Als farbloses Gas mit stechendem Geruch löst sich Ammoniak NH 3 nicht nur gut in Wasser und gibt Wärme ab. Die Substanz interagiert aktiv mit H 2 O-Molekülen und bildet ein schwaches Alkali. Die Lösung erhielt mehrere Namen, einer davon ist Ammoniakwasser. Die Verbindung verfügt über erstaunliche Eigenschaften, zu denen die Art der Bildung, die Zusammensetzung usw. gehören

Bildung von Ammoniumionen

Die Formel von Ammoniakwasser lautet NH 4 OH. Die Substanz enthält das NH 4 + -Kation, das aus Nichtmetallen - Stickstoff und Wasserstoff - gebildet wird. Die N-Atome im Ammoniakmolekül nutzen zur Bildung nur drei der fünf Außenelektronen, sodass ein Paar unbeansprucht bleibt. In einem stark polarisierten Wassermolekül sind die Wasserstoffprotonen H+ schwach an Sauerstoff gebunden, einer von ihnen wird zum Donor eines freien Stickstoffelektronenpaares (Akzeptor).

Es entsteht ein Ammoniumion mit einer positiven Ladung und einer speziellen Art schwacher kovalenter Bindung – Donor-Akzeptor. In seiner Größe, Ladung und einigen anderen Eigenschaften ähnelt es einem Kaliumkation und verhält sich wie eine chemisch ungewöhnliche Verbindung, die mit Säuren reagiert und Salze bildet, die von großer praktischer Bedeutung sind. Namen, die die Merkmale der Zubereitung und Eigenschaften des Stoffes widerspiegeln:

• Ammoniumhydroxid;
• Ammoniakhydrat;
• ätzendes Ammonium.

Vorsichtsmaßnahmen

Bei der Arbeit mit Ammoniak und seinen Derivaten ist Vorsicht geboten. Wichtig zu beachten:

1. Ammoniakwasser hat einen unangenehmen Geruch. Das freigesetzte Gas reizt die Schleimhautoberfläche der Nasenhöhle und der Augen und verursacht Husten.
2. Bei Lagerung in locker verschlossenen Flaschen oder Ampullen wird Ammoniak freigesetzt.
3. Selbst kleine Mengen Gas in Lösung und Luft können ohne Instrumente, nur durch Geruch, nachgewiesen werden.
4. Das Verhältnis zwischen Molekülen und Kationen in einer Lösung ändert sich bei unterschiedlichen pH-Werten.
5. Bei einem Wert von etwa 7 nimmt die Konzentration des giftigen Gases NH 3 ab und die Menge an NH 4 + -Kationen, die für lebende Organismen weniger schädlich sind, nimmt zu

Herstellung von Ammoniumhydroxid. Physikalische Eigenschaften

Wenn sich Ammoniak in Wasser löst, entsteht Ammoniakwasser. Die Formel dieser Substanz lautet NH 4 OH, tatsächlich sind jedoch gleichzeitig Ionen vorhanden

NH 4 + , OH - , NH 3 und H 2 O-Moleküle Bei der chemischen Reaktion des Ionenaustauschs zwischen Ammoniak und Wasser stellt sich ein Gleichgewichtszustand ein. Der Prozess lässt sich anhand eines Diagramms widerspiegeln, in dem entgegengesetzt gerichtete Pfeile die Reversibilität der Phänomene anzeigen.

Im Labor wird Ammoniakwasser durch Versuche mit stickstoffhaltigen Substanzen gewonnen. Wenn man Ammoniak mit Wasser vermischt, erhält man eine klare, farblose Flüssigkeit. Bei hohen Drücken erhöht sich die Löslichkeit des Gases. Wasser setzt mit steigender Temperatur mehr darin gelöstes Ammoniak frei. Für den industriellen Bedarf und die Landwirtschaft wird im industriellen Maßstab durch Auflösen von Ammoniak ein 25 %iger Stoff gewonnen. Die zweite Methode beinhaltet eine Reaktion mit Wasser.

