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Ammoniak

Ammoniak ist ein farbloses, stechend riechendes Gas, das aus Stickstoff- und Wasserstoffatomen besteht. Aufgrund seiner ätzenden und giftigen Wirkung wird es im Labor als wässrige Lösung eingesetzt. Ammoniak dient als Ausgangsstoff für die Herstellung von Salpetersäure und somit für Düngemittel und Heilmittel. Lerne mehr über seinen Eigenschaften, Herstellung und Nachweis im folgenden Artikel.

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Die Autor*innen
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André Otto
Ammoniak
lernst du in der Sekundarstufe 3. Klasse - 4. Klasse

Beschreibung zum Video Ammoniak

Was ist eigentlich ein „Salmiakgeist“? Und was hat dieser Geist mit Ammoniak zu tun? Die Antworten liefert dir dieses Video. Außerdem lernst du, wie das Molekül Ammoniak aufgebaut ist, welche physikalischen und chemischen Eigenschaften Ammoniak hat und wo überall Ammoniak Verwendung findet. Übrigens helfen dir unsere Übungsaufgaben, dein neues Wissen über Ammoniak zu testen.

Grundlagen zum Thema Ammoniak

Ammoniak in der Chemie

Ammoniak ist eine der wichtigsten Verbindungen in der Chemie. Die Moleküle des Stoffes setzen sich aus den nichtmetallischen Elementen Stickstoff $\left( \ce{N} \right)$ und Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ zusammen.

Was ist Ammoniak?
Ammoniak ist unter Normalbedingungen ein farbloses, stechend riechendes Gas, dessen Moleküle chemisch gesehen aus einem Stickstoffatom $\left( \ce{N} \right)$ und drei Wasserstoffatomen $\left( \ce{H} \right)$ zusammengesetzt sind. Die Summenformel von Ammoniak lautet demnach $\ce{NH3}$.

Der Ursprung des Namens geht auf die Verbindung Ammoniumchlorid zurück. Das ist ein Salz, das schon im Ägypten der Antike in der Oase des Ammon (heute: Oase Siwa) abgebaut wurde. Mit Ammon ist die altägyptische Gottheit Amun gemeint.
Im Lateinischen wurde es deshalb sal ammoniuacum genannt – oder, etwas verkürzt – Salmiak.
Salmiak bzw. Ammoniumchlorid $\left( \ce{NH4Cl} \right)$ ist also ein Salz des Ammoniaks $\left( \ce{NH3} \right)$. Daneben können aus Ammoniak bzw. dem davon abgeleiteten Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ noch viele weitere Salze gebildet werden, die eine große Rolle in der chemischen Industrie spielen.

Ammoniak – Formel und Struktur

Die Summenformel von Ammoniak lautet $\ce{NH3}$. Die Strukturformel des Ammoniakmoleküls weist eine Besonderheit auf: Das Stickstoffatom und die drei Wasserstoffatome liegen nicht in einer Ebene. Stattdessen entspricht die Anordnung der Atome im Molekül einer dreiseitigen Pyramide, ist also trigonal-pyramidal.

tetraedische Struktur des Ammoniaks

Auf der linken Seite unserer Abbildung liegt das Stickstoffatom in der Mitte in einer Ebene mit dem linken Wasserstoffatom. Von den anderen beiden Wasserstoffatomen zeigt eines schräg nach vorne (aus der Bildebene heraus) und eines schräg nach hinten. Die Ausrichtung nach vorne wird durch einen Keilstrich dargestellt, die Ausrichtung nach hinten durch einen gestrichelten Keil.

Auf der rechten Seite der Abbildung ist die räumliche Struktur des Moleküls noch etwas vollständiger dargestellt, denn hier wird berücksichtigt, dass das nichtbindende Elektronenpaar am Stickstoff (hier dargestellt durch zwei Punkte) ebenfalls Raum einnimmt. So ergibt sich die räumliche Struktur einen Tetraeders, auf dessen Eckpunkten die drei Wasserstoffatome und das nichtbindende Elektronenpaar sitzen.
Der Bindungswinkel zwischen den Stickstoff- und Wasserstoffatomen beträgt jeweils rund $107^\circ$. Das stellt eine leichte Abweichung vom idealen Tetraederwinkel $\left( 109{,}5^\circ \right)$ dar, denn das nichtbindende Elektronenpaar nimmt sogar etwas mehr Raum ein, als ein viertes Wasserstoffatom benötigen würde.

Die pyramidale Anordnung der Wasserstoffatome (statt einer planaren mit Bindungswinkeln von je $120^\circ$) ist also eine Folge des nichtbindenden (oder auch freien) Elektronenpaares am Stickstoffatom. Betrachtet man das Stickstoffatom als Spitze der Pyramide, handelt es sich um eine trigonal-pyramidale Struktur – betrachtet man hingegen das Stickstoffatom als Zentrum und das freie Elektronenpaar als Spitze, ist die Struktur tetraedrisch.

