7, Stickstoff (N)

Nitrogenium, lat. niter = Salpeter, gr. gennan = bilden; Salpeterbildner

Das Element Stickstoff:

         
   
  C N O  
  Si P S  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Stickstoff (Nukleosynthese): Der Bethe-Weizsäcker-Zyklus. Bei Sternen, die in etwa doppelte Sonnenmasse haben (z.B. Sirius A) wird Wasserstoff nicht durch Proton-Proton-Reaktionen zu Helium fusioniert, sondern mithilfe von Kohlenstoff-12 als Katalysator fortwährend Helium über einen CNO-Zyklus erzeugt. Endet das Wasserstoffbrennen, so wurde jedoch nahezu der komplette Kohlenstoff des Zyklus zu Stickstoff-14 umgewandelt, da der Prozessschritt N-14 zu O-15 mit einer mittleren Lebensdauer von 320 Millionen Jahren der längste ist. Dies ist der wichtigste Nukleosynthese-Prozess, der zu Stickstoff führt.

Die Entstehung als Nebenreaktion des Kohlenstoffbrennens spielt demgegenüber keine Rolle.

N-15 entsteht selten durch Neutroneneinfang (s-Prozess) aus N-14, wobei hier in der Hauptsache C-14 oder C-12 neben Tritium entstehen. Daher hat N-15 auch nur einen Anteil von gerade einmal 0,3% im natürlichen Isotopengemisch.

Die verschiedenen Synthesemöglichkeiten der beiden Stickstoff-Isotope:
Der Bethe-Weizsäcker-Zyklus:

12C + p → 13N + 1,944 MeV; (τ=13 Mio. Jahre)
13N → 13C + β+ + 1,199 MeV; (τ=14 Minuten)
13C + p → 14N + 7,551 MeV (τ=2,6 Mio. Jahre)
14N + p → 15O + 7,297 MeV (τ=320 Mio. Jahre)
15O → 15N + β+ + 1,732 MeV (τ=3 Minuten)
15N + p → 16O* → 12C + α + 4,965 MeV (τ=112.000 Jahre)
N-15-Bildung infolge s-Prozess:

14N + n → 15N + 10,83 MeV

In den meisten Fällen finden jedoch folgende Reaktionen statt:

14N + n → 14C + p + 0,626 MeV
14N + n + 4,02 MeV → 12C + t


14N, welches im natürlichen Isotopengemisch zu über 99% enthalten ist, ist eines von vier Isotopen, welches trotz sowohl ungeraden Neutronen- als auch Protonenzahlen stabil ist.

Vorkommen von Stickstoff: Trockene Luft der Atmosphäre der Erde besteht zu 78,084 Volumenprozent (75,518 Massenprozent) aus elementarem Stickstoff. Die Atmosphäre unserer Nachbarplaneten Mars und Venus enthalten ebenfalls Stickstoff, allerdings bei Weitem weniger als die Erdatmosphäre (Mars: 2,7%, Venus: 3,5%).

Gebunden kommt Stickstoff in der Hauptsache organisch in der Biosphäre vor, während demgegenüber die anorganischen Vorkommen eine untergeordnete Rolle spielen. Wichtigste stickstoffhaltigen Mineralien sind der Chilesalpeter (Kaliumnitrat, KNO3), der Natronsalpeter (Natriumnitrat, NaNO3) und der Mauersalpeter (Calciumnitrat-Tetrahydrat, Ca(NO3)2•4H2O). In der Rangliste der Häufigkeiten auf der Erde steht Stickstoff an 17. Stelle.

Der Stickstoff-Kreislauf
Der Luft-Stickstoff befindet sich in der Biosphäre im Stickstoff-Kreislauf, wobei Luftstickstoff von Bakterien zunächst zu Ammonium-Ionen reduziert wird, und damit pflanzenverfügbar gemacht wird. Über weitere bakterielle Umwandlung wird aus Ammonium Nitrit und Nitrat gebildet (Nitrifizierung), welches ebenfalls Pflanzen als Nährstoff dient. Pflanzen bilden aus diesen anorganischen Stickstoff-Verbindungen organische Strukturen, vor allem Aminosäuren und Proteine (die aus letztgenannten aufgebaut werden). Pflanzenfressende Tiere verstoffwechseln die Eiweiße, wenn sie Pflanzen fressen, sie selber werden von Fleischfressern gejagt. Abgestorbene tierische und pflanzliche Lebewesen wiederum werden von Pilzen und Bakterien zersetzt, dabei entstehen aus den organischen Stickstoffverbindungen letztendlich wieder Ammonium. Andere Bakterienstämme sind in der Lage, Nitrate wieder zu Luftstickstoff zu reduzieren (Denitrifizierung). Neben dieser biotischen Stickstoff-Fixierung wird auch auf chemischen Wege (abiotisch) Stickstoff in Verbindungen überführt: Bei Gewittern werden die N2-Moleküle durch Blitzschlag atomisiert, wodurch dann in Reaktion mit Sauerstoff Stickoxide entstehen, welche wiederum mit der Feuchtigkeit im Endeffekt Salpetersäure bilden. Diese regnet ab und bildet im Boden Nitrate.
Schema: Stickstoff-Kreislauf[1]
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Stickstoff-Gewinnung: Elementarer Stickstoff wird großtechnisch ausschließlich aus Luft mittels des Linde-Verfahrens gewonnen. Dabei erhält man neben Stickstoff in der Hauptsache auch Sauerstoff und Argon, in Spuren auch die übrigen Edelgase sowie Kohlendioxid.