Chemische Eigenschaften von Ammoniumhydroxid

Wenn zwei Flüssigkeiten – Ammoniakwasser und Salzsäure – in Kontakt kommen, werden sie von weißen Rauchwolken bedeckt. Es besteht aus Partikeln des Reaktionsprodukts Ammoniumchlorid. Bei einem flüchtigen Stoff wie Salzsäure findet die Reaktion direkt in der Luft statt.

Leicht alkalische chemische Eigenschaften von Ammoniakhydrat:

1. Die Substanz dissoziiert in Wasser reversibel unter Bildung von Ammoniumkationen und Hydroxidionen.
2. In Gegenwart des NH 4 + -Ions verfärbt sich eine farblose Lösung von Phenolphthalein wie in Alkalien purpurrot.
3. Chemische Wechselwirkung mit Säuren führt zur Bildung von Ammoniumsalzen und Wasser: NH 4 OH + HCl = NH 4 Cl + H 2 O.
4. Ammoniakwasser geht mit Metallsalzen Ionenaustauschreaktionen ein, die der Bildung eines wasserunlöslichen Hydroxids entsprechen: 2NH 4 OH + CuCl 2 = 2NH 4 Cl + Cu(OH) 2 (blauer Niederschlag).

Ammoniakwasser: Anwendung in verschiedenen Wirtschaftszweigen

Die ungewöhnliche Substanz wird häufig im Alltag, in der Landwirtschaft, in der Medizin und in der Industrie verwendet. Technisches Ammoniakhydrat wird in der Landwirtschaft, bei der Herstellung von Soda, Farbstoffen und anderen Arten von Produkten verwendet. Flüssigdünger enthält Stickstoff in einer Form, die von Pflanzen leicht aufgenommen werden kann. Der Stoff gilt als der günstigste und wirksamste Wirkstoff für die Anwendung in der Zeit vor der Aussaat bei allen landwirtschaftlichen Nutzpflanzen.

Die Herstellung von Ammoniakwasser erfordert dreimal weniger Geld als die Herstellung fester körniger Stickstoffdünger. Für die Lagerung und den Transport von Flüssigkeiten werden hermetisch dichte Stahltanks verwendet. Einige Arten von Farbstoffen und Haarbleichmitteln werden aus Ammoniumhydroxid hergestellt. Jede medizinische Einrichtung verfügt über Präparate mit Ammoniak – eine 10 %ige Ammoniaklösung.

Ammoniumsalze: Eigenschaften und praktische Bedeutung

Stoffe, die durch Reaktion von Ammoniumhydroxid mit Säuren gewonnen werden, werden in wirtschaftlichen Tätigkeiten eingesetzt. Salze zersetzen sich beim Erhitzen, lösen sich in Wasser und unterliegen einer Hydrolyse. Sie gehen chemische Reaktionen mit Alkalien und anderen Stoffen ein. Chloride, Nitrate, Sulfate, Phosphate und

Bei der Arbeit mit Stoffen, die Ammoniumionen enthalten, ist es sehr wichtig, die Regeln und Sicherheitsmaßnahmen zu befolgen. Bei der Lagerung in Lagerhallen von Industrie- und Landwirtschaftsbetrieben sowie in Nebenbetrieben darf kein Kontakt solcher Verbindungen mit Kalk und Laugen auftreten. Wird die Versiegelung der Verpackungen gebrochen, kommt es zu einer chemischen Reaktion, bei der giftige Gase freigesetzt werden. Wer mit Ammoniakwasser und seinen Salzen arbeiten muss, muss die Grundlagen der Chemie kennen. Vorbehaltlich der Einhaltung der Sicherheitsanforderungen verursachen die verwendeten Stoffe keine Schäden für Mensch und Umwelt.