Ammoniak – Steckbrief

Im folgenden Steckbrief sind die wichtigsten Eigenschaften von Ammoniak aufgeführt.

Steckbrief Ammoniak
Summenformel $\ce{NH3}$
Molare Masse $\pu{17\frac{\text{g}}{\text{mol}}}$
Dichte $\rho$ $\pu{0,73\frac{\text{kg}}{\text{~m}^3}}$ $\approx \frac{2}{3} \cdot \rho_\text{Luft}$
Aggregatzustand gasförmig unter Normalbedingungen
Schmelztemperatur $\pu{-77,7\,°C}$ bei Normaldruck
Siedetemperatur $\pu{-33,3\,°C}$ bei Normaldruck
Farbe farblos
Geruch stechend riechend
Löslichkeit gut löslich in Wasser und Ethanol,
aber auch in Aceton und Chloroform

Ammoniak – Eigenschaften

Auf einige wichtige chemische Eigenschaften von Ammoniak wollen wir nun noch im Detail eingehen. In wässriger Lösung zeigt Ammoniak ein basisches bzw. alkalisches Verhalten. Das liegt daran, dass sich nach der Dissoziation des Wassermoleküls ein $\ce{H^+}$-Ion mit dem Ammoniakmolekül verbindet und so ein Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ und ein Hydroxid-Ion $\left( \ce{OH^-} \right)$ entstehen:

$\ce{NH3 + H2O <=> NH4^+ + OH^-}$

Daher hat Ammoniakwasser (also Ammoniak in wässriger Lösung, auch Salmiakgeist genannt) einen $\text{pH}$-Wert $>7$ und färbt den Universalindikator blau.

Ammoniak ist ein typischer Vertreter der Lewis-Basen. Das Ammoniakmolekül verfügt über ein nichtbindendes, freies Elektronenpaar, mit dem es eine weitere Bindung eingehen kann. So gesehen ist es ein Elektronenpaardonator. Oft wird dadurch ein Proton, also ein $\ce{H^+}$-Ion gebunden und das Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ gebildet. So kann Ammoniak beispielsweise auch mit Salzsäure $\left( \ce{HCl} \right)$ zu Ammoniumchlorid (Salmiak) reagieren, das wir schon kennengelernt haben:

$\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$

Vielleicht kennst du die Verbindung auch vom Lakritz – dort sorgt sie für den eigentümlichen, herben Geschmack.

Allerdings ist Ammoniak nur eine schwache Base – gerade mal ein bisschen stärker als Wasser. In Gegenwart einer starken Base nimmt Ammoniak demnach eher die Rolle der Säure ein.
Das heißt, Ammoniak ist ein Amphoter. Ammoniakmoleküle können, ganz ähnlich wie Wasser, sowohl alkalisch als auch sauer reagieren – also sowohl protoniert als auch deprotoniert werden:

$\ce{2 H2O <=> H3O^+ + OH^-}$

$\ce{2 NH3 <=> NH4^+ + NH2^-}$

So kann Ammoniak mit bestimmten Reaktionspartnern unter geeigneten Reaktionsbedingungen auch ionische Amide $\left( \ce{NH2^-} \right)$ bilden, z. B. Natriumamid $\left( \ce{NaNH2} \right)$:

$\ce{2 Na + 2 NH3 -> 2 NaNH2 + H2}$

In der organischen Chemie sind kovalente Amide (und Amine) von großer Bedeutung, welche die kovalent gebundene Aminogruppe $\left( \ce{-NH2} \right)$ oder Abwandlungen davon enthalten.

Aber im Allgemeinen kann Ammoniak als sehr stabile Verbindung angesehen werden. Es ist zum Beispiel gar nicht so leicht zu verbrennen. Mit einem geeigneten Katalysator, u. a. Platin $\left( \ce{Pt} \right)$, ist es jedoch möglich, Ammoniak zu oxidieren:

$\ce{4NH3 + 5O2 ->[\text{Kat.}] 4NO + 6H2O}$

Die Oxidation von Ammoniak spielt bei der Herstellung von Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ eine große Rolle.