Im Labormaßstab und in größer Reinheit kann er durch die thermische Zersetzung einer wässrigen Lösung aus Ammoniumnitrit oberhalb von 70°C erhalten. Anstelle von Ammoniumnitrit kann auch ein Salzgemisch aus Natrium- oder Kaliumnitrit und Ammoniumchlorid eingesetzt werden:

NH4+ + NO2- → N2 + 2 H2O

Ein alternativer Weg der Stickstoffgewinnung ist die thermische Zersetzung von Alkaliaziden oder Ammoniumazid:

2 NaN3 → 2 Na + 3N2 + 43,4 kJ

Bilder zur Stickstoffgewinnung

Das Linde-Verfahren
[1]
Chemie von Stickstoff: Elementarer Stickstoff ist ein sehr reaktionsträges Gas. So reagiert bei Zimmertemperatur nur Lithium mit ihm unter Bildung von (schwarzem) Lithiumnitrid. Dies hängt damit zusammen, dass im Stickstoffmolekül die beiden Stickstoffatome von einer außergewöhnlich starken Dreifachbindung zusammengeahlten werden. Es bedarf einer Energie von 945 kJ/mol um Stickstoff-Moleküle zu atomisieren. Erst oberhalb von 8500 K sind die Moleküle vollständig in Atome dissoziiert, dies ist die höchste Temperatur unter allen Elementen. Nur die C≡O-Bindung (im Kohlenmonoxid) ist offensichtlich noch stärker (1076 kJ/mol).

N2 + 945 kJ/mol 2 N

So ist quasi der molekulare Stickstoff die stabilste aller Stickstoff-Verbindungen.

Erst bei sehr hohen Temperaturen ist Stickstoff reaktiv; So brennt etwa Magnesium an der Luft unter Nitrid-Bildung. Auch die anderen Erdalkalimetalle und Alkalimetalle bilden salzartige Nitride. Diese Nitride enthalten den Stickstoff in anionischer Form; beim Lösen in Wasser entstehen aus ihnen infolge Hydrolyse Hydroxide und Ammoniak.

MeI3N + 3 H2O → 3 MeIOH + NH3

Mit den meisten Metallen des d-Blocks werden analog dem Wasserstoff, Kohlenstoff, Phosphor und dem Bor legierungsartige und hochschmelzende Nitride gebildet. Hier verhält sich der Stickstoff also wie ein metallischer Verbindungspartner.
Mit elektropositiveren Nichtmetallen (z.B. Wasserstoff oder Phosphor) werden kovalente Verbindungen gebildet, die meist leichtflüchtig sind, und den Stickstoff negativ polarisiert (Oxidationsstufe -3) enthalten. Aufgrund ähnlicher Elektronegativität des Chlors gibt es Stickstoff-Chlor-Verbindungen, die ihn positiv (NOCl) oder negativ polarisiert enthalten können (NCl3).

Nur in Verbindungen mit Sauerstoff und Fluor liegt der Stickstoff positiv polarisiert (Oxidationsstufen +1, +2, +3, +4 oder +5) vor. Gleich dem Verhalten mit Metallen reagiert Stickstoff auch mit Nichtmetallen ebenfalls erst bei erhöhten Temperaturen bzw. wenn es sich um Gase handelt, erst bei höheren Drücken. Stickstoffoxide können durch Gemische von Sauerstoff und Stickstoff in einer elektrischen Entladung gewonnen werden (siehe Schaubild Stickstoff-Kreislauf oben).

Sein Hydrid, der Ammoniak wird industriell bei hohem Druck und gelinder Temperatur (200 bar bei 400°C) unter der Verwendung von Katalysatoren gewonnen (Haber-Bosch-Verfahren zur Ammoniak-Gewinnung, siehe Verwendung).

