen Säure und
ihrer korrespondierenden Base. Solche Puffer bewirken, dass wässrige
Lösungen bei der Zugabe von geringen Portionen einer starken Säure
oder einer starken Base ihren pH-Wert nahezu konstant halten.
5.2 Durch die Zugabe von HCl und die anschließende Reaktion der Oxoniumionen mit der Pufferbase, erhöht sich die Konzentration der Puffersäure und die der Pufferbase sinkt im gleichen Maße.
• KB(NH3) = 2 · 10––5 und damit pKB(NH3) ≈ 4,7
• pKS(NH4+) = 14 –– 4,7 = 9,3
Der Pufferbereich liegt demnach zwischen einem pH-Wert von ungefähr
8 bis 10.
5.3 Mit der Puffergleichung und dem unter 5.2 errechneten pKS-Wert erhält
man:
pH = pK S + lg
5.4 pH = pK S + lg
8 = 9,2 + lg
c (NH3 )
0,1− 0,05
= 9,3 + lg
≈ 8,8
0,1+ 0,05
c (NH 4 + )
c(NH3 )
c(NH 4+ )
0,1 − x
0,1 + x
x = 0,06
Man muss n(HCl) = 0,06 mol zugeben.
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