Die wichtigsten chemischen Eigenschaften von Ammoniak lassen sich also wie folgt zusammenfassen:

  • wasserlöslich, basisches/alkalisches Verhalten in wässriger Lösung
  • Funktion als Lewis-Base (Elektronenpaardonator bzw. Protonenakzeptor)
  • Bildung von Ammoniumsalzen mit dem Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ als Kation
  • Funktion als Amphoter (je nach Reaktionsbedingungen sauer oder basisch)
  • Bildung von Amiden und Aminen in der organischen Chemie
  • mehrstufige Oxidation zu Stickstoff, verschiedenen Stickoxiden und Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ über Katalysatoren

Im Ammoniakmolekül hat das Stickstoffatom die Oxidationszahl $\text{-III}$ und ist dreibindig. In Verbindungen mit Sauerstoff nimmt der Stickstoff dann eine positive Oxidationszahl an, z. B. $\text{+II}$ in Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$ oder $\text{+V}$ in Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$.
Die korrekten Oxidationszahlen können aus den jeweiligen Summenformeln abgeleitet werden, da Sauerstoff hier stets die Oxidationszahl $\text{-II}$ annimmt und Wasserstoff die Oxidationszahl $\text{+I}$.

Ammoniak – Reaktionsgleichungen

Im Folgenden sind die oben gezeigten Reaktionen von Ammoniak noch einmal zusammengefasst dargestellt und durch weitere wichtige Reaktionen ergänzt:

  • Basische bzw. alkalische Reaktion von Ammoniak in wässriger Lösung:
    $\ce{NH3 + H2O <=> NH4^+ + OH^-}$
  • Gleichgewichtsreaktion von Ammoniak als Amphoter:
    $\ce{2 NH3 <=> NH4^+ + NH2^-}$
  • Bildung eines Ammoniumsalzes mit einer Säure:
    Reaktion mit Salzsäure $\left( \ce{HCl} \right)$ zu Ammoniumchlorid:
    $\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$
    Reaktion mit Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ zu Ammoniumnitrat:
    $\ce{NH3 + HNO3 -> NH4NO3}$
  • Bildung eines ionischen Amids mit einer starken Base:
    Reaktion mit Natrium $\left( \ce{Na} \right)$ zu Natriumamid (und Wasserstoff):
    $\ce{2 Na + 2 NH3 -> 2 NaNH2 + H2}$
  • Oxidation durch Verbrennung:
    Reaktion mit Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ zu Stickstoffmonoxid (und Wasser):
    $\ce{4NH3 + 5O2 ->[\text{Kat.}] 4NO + 6H2O}$
    Reaktion mit Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ zu Stickstoff (und Wasser):
    $\ce{2NH3 +3O2 -> 2N2 + 6H2O}$
  • Gleichgewichtsreaktion der Ammoniaksynthese:
    $\ce{N2 + 3 H2 <=>[\text{Kat.}] NH3}$

Die Ammoniaksynthese, also die Herstellung von Ammoniak, sehen wir uns weiter unten noch genauer an. Zuerst gehen wir aber noch auf einen sicheren Umgang mit Ammoniak ein.

Gefahrstoffhinweise

Ammoniak ist giftig und wirkt insbesondere auf feuchter Haut ätzend. Es kann als Gas außerdem die Atemwege angreifen und Lungenschäden verursachen. Folgende Gefahrstoffkennzeichnungen sind im Umgang mit Ammoniak zu beachten:

Gefahrensymbole von Ammoniak

Signalwort: Gefahr

Ammoniak ist also nicht nur ätzend und giftig, sondern auch umweltgefährdend. Bei einigen Versuchen und Experimenten im Chemielabor werden geringe Mengen Ammoniak freigesetzt, was sich in der Regel durch den stechenden Geruch gut bemerkbar macht. Hier sollte unbedingt unter dem Abzug gearbeitet werden, auch wenn es sich nur um geringe Mengen handelt!

Weitere Gefahrenhinweise und Sicherheitshinweise findest du in Form der H- und P-Sätze für Ammoniak ganz unten in diesem Text aufgeführt (zum Aufklappen).

Ammoniak – Herstellung

Im chemischen Labor wird Ammoniak aus einem Ammoniumsalz gewonnen, indem man es mit einer starken Base reagieren lässt. So reagiert zum Beispiel Ammoniumchlorid $\left( \ce{NH4Cl} \right)$ mit Natronlauge $\left( \ce{NaOH} \right)$ zu Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$ und der instabilen Base Ammoniumhydroxid $\left( \ce{NH4OH} \right)$. Diese zerfällt dann in wässriger Lösung zu Ammoniak und Wasser.