Äquivalent kann als reales oder bedingtes Teilchen einer Substanz bezeichnet werden, das ein Wasserstoffion bei Säure-Base- oder Ionenaustauschreaktionen oder ein Elektron bei Redoxreaktionen ersetzen, hinzufügen oder auf andere Weise äquivalent sein kann.

Die äquivalente Molmasse bei den meisten Austauschreaktionen (die ohne Änderung der Oxidationsstufen der beteiligten Elemente ablaufen) kann als Verhältnis der Molmasse der Substanz zur Anzahl der gebrochenen oder gebildeten Bindungen pro Atom oder Molekül während a berechnet werden chemische Reaktion.

Das Molmassenäquivalent derselben Substanz kann bei verschiedenen Reaktionen unterschiedlich sein.

Das Molmassenäquivalent bei Redoxreaktionen (die mit einer Änderung der Oxidationsstufen der daran beteiligten Elemente ablaufen) kann als Verhältnis der Molmasse eines Stoffes zur Anzahl der dabei pro Atom oder Molekül abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen berechnet werden eine chemische Reaktion.

Um die äquivalente Masse einer Substanz in Lösung zu ermitteln, verwenden Sie einfache Beziehungen:

Für Säure H n A m:

E k =M/n, Wo n – Anzahl der Н+-Ionen in Säure. Die äquivalente Masse von Salzsäure HCl beträgt beispielsweise: E k=M/1, d.h. numerisch gleich der Molmasse; die äquivalente Masse der Phosphorsäure H 3 PO 4 ist gleich: E k=M/3, d.h. 3-mal weniger als seine Molmasse.

Für die Basis Kn(OH)m:

E main =M/m, Wo m – Anzahl der Hydroxid-Ones OH - in der Grundformel. Beispielsweise entspricht die Äquivalentmasse von Ammoniumhydroxid NH 4 OH seiner Molmasse: E-Hauptleitung=M/1; die äquivalente Masse von Kupfer(II)-hydroxid Cu(OH) 2 ist 2-mal kleiner als seine Molmasse: E-Hauptleitung=M/2.

Für Salz K n A m:

E s =M/(n×m), Wo n und m, jeweils, Anzahl der Salzkationen und -anionen. Die äquivalente Masse von Aluminiumsulfat Al 2 (SO 4) 3 beträgt beispielsweise: E s=M/(2×3)=M/6.

Äquivalentgesetz – für jedes Äquivalent einer Substanz in einer Reaktion gibt es 1 Äquivalent einer anderen Substanz.

Aus dem Äquivalentgesetz folgt das Die Massen (oder Volumina) reagierender und entstehender Stoffe sind proportional zu den Molmassen (Molvolumina) ihrer Äquivalente. Für zwei beliebige Stoffe, die durch das Äquivalentgesetz miteinander verbunden sind, können wir schreiben:

Wo M 1 und M 2 – Massen von Reagenzien und (oder) Reaktionsprodukten, g;

E 1, E 2– Molmassen der Äquivalente von Reagenzien und (oder) Reaktionsprodukten, g/mol;

V 1 , V 2 – Volumina von Reagenzien und (oder) Reaktionsprodukten, l;

EV 1, EV 2– Molvolumina der Äquivalente von Reagenzien und (oder) Reaktionsprodukten, l/mol.

Gasförmige Stoffe haben zusätzlich zur Molmasse des Äquivalents molares Volumenäquivalent (EV -Volumen, das von einem Molmassenäquivalent oder einem Volumen von einem Moläquivalent eingenommen wird). Bei Nr. EV(O 2) = 5,6 l/mol , EV(H 2) = 11,2 l/mol ,

Aufgabe 1. Die Verbrennung einer Masse von 12,4 g eines unbekannten Elements verbrauchte ein Volumen von 6,72 Litern Sauerstoff. Berechnen Sie das Elementäquivalent und bestimmen Sie, welches Element in der gegebenen Reaktion verwendet wurde.

