Aufgabe 2 – Chemie des Stickstoffs

Die Herstellung von Stickstoffdüngern beruht auf der Herstellung von Ammoniak im Haber-Bosch-Verfahren und dessen anschließender Umwandlung zu Salpetersäure im Ostwald-Verfahren. Der Einsatz von Stickstoffdüngern ermöglicht die Ernährung einer wachsenden Weltbevölkerung.

2.1

Stelle die Synthese von Ammoniak im Haber-Bosch-Verfahren in einem Flussdiagramm dar (M1).

4 BE

2.2

Formuliere die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Ammoniak mit Wasser.

Beschreibe die Bedeutung und den Zusammenhang von pK_S- und pK_B-Wert anhand des zu Ammoniak gehörenden korrespondierenden Säure-Base-Paares.

8 BE

2.3

Erkläre für die Reaktion von Ammoniak mit Salpetersäure auf Teilchenebene, ob es sich hierbei um eine Neutralisationsreaktion handelt (M2).

Berechne die Stoffmengenkonzentration der Ammoniak-Lösung und den pH-Wert am Äquivalenzpunkt (M2).

8 BE

2.4

Erkläre die relevanten Reaktionsbedingungen für die Synthese von Stickstoffmonooxid, sodass eine möglichst hohe Ausbeute an Stickstoffmonooxid effektiv erzielt werden kann (M3).

10 BE

30 BE

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M1: Haber-Bosch-Verfahren

Das Haber-Bosch-Verfahren dient der industriellen Herstellung von Ammoniak. Im Haber-Bosch-Reaktor reagieren Stickstoff, welches über das Linde-Verfahren gewonnen werden kann, und Wasserstoff, z. B. aus einer Elektrolyse, miteinander. Dabei entsteht unter hohem Druck und hoher Temperatur in Gegenwart eines Katalysators Ammoniak. Der Katalysator erleichtert das Aufbrechen der Elektronenpaarbindungen zwischen den Stickstoff-Atomen, sodass sich die Wasserstoff-Atome anlagern können und neue Bindungen ausgebildet werden. Da die Reaktion nicht vollständig abläuft, wird das gebildete Gasgemisch durch einen Wärmetauscher abgekühlt und flüssiges Ammoniak kann kontinuierlich abgetrennt werden. Nicht umgesetzte Edukte werden zurückgeführt, sodass die Ausbeute durch wiederholten Durchlauf optimiert wird.

verändert nach: https://de.wikipedia.org/wiki/Haber-Bosch-Verfahren; https://de.wikipedia.org/wiki/Linde-Verfahren; letzter Zugriff: 12.10.2025

M2: Titration einer Ammoniak-Lösung mit Salpetersäure

In einem Laborversuch soll die Stoffmengenkonzentration einer Ammoniak-Lösung bestimmt werden. Dazu werden $Formula: 25{,}0\ \mathrm{mL}$ $Formula: 25{,}0\ \mathrm{mL}$ der Ammoniak-Lösung (versetzt mit wenigen Tropfen Säure-Base-Indikator) mit verdünnter Salpetersäure der Stoffmengenkonzentration $Formula: c(\ce{HNO3}) = 0{,}1\ \tfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$ $Formula: c(\ce{HNO3}) = 0{,}1\ \tfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$ titriert.

Der Indikatorumschlag bei stöchiometrisch vollständigem Umsatz des Ammoniaks (Äquivalenzpunkt) erfolgt nach Zugabe von $Formula: 17{,}3\ \mathrm{mL}$ $Formula: 17{,}3\ \mathrm{mL}$ Salpetersäure.

Am Äquivalenzpunkt wird die Konzentration der vorliegenden Hydroxid-Ionen bestimmt, sie beträgt näherungsweise $Formula: 2{,}1 \cdot 10^{-9}\ \mathrm{mol}\cdot\mathrm{L}^{-1}.$ $Formula: 2{,}1 \cdot 10^{-9}\ \mathrm{mol}\cdot\mathrm{L}^{-1}.$

M3: Ostwald-Verfahren

Salpetersäure wird heute nach dem Ostwald-Verfahren hergestellt, welches Wilhelm Ostwald im Jahr 1901 entwickelte und für das er 1909 den Nobelpreis bekam. Ausgangsstoff ist das bei der Haber-Bosch-Synthese erzeugte Ammoniak.