Herstellung von Ammoniak aus Ammoniumchlorid im Labor:
$\ce{NH4Cl + NaOH -> NaCl + NH4OH}$
$\ce{NH4OH -> NH3 + H2O}$

In der chemischen Industrie wird das Haber-Bosch-Verfahren angewandt, um Ammoniak im industriellen Maßstab herzustellen. Hierbei handelt es sich um eine Ammoniaksynthese aus den elementaren Gasen Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ und Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$ mithilfe eines Katalysators. Das Haber-Bosch-Verfahren ist ein mehrstufiger Prozess, der bei hoher Temperatur und hohem Druck abläuft, um die Ausbeute zu erhöhen. Vereinfacht lässt sich die Reaktion mit folgender Gleichung darstellen:

Ammoniaksynthese: Haber-Bosch-Verfahren (Gleichgewichtsreaktion)
$\ce{N2 + 3H2 <=>[\text{Kat.}] 2NH3}$

Es handelt sich um eine Gleichgewichtsreaktion. Durch geeignete Reaktionsbedingungen wie Temperatur, Druck und den Katalysator kann das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Ammoniak verschoben werden.

Aber auch in die andere Richtung ist die Reaktion von großer technischer Bedeutung. Denn Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$ ist ein Brennstoff, der im Zuge der Energiewende immer mehr an Bedeutung gewinnt. Allerdings ist Wasserstoff sehr flüchtig und hochexplosiv. Ammoniak ist hingegen deutlich stabiler und lässt sich viel leichter verflüssigen und damit sicher und effizient transportieren.
Durch geschickte Beeinflussung der gezeigten Gleichgewichtsreaktion ist eine Umwandlung von Wasserstoff in Ammoniak und umgekehrt möglich. Der dafür notwendige Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ ist in ausreichender Menge und leicht zugänglich in der Luft vorhanden.

Verwendung von Ammoniak

Ammoniak ist eine sehr wichtige Industriechemikalie mit großer wirtschaftlicher Bedeutung. Es kann als Gas in Flaschen, sogenannten Bomben, unter Druck aufbewahrt werden. Da dieses Gas jedoch stark ätzend und giftig ist, wird im Labor meist eine wässrige Lösung mit einer Konzentration von $25\,\%$ Ammoniak verwendet. Man liest auch manchmal die Bezeichnung Salmiakgeist. Dabei handelt es sich im Normalfall um eine wässrige Lösung mit einer Konzentration von $10\,\%$ oder $4\,\%$ Ammoniak, welches mit Wasser teilweise zu Ammonium-Ionen $\left( \ce{NH4^+} \right)$ und Hydroxid-Ionen $\left( \ce{OH^-} \right)$ reagiert.

Aus Ammoniak stellt man Salpetersäure her. Die Salpetersäure dient der Gewinnung ihrer Salze (Nitrate), welche vor allem für Dünger genutzt werden. Auch für Heilmittel und Sprengstoffe bilden sie eine wichtige Grundlage. Außerdem spielen sowohl Ammoniak als auch die Salpetersäure in der organischen Synthese (Herstellung organischer Verbindungen) eine wichtige Rolle. Zudem wird flüssiges Ammoniak in Kältemaschinen eingesetzt. Im Labor wird Ammoniak vor allem für analytische Zwecke eingesetzt.

Wusstest du schon?
Ammoniak entsteht im menschlichen Körper beim Abbau von Eiweißen. In einem gesunden Körper verarbeitet die Leber dann das Ammoniak zu ungiftigem Harnstoff. Ist dieser Mechanismus gestört, gelangt mehr und mehr Ammoniak über das Blut ins Gehirn und es kommt zu Hirnstörungen.
Eine erhöhte Ammoniakkonzentration im Körper ist auch im Urin nachweisbar und am unangenehm stechenden Geruch zu erkennen (der sich bei gesunden Menschen normalerweise erst später nach der Zersetzung des Urins im Freien durch Bakterien bildet).

Fassen wir also nochmal zusammen:

  • Ammoniak ist ein wichtiger Grundstoff in der chemischen Industrie und wird auch für die organische Synthese verwendet, z. B. zur Herstellung von Harnstoff oder von Kunststoffen wie Nylon und anderen Polyamiden.
  • Aus Ammoniak wird Salpetersäure hergestellt und daraus (bzw. aus deren Salzen) wiederum Dünger, Arzneimittel, Sprengstoffe und viele weitere Chemikalien.
  • Auch Ammoniumsalze wie Ammoniumphosphat $\left( \ce{(NH4)3PO4} \right)$ und Ammoniumnitrat $\left( \ce{NH4NO3} \right)$ werden aus Ammoniak hergestellt und als Düngemittel eingesetzt.
  • Ammoniak wird meist als wässrige Lösung in Form von Ammoniakwasser (Salmiakgeist) aufbewahrt.
  • In manchen Reinigungsmitteln ist Ammoniak bzw. Ammoniakwasser enthalten.
  • Verflüssigtes Ammoniak wird als Kältemittel in Kälteanlagen eingesetzt, z. B. zur Klimatisierung in der Lebensmittelindustrie oder auch im Eissport.
  • Die Umwandlung von Wasserstoff zu Ammoniak (und umgekehrt) durch das Haber-Bosch-Verfahren spielt in Zusammenhang mit der Nutzung und Speicherung von Strom aus erneuerbaren Energieträgern eine zunehmend wichtige Rolle.