Nach dem Äquivalentgesetz

EV(O 2) – äquivalentes Sauerstoffvolumen von 5,6 l

E(Element) = =10,3 g/Mol-Äquiv

Um ein Element zu bestimmen, müssen Sie seine Molmasse ermitteln. Die Wertigkeit eines Elements (V), die Molmasse (M) und das Äquivalent (E) hängen durch die Beziehung E = zusammen, also M = E∙V, (wobei B die Wertigkeit des Elements ist).

In diesem Problem wird die Wertigkeit eines Elements nicht angegeben. Daher ist es bei der Lösung erforderlich, die Auswahlmethode unter Berücksichtigung der Regeln zur Bestimmung der Wertigkeit zu verwenden - ein Element, das sich in der ungeraden Position befindet (I, III, V, VII). Eine Gruppe des Periodensystems kann eine Wertigkeit haben, die jeder ungeraden Zahl entspricht, jedoch nicht höher als die Gruppennummer ist. Ein Element, das sich in einer geraden Gruppe (II, IV, VI, VIII) des Periodensystems befindet, kann eine Wertigkeit haben, die jeder geraden Zahl entspricht, jedoch nicht mehr als die Gruppennummer.

M = E ∙ V = 10,3 ∙ I = 10,3 g/mol

M = E ∙ V = 10,3 ∙ II = 20,6 g/mol

Da es im Periodensystem kein Element mit der Atommasse 10,3 gibt, fahren wir mit der Auswahl fort.

M = E ∙ V = 10,3 ∙ III = 30,9 g/mol

Dies ist die Atommasse des Elements Nummer 15, dieses Element ist Phosphor (P).

(Phosphor befindet sich in der Gruppe V des Periodensystems; die Wertigkeit dieses Elements kann gleich III sein).

Antwort: Das Element ist Phosphor (P).

Aufgabe 2. 5,6 g Kaliumhydroxid wurden verwendet, um 3,269 g unbekanntes Metall aufzulösen. Berechnen Sie das Metalläquivalent und bestimmen Sie, welches Metall für diese Reaktion verwendet wurde.

Nach dem Äquivalentgesetz gilt:

Das Äquivalent einer Base ist definiert als das Verhältnis ihrer Molmasse zur Anzahl der OH - Gruppen in der Base: M(KOH)=Ar(K)+ Ar(O)+ Ar(H) =39+16+1 =56 g/mol

E(KOH) = = 56 g/mol

Metalläquivalent E(Me) = = = 32,69 g/mol-Äquiv

Bei diesem Problem wird die Wertigkeit des Elements nicht angegeben. Daher muss bei der Lösung die Auswahlmethode unter Berücksichtigung der Regeln zur Bestimmung der Wertigkeit verwendet werden. Die Wertigkeit ist immer gleich ganzen Zahlen, M = E ∙ V = 32,69 ∙ I = 32,69 g/mol

Da es im Periodensystem kein Element mit der Atommasse 10,3 gibt, fahren wir mit der Auswahl fort.

M = E ∙ V = 32,69 ∙ II = 65,38 g/mol.

Dies ist die Molmasse des Elements Zink (Zn).

Antwort: Metall - Zink, Zn

Aufgabe 3. Das Metall bildet ein Oxid, bei dem der Massenanteil des Metalls 70 % beträgt. Bestimmen Sie, welches Metall im Oxid enthalten ist.

Nehmen wir die Masse des Oxids gleich 100 g, dann beträgt die Masse des Metalls 70 g (d. h. 70 % von 100 g) und die Masse des Sauerstoffs beträgt:

m(O)= m(Oxid)-m(Me) = 100 – 70 =30 g

Nutzen wir das Äquivalentgesetz:

, wobei E(O) = 8 g.

E(Me) = = 18,67 g/Mol-Äquiv

M (Me) = E ∙ V = 18,69 ∙ I = 18,69 g/mol

M = E ∙ V = 18,69 ∙ II = 37,34 g/mol.Im Periodensystem gibt es kein Element mit einer solchen Molmasse, daher setzen wir die Auswahl fort.

