Allgemeine Chemie
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Alt 26.10.2005, 12:54   #1   Druckbare Version zeigen
McManiaC Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 3
NH4Cl + H2O ?

Hi!

Hab mich hier mal neu angemeldet weil ich ne Frage zu unser ersten Chemieklausur in 12.1 hab, die wir heute (ich mit 12 Punkten ) zurückbekommen haben (LK). "Leider" haben mittlerweile Ferien angefangen und ich könnte meinen Lehrer erst wieder in 1,5 Wochen fragen - was ich bis dahin bestimmt vergessen hab.

Auch die Suchfunktion hat mir keine ordentlichen Ergebnisse geliefert, wahrscheinlich weil meine Frage einfach dermaßen banal ist...

Und zwar war die Aufgabe die freie Enthalpie von lösen von NH4Cl in Wasser ausrechnen. Enthalpieberechnungen - kein Problem. Aber die Reaktionsgleichung... Ohje...

Ich hab:

NH4Cl + H2O -> NH3 + H3O+ + Cl-

...was leider rot unterstrichen ist (eben die Produkte). Müsste aber doch eigentlich stimmen oder?




Grüße, Nils.
McManiaC ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 26.10.2005, 13:28   #2   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
AW: NH4Cl + H2O ?

Hallo, prinzipiell erst mal ok, aber ich nehme an, es sollte in der Aufgabe wirklich nur um das Lösen in Wasser gehen, also ganz einfach:

NH4Cl --> NH4+ + Cl-

Die weitere Betrachtung, sprich, was die Ammonium-Ionen dann im Wasser machen, ist ne andere Frage. Das ist i. Ü. eine Gleichgewichtsreaktion, sodass die Formulierung oben (die ja im Prinzip impliziert, dass die Ammonium-Ionen vollständig umgesetzt werden) eigentlich falsch ist.

Ich würd' sagen, ein klassischer Fall von "zu kompliziert gedacht".



Grüße
Martin
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Alt 26.10.2005, 15:17   #3   Druckbare Version zeigen
McManiaC Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 3
AW: NH4Cl + H2O ?

Versteh ich das richtig?
NH4Cl besteht ja eigentlich schon aus 2 Ionen - NH4+ und Cl- - und um im Wasser gelöst zu werden müssen diese erstmal getrennt werden da Wassermoleküle ebenfalls polar sind?
Ist Ammoniumchlorid also ein Salz? Oder versteh ich da wieder was falsch?
McManiaC ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 26.10.2005, 15:17   #4   Druckbare Version zeigen
NilsM Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.285
AW: NH4Cl + H2O ?

Hi Nils cooler Name *gg
als Namensvetter will ich auch nochmal was dazu sagen:
Wie mein Vorgänger schon gesagt hat, war das sozusagen ein Schritt zu weit.
Du formulierst ja den Lösungsvorgang + die Protolyse des Ammoniumions in einem.

-- Man habt ihrs alle gut, bei uns wurde kein Chemie LK angeboten
EDIT:

ne das verstehst du richtig

und willkommen hier im Forum!

Geändert von NilsM (26.10.2005 um 15:25 Uhr)
NilsM ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 26.10.2005, 21:06   #5   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: NH4Cl + H2O ?

Zitat:
Zitat von McManiaC
Hi!

Hab mich hier mal neu angemeldet weil ich ne Frage zu unser ersten Chemieklausur in 12.1 hab, die wir heute (ich mit 12 Punkten ) zurückbekommen haben (LK). "Leider" haben mittlerweile Ferien angefangen und ich könnte meinen Lehrer erst wieder in 1,5 Wochen fragen - was ich bis dahin bestimmt vergessen hab.

Auch die Suchfunktion hat mir keine ordentlichen Ergebnisse geliefert, wahrscheinlich weil meine Frage einfach dermaßen banal ist...

Und zwar war die Aufgabe die freie Enthalpie von lösen von NH4Cl in Wasser ausrechnen. Enthalpieberechnungen - kein Problem. Aber die Reaktionsgleichung... Ohje...

Ich hab:

NH4Cl + H2O -> NH3 + H3O+ + Cl-

...was leider rot unterstrichen ist (eben die Produkte). Müsste aber doch eigentlich stimmen oder?




Grüße, Nils.
Ich hätte es rot unterpunktet und eine Teilpunktzahl gegeben. Warum?

Ammonchlorid dissoziiert in Wasser gemäss

NH4Cl <=> NH4+ + Cl-

Das Ammoniumion ist eine schwache Säure mit dem pKS-Wert von 9,25. Bei einer 1 M Lösung ergibt sich somit

pH = 1/2 x (pKS - lg c0) = 4,625.

In der Tat reagiert die Lösung also sauer und bildet H+.

Wieviel von dem NH4Cl dissoziert nun?

pH = 4,625 bedeutet eine H+-Konzentration von 10-4,625 mol/l = 0,000024 mol/l. Umgerechnet in Prozent sind das :

Zu 0,0024 % hast Du recht,
zu 99,996 % nicht.

Ich würde den/die Lehrer/in mal auf diesen Aspekt ansprechen (vielleicht springt ja noch was raus). So nach dem Motto : "Im Prinzip haben Sie ja recht, ich habe es nochmal durchgerechnet. Aber so ganz unrecht habe ich auch nicht."

Und willkommen hier!
bm ist offline   Mit Zitat antworten
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