Ammoniak im Alltag

Obwohl Ammoniak zur Herstellung unzähliger Produkte verwendet wird, die in unserem Alltag eine große Rolle spielen, kommen wir mit dem Gas selbst eher selten in Berührung – und das ist auch gut so, denn konzentriertes Ammoniak ist, wie bereits erwähnt, giftig und ätzend.
Wenn Ammoniak bei einer chemischen Reaktion gebildet wird, zum Beispiel beim Abbau des Harnstoffs im Urin durch Bakterien im Freien, lässt uns meist schon der stechende Geruch das Weite suchen, bevor es zu einer ernsthaften Vergiftung kommt.

  • Natürlich gebildetes Ammoniak kommt nur in sehr geringen Mengen in der Erdatmosphäre vor.
  • Ammoniumsalze wie Salmiak (Ammoniumchlorid) sind hingegen weit verbreitet und können an verschiedenen Orten der Erde abgebaut werden.

Reinigungsmittel, die gelöstes Ammoniak enthalten, sollten mit Vorsicht und am besten nur mit Schutzhandschuhen angewendet werden.

Ammoniak – chemischer Nachweis

Aufgrund des charakteristischen Geruchs reicht eine vorsichtige Geruchsprobe meist schon aus, um Ammoniak nachzuweisen.

Achtung:
Beim Einatmen geringer Konzentrationen wirkt Ammoniak nur leicht reizend. Bei hohen Konzentrationen ist die Wirkung jedoch ätzend und damit sehr gefährlich!

Alternativ kann auch ein angefeuchtetes Indikatorpapier verwendet werden. Denn bei der Reaktion von Ammoniak und Wasser bildet sich eine wässrige Lösung, die basisches bzw. alkalisches Verhalten aufweist. Das heißt, die gebildeten Hydroxid-Ionen $\left( \ce{OH^-} \right)$ sorgen hier für einen Farbumschlag $\left( \text{pH} >7 \right)$:

$\ce{NH3 + H2O <=> NH4^+ + \color{blue}{OH^-}}$

Bei diesem Nachweis sollte allerdings sichergestellt werden, dass die Färbung tatsächlich auf das getestete Gas (mutmaßlich Ammoniak) zurückzuführen ist und nicht auf einen Kontakt des Indikatorpapiers mit anderen Stoffen.

Zusammenfassung zu Ammoniak

  • Ammoniak ist unter Normalbedingungen ein farbloses, stechend riechendes Gas. Es hat die chemische Summenformel $\ce{NH3}$.
  • Die Molekülstruktur des Ammoniakmoleküls ist tetraedrisch, wenn man das nichtbindende Elektronenpaar am Stickstoffatom mit einbezieht.
    Die bloße Anordnung der vier Atome im Molekül ist trigonal-pyramidal.
  • Ammoniak ist gut wasserlöslich und bildet Ammoniakwasser, welches basische/alkalische Eigenschaften besitzt.
  • Je nach Reaktionspartner verhält sich Ammoniak amphoter, kann also sowohl als Base als auch als Säure reagieren und entsprechend Ammoniumsalze oder Amine bzw. Amide bilden.
  • Ammoniak ist einer der wichtigsten Grundstoffe in der chemischen Industrie und wird zur Herstellung vieler wichtiger Chemikalien verwendet:
    Aus Ammoniak werden Ammoniumsalze, Salpetersäure, deren Nitratsalze und organische Stoffe wie Harnstoff und andere Amide und Polyamide wie Nylon hergestellt.
  • So wird Ammoniak zur Herstellung von Düngemitteln, Arzneimitteln, Sprengstoffen und Kunststoffen verwendet und als Reinigungsmittel und Kältemittel eingesetzt.
  • Das Haber-Bosch-Verfahren ist der wichtigste Prozess der industriellen Ammoniaksynthese, bei der Wasserstoff und Ammoniak durch Hinzunahme von Stickstoff aus der Luft ineinander umgewandelt werden können.

Häufige gestellte Fragen zum Thema Ammoniak

Welche Sicherheitsvorkehrungen sind beim Umgang mit Ammoniak zu beachten?
Wie wird Ammoniak hergestellt?
Wie wird Ammoniak in der Industrie hergestellt?
Wie entsteht Ammoniak?
Wo kommt Ammoniak im Alltag vor?
Ist Ammoniak schädlich für den Menschen?
Können Ammoniakdünger die Umwelt belasten?
Für was kann man Ammoniak verwenden?
Warum wird Ammoniak als Kältemittel verwendet?
Wie sollte Ammoniak als Reinigungsmittel angewendet werden?

