Berechnung der Masse von Ammoniumnitrat bei der Reaktion von Ammoniak mit Salpetersäure in der Chemie

In der Chemie ist es wichtig, chemische Reaktionen zu verstehen. Eine häufig untersuchte Reaktion ist die von Ammoniak (NH3) mit Salpetersäure (HNO3). Diese Reaktion produziert Ammoniumnitrat (NH4NO3). Aber – wie ebendies wird die Masse von Ammoniumnitrat berechnet? Beginnen wir mit den Fakten.

Zunächst einmal basiert die Berechnung auf einer chemischen Gleichung. Wir sehen die Reaktion: NH3 + HNO3 → NH4NO3. Ein Molekül Ammoniak reagiert mit einem Molekül Salpetersäure um ein Molekül Ammoniumnitrat zu erzeugen. Diese Prozess ist von grundlegendem Interesse.

Um die Masse von Ammoniumnitrat zu ermitteln – dafür brauchen wir die molare Masse von NH4NO3. Daher ist es unerlässlich die molaren Massen der einzelnen Atome im Molekül zu addieren. Was ebenfalls immer – die molaren Massen stammen aus dem Periodensystem und stellen die Basis dar.

Die molare Masse von Ammoniumnitrat wird wie folgt berechnet:
- (1 x m(N)) + (4 x m(H)) + (3 x m(O))

Aufgeschlüsselt ergibt das:
m(N) = 14⸴01 g/mol
m(H) = 1⸴01 g/mol
m(O) = 16⸴00 g/mol

Daraus folgt:
\[
\{Molare Masse} = (1 \times 14⸴01) + (4 \times 1⸴01) + (3 \times 16⸴00) = 66⸴05 \, \{g/mol}
\]

Ähnlich verhält es sich mit der Berechnung der Stoffmenge von Ammoniak. Bei der gegebenen Menge – 250 Liter Ammoniak – wird eine ideale Gasgleichung benötigt um die Stoffmenge (in mol) zu bestimmen. Der Druck (P), das Volumen (V) die Gaskonstante (R) und die 🌡️ (T) sind entscheidend.

Lassen Sie uns annehmen: Dass wir bei 25 °C und Normaldruck arbeiten. Die Werte sind:
- V = 250 L
- P = 101325 Pa
- R = 8⸴314 J/(mol·K)
- T = 298⸴15 K

Berechnung der Stoffmenge(n):
\[
n = \frac{P \times V}{R \times T} = \frac{101325 \, \{Pa} \times 250 \, \{L}}{8,314 \, \{J/(mol \cdot K)} \times 298⸴15 \, \{K}} \approx 1013⸴25 \, \{mol}
\]

Ein essenzieller Punkt ist dass die Stoffmenge an Ammoniak genauso viel mit der Stoffmenge an Salpetersäure ist. Somit ergibt es:
n(HNO3) = 1013⸴25 mol.

Und die Stoffmenge von Ammoniumnitrat – kein Grund zur Sorge – ist eben ähnlich wie 1013⸴25 mol.

Die Schlussfolgerung für die Masse von Ammoniumnitrat basiert schließlich auf der Formel:
\[
\{Masse} = \{Stoffmenge} \times \{molare Masse} = 1013⸴25 \, \{mol} \times 66⸴05 \, \{g/mol} \approx 66993⸴56 \, \{g}
\]
Das sind rund 66⸴99 kg Ammoniumnitrat.

Zusammengefasst – wenn man Ammoniak mit Salpetersäure in der angegebenen Menge reagiert, erhält man etwa 66⸴99 kg Ammoniumnitrat. Chemische Reaktionen sind komplex jedoch durch präzise Berechnungen wird die Materie greifbar.