1. Reaktionsschritt:

Im ersten Reaktionsschritt wird Ammoniak mit Sauerstoff vermischt, im Erhitzer erhitzt und dann in den Kontaktofen geleitet. Im Kontaktofen werden die Edukte bei Temperaturen von Formula: 800 bis $Formula: 900\ ^{\circ}\mathrm{C}$ $Formula: 900\ ^{\circ}\mathrm{C}$ unter Nutzung eines Platin-Rhodium-Katalysators zu Stickstoffmonooxid und Wasser umgesetzt:

$Formula: \ce{4 NH3(g) + 5 O2(g) \rightleftharpoons 4 NO(g) + 6 H2O(g)} \qquad \Delta_{\mathrm{r}}H_{\mathrm{m}}^{0} = -908\;\dfrac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}$ $Formula: \ce{4 NH3(g) + 5 O2(g) \rightleftharpoons 4 NO(g) + 6 H2O(g)} \qquad \Delta_{\mathrm{r}}H_{\mathrm{m}}^{0} = -908\;\dfrac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}$

$Formula: \ce{4 NH3(g) + 5 O2(g) \rightleftharpoons 4 NO(g) + 6 H2O(g)}$ $Formula: \ce{4 NH3(g) + 5 O2(g) \rightleftharpoons 4 NO(g) + 6 H2O(g)}$

$Formula: \Delta_{\mathrm{r}}H_{\mathrm{m}}^{0} = -908\;\dfrac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}$ $Formula: \Delta_{\mathrm{r}}H_{\mathrm{m}}^{0} = -908\;\dfrac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}$

Weitere Reaktionsschritte:

In der Folge wird das entstandene Stickstoffmonooxid abgeleitet und weiter zu Stickstoffdioxid oxidiert, welches vereinfacht betrachtet mit Wasser versetzt die gewünschte Salpetersäure entstehen lässt.

verändert nach: https://www.seilnacht.com/Lexikon/HNO3.htm; letzter Zugriff: 04.11.2025

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2.1

Mögliches Flussdiagramm:

Fließschema Haber-Bosch-Verfahren zur Ammoniakherstellung aus Stickstoff und Wasserstoff mit Rückführung nicht umgesetzter Gase.

2.2

Formulieren der Reaktionsgleichung

$Formula: \ce{NH3 + H2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH-}$ $Formula: \ce{NH3 + H2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH-}$

Beschreibung der Bedeutung und des Zusammenhangs des pK_S- und pK_B-Werts

Das Ammonium-Ion und das Ammoniak-Molekül stellen ein korrespondierendes Säure-Base-Paar dar.
Ein kleinerer pK_S- bzw. pK_B-Wert bedeutet, dass die Säure bzw. Base stärker ist.
$Formula: \text{p}K_\text{B}(\ce{NH3})=4{,}75$ $Formula: \text{p}K_\text{B}(\ce{NH3})=4{,}75$
$Formula: \text{p}K_\text{S}(\ce{NH_4^+})=9{,}25$ $Formula: \text{p}K_\text{S}(\ce{NH_4^+})=9{,}25$
Ammoniak ist somit eine schwache Base. Das Ammonium-Ion als korrespondierende Säure ist eine schwache Säure.
Es gilt: $Formula: \text{p}K_\text{S}+\text{p}K_\text{B}=14.$ $Formula: \text{p}K_\text{S}+\text{p}K_\text{B}=14.$ Je größer der pK_S-Wert der Säure ist, desto kleiner ist der pK_B-Wert der korrespondierenden Base.

2.3

Erklärung des Vorliegens einer Neutralisationsreaktion

Protolyse/Säure-Base-Reaktion von Ammoniak-Molekülen und Salpetersäure-Molekülen mit Wasser-Molekülen; Entstehung von Hydroxid- bzw. Oxonium-Ionen.
Neutralisationsreaktion, da diese Hydroxid-Ionen und Oxonium-Ionen zu Wasser-Molekülen reagieren.