Sicherheitshinweise zu Ammoniak

H- und P-Sätze zu Ammoniak

Transkript Ammoniak

Einen schönen guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um Ammoniak. Ammoniak ist ein farbloses, stechend riechendes, giftiges Gas. Er ist eine wichtige Industriechemikalie. Ammoniak ist eine Base. Er entsteht bei der Zersetzung von organischen Stoffen. Ammoniak besitzt eine große wirtschaftliche Bedeutung.

Die physikalischen Eigenschaften des Ammoniaks: Ammoniak ist ein farbloses Gas. Ammoniak ist sehr gut wasserlöslich. Ammoniak ist leichter als Luft. Seine Dichte beträgt etwa nur 2/3 der Dichte der Luft.

Die chemische Formel des Ammoniaks: NH3. Ein Molekül Ammoniak besteht aus 1 Atom Stickstoff N und 3 Atomen Wasserstoff H. Der Bau des Moleküls: Das Stickstoffatom und die 3 Wasserstoffatome liegen nicht in einer Ebene. Wir können uns die Struktur so vorstellen, dass das Stickstoffatom in der Mitte und ein Wasserstoffatom rechts in der Tafelebene liegen. Ein Wasserstoffatom - mit ausgezeichnetem Dreieck - liegt außerhalb der Tafelebene, zu uns. Das andere Wasserstoffatom - mit dem leeren Dreieck - zeigt hinter die Tafelebene von uns weg. Die beiden roten Punkte auf dem Stickstoffatom stellen das nicht bindende Elektronenpaar dar. Das Molekül des Ammoniaks bildet eine trigonale Pyramide. Die 3 Wasserstoffatome bilden die Eckpunkte der Grundfläche der Pyramide, die Spitze wird durch das Stickstoffatom gebildet. Häufig sagt man, das Ammoniakmolekül habe Tetraeder-Struktur, damit meint man, dass die Wasserstoffatome und das einsame Elektronenpaar die 4 Eckpunkte eines Tetraeders bilden. Wenn wir auf das Ammoniakmolekül genau von oben schauen, so sehen wir, dass das Stickstoffatom im Zentrum des Moleküls liegt. Die 3 Wasserstoffatome bilden dann die 3 Eckpunkte eines gleichseitigen Dreiecks. Demzufolge sind die Winkel H-N-H jeweils 120° groß.

In welcher Form wird Ammoniak als Handelsware angeboten? Wird Ammoniak als Gas gehandelt, wird er in bestimmten Metallflaschen, die auch "Bomben" genannt werden, unter Druck aufbewahrt. Gasförmiger Ammoniak ist giftig und stark ätzend. Im chemischen Labor wird eine konzentrierte wässrige Lösung von Ammoniak verwendet, die 25% Ammoniak enthält. Man spricht dann einfach von einer Ammoniak-Lösung oder aber von Salmiakgeist. Die Bezeichnung "Salmiakgeist" wird seltener verwendet und vorzugsweise verwendet für weniger konzentrierte Lösungen, zum Beispiel für Ammoniak-Lösungen von 4 oder 10%.

Ammoniak zeigt in wässriger Lösung basisches Verhalten. Er bildet im Wasser Hydroxid-Ionen, OH-. Der pH-Wert einer wässrigen Ammoniak-Lösung ist > 7. Das bedeutet, dass ein Universalindikator in so einer Lösung blau gefärbt wird. Das aber bedeutet, dass basisches - man sagt auch alkalisches - Verhalten der wässrigen Lösung vorliegt. Warum ist das aber so? Ammoniak NH3 kann selber keine Hydroxid-Ionen OH- bilden, denn dafür fehlt ihm der Sauerstoff. Schauen wir uns einmal an, was in so einer wässrigen Lösung passiert. Ein Teilchen Ammoniak NH3 reagiert mit einem Teilchen Wasser. Das Wasserteilchen gibt durch Dissoziation sein Proton an das Ammoniakteilchen ab. Durch Aufnahme dieses Protons, dieses Wasserstoffions H+ bildet sich aus dem Ammoniakteilchen NH3 ein positiv geladenes Ion NH4+. Außerdem bleibt vom Wasser nach Abspaltung des Wasserstoffions H+ ein Hydroxidion OH- übrig. Wir stellen also fest, das Hydroxid-Ion OH- kommt aus dem Wasser. Daher reagiert eine wässrige Ammoniakalische-Lösung basisch. Nun wissen wir, warum Ammoniak basisches Verhalten zeigt.