M = E ∙ V = 18,69 ∙ III = 56 g/mol.

Dies ist die Molmasse des Elements Eisen (Fe).

Antwort: Metall – Eisen (Fe).

Aufgabe 4. Zweibasige Säure enthält 2,04 % Wasserstoff, 32,65 % Schwefel und 65,31 % Sauerstoff. Bestimmen Sie die Wertigkeit des Schwefels in dieser Säure.

Nehmen wir die Masse der Säure gleich 100 g, dann beträgt die Masse des Wasserstoffs 2,04 g (d. h. 2,04 % von 100 g), die Masse des Schwefels beträgt 32,65 g, die Masse des Sauerstoffs beträgt 65,31 g.

Wir ermitteln das Äquivalent von Schwefel zu Sauerstoff mithilfe des Äquivalentgesetzes:

, wobei E(O) = 8 g.

E (S) = = = 4 g/mol-Äq

Wenn alle Sauerstoffatome an Schwefel gebunden sind, beträgt die Wertigkeit von Schwefel:

B = = = 8, daher bilden Sauerstoffatome in dieser Säure acht chemische Bindungen. Per Definition ist eine Säure zweibasig, was bedeutet, dass zwei durch Sauerstoffatome gebildete Bindungen mit zwei Wasserstoffatomen verbunden sind. Somit werden von acht Sauerstoffbindungen pro Verbindung mit Schwefel sechs Bindungen genutzt, d.h. Die Wertigkeit des Schwefels in dieser Säure beträgt VI. Ein Sauerstoffatom bildet zwei Bindungen (Valenzen), sodass die Anzahl der Sauerstoffatome in einer Säure wie folgt berechnet werden kann:

n(O) = = 4.

Dementsprechend lautet die Säureformel H 2 SO 4.

Die Wertigkeit des Schwefels in der Säure beträgt VI, die Formel der Säure lautet H 2 SO 4 (Schwefelsäure).

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Chemische Formel

Molmasse von NH 4 OH, Ammoniumhydroxid 35.0458 g/mol

14.0067+1.00794 4+15.9994+1.00794

Massenanteile der Elemente in der Verbindung

Verwendung des Molmassenrechners

• Bei der Eingabe chemischer Formeln muss die Groß-/Kleinschreibung beachtet werden
• Indizes werden als reguläre Zahlen eingegeben
• Der Punkt auf der Mittellinie (Multiplikationszeichen), der beispielsweise in den Formeln kristalliner Hydrate verwendet wird, wird durch einen regulären Punkt ersetzt.
• Beispiel: Anstelle von CuSO₄·5H₂O wird im Umrechner zur leichteren Eingabe die Schreibweise verwendet CuSO4.5H2O.

Molmassenrechner

Mol

Alle Stoffe bestehen aus Atomen und Molekülen. In der Chemie ist es wichtig, die Masse der reagierenden und dabei entstehenden Stoffe genau zu messen. Per Definition ist das Mol die SI-Mengeneinheit eines Stoffes. Ein Mol enthält genau 6,02214076×10²³ Elementarteilchen. Dieser Wert entspricht numerisch der Avogadro-Konstante N A, wenn er in Mol⁻¹-Einheiten ausgedrückt wird, und wird Avogadro-Zahl genannt. Stoffmenge (Symbol N) eines Systems ist ein Maß für die Anzahl der Strukturelemente. Ein Strukturelement kann ein Atom, ein Molekül, ein Ion, ein Elektron oder ein beliebiges Teilchen oder eine beliebige Gruppe von Teilchen sein.

Avogadro-Konstante N A = 6,02214076×10²³ mol⁻¹. Avogadros Zahl ist 6,02214076×10²³.