Berechnung der Stoffmengenkonzentration und des pH-Werts am Äquivalenzpunkt

$Formula: \begin{array}{rlll} n(\ce{NH3})&=&n(\ce{HNO3}) \\[5pt] c(\ce{NH3})\cdot V(\ce{NH3})&=&c(\ce{HNO3})\cdot V(\ce{HNO3}) &\quad\scriptsize\mid\;\div V(\ce{NH3}) \\[5pt] c(\ce{NH3})&=&\dfrac{c(\ce{HNO3})\cdot V(\ce{HNO3})}{V(\ce{NH3})} \\[5pt] c(\ce{NH3})&=&\dfrac{0{,}1\;\frac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot0{,}0173\;\text{L}}{0{,}025\;\text{L}} \\[5pt] c(\ce{NH3})&\approx&0{,}07\;\dfrac{\text{mol}}{\text{L}} \end{array}$ $Formula: \begin{array}{rlll} n(\ce{NH3})&=&n(\ce{HNO3}) \\[5pt] c(\ce{NH3})\cdot V(\ce{NH3})&=&c(\ce{HNO3})\cdot V(\ce{HNO3}) &\quad\scriptsize\mid\;\div V(\ce{NH3}) \\[5pt] c(\ce{NH3})&=&\dfrac{c(\ce{HNO3})\cdot V(\ce{HNO3})}{V(\ce{NH3})} \\[5pt] c(\ce{NH3})&=&\dfrac{0{,}1\;\frac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot0{,}0173\;\text{L}}{0{,}025\;\text{L}} \\[5pt] c(\ce{NH3})&\approx&0{,}07\;\dfrac{\text{mol}}{\text{L}} \end{array}$

Für den pOH-Wert gilt:

$Formula: \begin{array}{rlll} \text{pOH}&=&-\lg\{c(\ce{OH-})\} \\[5pt] &=&-\lg(2{,}1\cdot10^{-9}) \\[5pt] &\approx&8{,}68 \end{array}$ $Formula: \begin{array}{rlll} \text{pOH}&=&-\lg\{c(\ce{OH-})\} \\[5pt] &=&-\lg(2{,}1\cdot10^{-9}) \\[5pt] &\approx&8{,}68 \end{array}$

Somit ergibt sich für den pH-Wert:

$Formula: \begin{array}{rlll} \text{pH}&=&14-\text{pOH} \\[5pt] &=&14-8{,}68 \\[5pt] &=&5{,}32 \end{array}$ $Formula: \begin{array}{rlll} \text{pH}&=&14-\text{pOH} \\[5pt] &=&14-8{,}68 \\[5pt] &=&5{,}32 \end{array}$

2.4

Prinzip von Le Chatelier: Störung eines Systems im chemischen Gleichgewicht durch äußeren Zwang; Ausweichen des Systems durch die dem Zwang entgegenwirkende Gleichgewichtsverschiebung
Geeignete Reaktionsbedingungen zur Erhöhung der Bildung von Stickstoffmonooxid:
- Druck: stöchiometrisches Verhältnis der gasförmigen Edukte zu gasförmigen Produkten möglichst niedriger Druck
- Temperatur: exotherme Reaktion zur Bildung von Stickstoffmonooxid; möglichst niedrige Temperatur
- Konzentration: Erhöhung der Konzentration eines Edukts (Ammoniak oder Sauerstoff); Verringerung der Konzentration eines Produkts (Stickstoffmonooxid oder Wasser)
Erreichen der notwendigen Aktivierungsenergie, Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit durch Einsatz eines Katalysators und durch erhöhte Temperatur zwischen und $Formula: 900\ ^\circ\text{C}$ $Formula: 900\ ^\circ\text{C}$
Kompromiss bei der Temperatur in Bezug auf Gleichgewichtsverschiebung und Reaktionsgeschwindigkeit

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