Die chemischen Eigenschaften von Ammoniak: zunächst einmal das schon erwähnte basische Verhalten. Als Base ist Ammoniak in der Lage mit Säuren zu reagieren. Ammoniak kann Wasserstoffionen an sich binden. Ein Ammoniakteilchen reagiert mit einem Wasserstoffion zu einem positiv geladenen Ion NH4+. Dieses Ion wird als Ammonium-Ion bezeichnet. Gasförmiger Ammoniak reagiert zum Beispiel mit gasförmigem Chlorwasserstoff HCl. NH3+HCl reagieren zu NH4Cl. Bei NH4Cl handelt es sich um ein Salz, ähnlich dem Kochsalz. Es trägt den chemischen Namen Ammoniumchlorid. Ammoniumchlorid kennt man auch unter dem Trivialnamen Salmiak. Ammoniak ist eine ziemlich stabile chemische Verbindung. Er brennt sehr schwer. In Anwesenheit eines geeigneten Katalysators findet die Oxidation von Ammoniak statt. Die Formelgleichung lautet 4NH3+5O2 reagieren zu 4NO+6H2O. NO ist ein Oxid des Stickstoffs. Es trägt den chemischen Namen Stickstoffmonoxid.

Herstellung von Ammoniak: Im Labor kann man Ammoniak herstellen, indem man ein Ammoniumsalz, zum Beispiel Ammoniumchlorid mit einer kräftigen Base versetzt. Das sollte unter trockenen Bedingungen stattfinden. NH4Cl+NaOH reagieren zu NaCl+NH4OH. NH4Cl ist Ammoniumchlorid. Die Base heißt hier Natriumhydroxid, NaOH. Es bildet sich Kochsalz NaCl und es entsteht die instabile Base Ammoniumhydroxid NH4OH. NH4OH zerfällt in Ammoniak NH3 und Wasser. In der Industrie kann man Ammoniak durch die Direktsynthese aus den Elementen herstellen. Man benötigt dafür einen geeigneten Katalysator. Stickstoff reagiert mit Wasserstoff zu Ammoniak. N2+3H2 reagieren zu 2NH3. Man nennt die Ammoniaksynthese auch Haber-Bosch-Verfahren.

Verwendung von Ammoniak: Ammoniak findet eine sehr breite Verwendung, sowohl in der Industrie als auch im Labor. Aus Ammoniak stellt man Salpetersäure her. Die Salpetersäure selbst dient der Gewinnung ihrer Salze, der Nitrate. Aus den Nitraten gewinnt man Düngemittel und Sprengstoffe. Die Salpetersäure selbst wird für verschiedene chemische Zwecke eingesetzt. Unter anderem ist die Verwendung in der organischen Synthese von Bedeutung. Im chemischen Labor wird Ammoniak vor allem für analytische Zwecke eingesetzt.

Ich  bedanke mich für die Aufmerksamkeit. Alles Gute. Auf Wiedersehen.

1 Kommentar
1 Kommentar
  1. Also gibt es auch ein Video darüber was passiert wenn Ammoniak in den Körper kommt?

    Von Johanna B., vor fast 4 Jahren

Ammoniak Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Ammoniak kannst du es wiederholen und üben.
  • Erläutere die Formel und den Aufbau des Ammoniakmoleküls.

    Tipps

    Erinnere dich, wie eine trigonale Pyramide aussieht. An ihren Spitzen sitzen jeweils die Wasserstoff- bzw. das Stickstoffatom.

    Lösung

    Ammoniak besteht laut Elementaranalyse aus drei Wasserstoffatomen und einem Stickstoffatom. Die Formel lautet $\ce{NH3}$. Im Ammoniak liegt eine Atombindung vor. Die bindenden Elektronenpaare bestehen jeweils aus einem Elektron vom Wasserstoff und einem Elektron vom Stickstoff. Der Stickstoff besitzt darüber hinaus noch ein ungebundenes Elektronenpaar. Infolge dieser Bindungsverhältnisse entsteht ein räumliches Gebilde – ein Tetraedermolekül. Die Bindungswinkel zwischen Wasserstoffatomen betragen jeweils $107{,}3^\circ$ und sind damit etwas kleiner als die Winkel in einem idealen Tetraeder $\left(109{,}5^\circ \right)$. Grund dafür ist der größere Raumbedarf des freien Elektronenpaars.

  • Erkläre die wirtschaftliche Bedeutung von Ammoniak.

    Tipps

    Im Ammoniak ist ein Element, das die Pflanzen zum Wachstum brauchen.

    Welches Atom außer Wasserstoff ist sowohl im Ammoniak als auch in der Salpetersäure enthalten?

    Ammoniak kommt auch in Haushaltsreinigern vor.