Mit anderen Worten, ein Mol ist eine Substanzmenge, deren Masse der Summe der Atommassen von Atomen und Molekülen der Substanz multipliziert mit der Avogadro-Zahl entspricht. Die Mengeneinheit eines Stoffes, das Mol, ist eine der sieben SI-Grundeinheiten und wird durch das Mol symbolisiert. Da der Name der Einheit und ihr Symbol identisch sind, ist zu beachten, dass das Symbol nicht dekliniert wird, im Gegensatz zum Namen der Einheit, der nach den üblichen Regeln der russischen Sprache dekliniert werden kann. Ein Mol reiner Kohlenstoff-12 entspricht genau 12 g.

Molmasse

Die Molmasse ist eine physikalische Eigenschaft eines Stoffes, definiert als das Verhältnis der Masse dieses Stoffes zur Stoffmenge in Mol. Mit anderen Worten, dies ist die Masse eines Mols einer Substanz. Die SI-Einheit der Molmasse ist Kilogramm/Mol (kg/mol). Chemiker sind jedoch daran gewöhnt, die praktischere Einheit g/mol zu verwenden.

Molmasse = g/mol

Molmasse von Elementen und Verbindungen

Verbindungen sind Stoffe, die aus verschiedenen Atomen bestehen, die chemisch miteinander verbunden sind. Bei den folgenden Stoffen, die in jeder Hausfrauenküche vorkommen, handelt es sich beispielsweise um chemische Verbindungen:

• Salz (Natriumchlorid) NaCl
• Zucker (Saccharose) C₁₂H₂₂O₁₁
• Essig (Essigsäurelösung) CH₃COOH

Die Molmasse eines chemischen Elements in Gramm pro Mol entspricht numerisch der Masse der Atome des Elements, ausgedrückt in Atommasseneinheiten (oder Dalton). Die Molmasse von Verbindungen ist gleich der Summe der Molmassen der Elemente, aus denen die Verbindung besteht, unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome in der Verbindung. Beispielsweise beträgt die Molmasse von Wasser (H₂O) etwa 1 × 2 + 16 = 18 g/mol.

Molekulare Masse

Molekularmasse (der alte Name ist Molekulargewicht) ist die Masse eines Moleküls, berechnet als Summe der Massen jedes Atoms, aus dem das Molekül besteht, multipliziert mit der Anzahl der Atome in diesem Molekül. Molekulargewicht ist dimensionslos eine physikalische Größe, die numerisch der Molmasse entspricht. Das heißt, die Molekularmasse unterscheidet sich in der Dimension von der Molmasse. Obwohl die Molekülmasse dimensionslos ist, hat sie dennoch einen Wert, der Atommasseneinheit (amu) oder Dalton (Da) genannt wird und ungefähr der Masse eines Protons oder Neutrons entspricht. Auch die atomare Masseneinheit entspricht numerisch 1 g/mol.

Berechnung der Molmasse

Die Molmasse wird wie folgt berechnet:

• Bestimmen Sie die Atommassen der Elemente gemäß dem Periodensystem.
• Bestimmen Sie die Anzahl der Atome jedes Elements in der Verbindungsformel.
• Bestimmen Sie die Molmasse, indem Sie die Atommassen der in der Verbindung enthaltenen Elemente addieren und mit ihrer Anzahl multiplizieren.

Berechnen wir zum Beispiel die Molmasse von Essigsäure

Es besteht aus:

• zwei Kohlenstoffatome
• vier Wasserstoffatome
• zwei Sauerstoffatome

• Kohlenstoff C = 2 × 12,0107 g/mol = 24,0214 g/mol
• Wasserstoff H = 4 × 1,00794 g/mol = 4,03176 g/mol
• Sauerstoff O = 2 × 15,9994 g/mol = 31,9988 g/mol
• Molmasse = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol

Unser Rechner führt genau diese Berechnung durch. Darin können Sie die Essigsäureformel eingeben und prüfen, was passiert.

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