    Lösung

    Ammoniak ist eine wichtige Handelsware. Ammoniak findet Verwendung in der Industrie und im Labor. Aus Ammoniak wird in der Industrie Salpetersäure gewonnen, die unter anderem auch zur Düngemittelherstellung dient.So werden Stickstoffdüngemittel hergestellt. Er ist auch ein Grundstoff für die Herstellung von Sprengstoffen. Ammoniak findet als wässrige Lösung auch Verwendung in Laboren, in denen analytische Untersuchungen durchgeführt werden. Wegen der fettlösenden Eigenschaft finden ammoniakalische Lösungen auch häufig Verwendung in Reinigern, wie zum Beispiel in Glasreiniger.

  • Beschreibe die technische Herstellung von Ammoniak.

    Tipps

    Welche wichtigen natürlichen Grundstoffe werden in der Industrie verwertet? Sie sind vor Millionen Jahren entstanden und lagern tief in der Erde.

    Wovon werden chemische Reaktion neben Temperatur und Druck noch beeinflusst? Dieser Zusatz ist auch in jedem Auto, um die Schadstoffe am Auspuff zu reduzieren.

    Wer waren die Erfinder des Verfahrens?

    Lösung

    Ammoniak ist eine Industriechemikalie, die mit Hilfe des Haber-Bosch-Verfahrens hergestellt wird. Dabei wird aus einem Synthesegas aus Wasserstoff und Stickstoff mit Hilfe von Temperatur, Druck und einem Katalysator Ammoniak gewonnen. Der Wasserstoff wird aus Erdöl oder Erdgas gewonnen und der Stickstoff aus der Luft.

  • Bestimme Nachweismöglichkeiten von Ammoniak.

    Tipps

    Mit welchem Sinnesorgan kann man Ammoniak erkennen?

    Wie können Basen nachgewiesen werden?

    Lösung

    Im Labor kann Ammoniak durch eine einfache Reaktion zwischen trockenem Ammoniumchlorid und Natriumhydroxid hergestellt werden. Da Natriumhydroxid eine starke Base ist, reagiert es mit dem Ammoniumchlorid zu Ammoniumhydroxid und Natriumchlorid, das auch als Kochsalz bekannt ist. Das gebildete basische Ammoniumhydroxid ist eine instabile Verbindung, die sofort in Ammoniak und Wasser zerfällt.

    $\ce{NaOH + NH4Cl -> NaCl + NH3 + H2O}$

    Den freiwerdenden Ammoniak kann man als stechend riechendes Gas, das ätzend, aber nicht entflammbar ist, wahrnehmen oder durch das Prüfen mit einem Indikator nachweisen. Vorsicht beim Riechen!!

  • Nenne die Eigenschaften von Ammoniak.

    Tipps

    Ist Ammoniak in Wasser gelöst, färbt sich ein Universalindikator blau.

    Ammoniak erkennt man am Geruch.

    Ammoniak kann man nicht sehen.

    Lösung

    Ammoniak ist ein farbloses, stechend riechendes Gas, das gut in Wasser löslich ist. Ammoniakgas reizt die Nasen- und Augenschleimhäute und hat eine ätzende Wirkung. Auch wässrige Ammonikalösungen können in bestimmten Konzentrationen ätzend wirken. Ammoniak ist als Gift eingestuft. Aufgrund seiner basischen Eigenschaft wird es auch in Reinigungsmitteln im Haushalt verwendet. Ammoniakalische Lösungen reagieren basisch, was du daran erkennst, dass sich die Lösung mit Universalindikator blau färbt.

  • Ergänze die Reaktionsprodukte zu folgenden Reaktionen mit Ammoniak.

    Tipps

    Wenn du Formeln zu einer Gleichung verbinden willst, dann beachte die Anzahl und Art der Atome auf Edukt- und auf Produktseite.

    Lösung

    Ammoniak reagiert mit Wasser zu Ammoniumhydroxid $\left( \ce{NH4OH} \right)$, das als Ammonium-Ionen $\left( \ce{NH4^+} \right)$ und Hydroxid-Ionen $\left( \ce{OH^-} \right)$ im Wasser vorliegt. Die Hydroxid-Ionen sind für das basische Verhalten der Lösung verantwortlich. Die ablaufende Reaktion ist also eine Reaktion mit Protonenübergang. Ammoniak ist als Base der Protonenakzeptor und nimmt das Proton des Wassers auf. $\ce{NH3}$ reagiert auch mit Säuren. Die Säuren geben ihre Protonen an das Ammoniakmolekül ab. Es entsteht das positiv geladene Ammonium-Ion und das Säurerest-Ion. Zusammen bilden sie ein Salz.

    • Ammoniak und Salpetersäure bilden Ammoniumnitrat $\ce{NH4NO3}$.
    • Ammoniak und Salzsäure bilden Ammoniumchlorid $\ce{NH4Cl}$.
    • Ammoniak und Schwefelsäure bilden Ammoniumsulfat $\ce{(NH4)2SO4}$.