N2 + 3H2 → 2 NH3 + 92,22 kJ/mol


Löst man Stickstoffoxide zusammen mit Sauerstoff in Wasser, so erhält man die Salpetersäure. Diese Säure wirkt vor allem in konzentrierter Form stark oxidierend, und löst auch Halbedelmetalle (Kupfer, Quecksilber) und einige Edelmetalle (Silber) auf. Gold und Platin werden hingegen von Salpetersäure nicht angegriffen, weswegen man sie früher zur Abtrennung von Silber und Gold benutzte (Scheidewasser). Eine Mischung von einem Teil konzentrierter Salpetersäure (HNO3) und drei Teilen konzentrierter Salzsäure (HCl), ist das Königswasser (Aqua regia). Diese Säuremischung ist in der Lage auch die edelsten aller Metalle, sprich Platin und Gold aufzulösen. Für diesen Löseprozess ist neben atomarem Chlor auch eine Stickstoffverbindung verantwortlich: Das Nitrosylchlorid (NOCl), welches positivierten Stickstoff in lockerer Anbindung an Sauerstoff und Chlor enthält, und daher sehr stark oxidierend wirkt.

HNO3 + 3 HCl → NOCl + 2 Cl + 2 H2O


Eher schwach ausgeprägt als Startglied einer Hauptgruppe ist der Effekt der Schrägbeziehung, wo Stickstoff in einigen Eigenschaften dem Schwefel ähnlicher ist, als dem Phosphor:
  • Metallcharakter: Stickstoff kommt wie Schwefel und im Gegensatz zum Phosphor nur in nichtmetallischen Modifikationen vor.

3D-Modelle einiger wichtiger Stickstoff-Verbindungen

Ammoniak-Molekül (NH3)

Salpetersäure (HNO3)

Harnstoff (CO(NH2)2)


Stickoxide. Vom Stickstoff sind fünf Oxide bekannt, wobei vier davon Monomere und Dimere eines Oxids einer Oxidationsstufe darstellen. Interessant sind die verschiedenen Strukturen dieser Oxide.

Die Strukturen der Stickstoffoxide

Distickstoffoxid, N2O[4]

Stickstoffmonoxid, NO[4]

Stickstoff(III)oxid, N2O3[4]

Stickstoffdioxid, NO2, [4]

Stickstoff(V)oxid, [NO2][NO3][4]


Distickstoffoxid, Lachgas: Distickstoffoxid kann durch Erhitzen von Ammoniumnitrat (oder einer Mischung aus Natriumnitrat und Ammoniumsulfat) im Labormaßstab hergesetllt werden. Formal ist das Oxid das Anhydrig der Hyposalpetrigen Säure, welche zwar zu diesem Oxid entwässert werden kann, es umgekehrt jedoch nicht möglich ist, durch Einleiten des Oxids zu der Säure zu gelangen.

NH4NO3 → N2O + 2H2O + 124,4 kJ


Stickstoffmonoxid entsteht bei der Umsetzung von Kupfer mit konz. Salpetersäure oder auch bei der Reaktion von Natriumnitrit mit Schwefelsäure. Es oxidiert sich an der Luft rasch zu braunem NO2. Es ist bei Zimmertemperatur monomer und damit ein freies Radikal. Es dimerisiert im Ggs. zum Stickstoff(IV)oxid erst bei tiefen Temperaturen.

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O + 483,5 kJ
6 NaNO2 + 3 H2SO4 → 4 NO + 3 Na2SO4 + 2 HNO3 + 2 H2O + 118,8 kJ


Distickstofftrioxid (Salpetrigsäureanhydrid), Stickstoff(III)oxid. Diese Stickstoff-Sauerstoff-Verbindung ist nur unterhalb von 3°C stabil, oberhalb davon zerfällt sie zu NO und NO2. Sie kann aus einer adäquaten Mischung der beiden Substanzen unterhalb von -21°C gewonnen werden. Aus salpetriger Säure kann es nicht gewonnen werden, da diese sich weder aufkonzentrieren noch entwässern lässt. Wird umgekehrt Stickstoff(III)oxid in Wasser eingeleitet, so entsteht primär salpetrige Säure; diese zerfällt jedoch rasch zu Salpetersäure und Stickstoff(II)oxid (Disproportionierung des Stickstoffs).

NO + NO2 N2O3 + 37,3 kJ


Stickstoffdioxid ist das stabilste der Stickoxide. Es entsteht aus NO beim Kontakt mit Luftsauerstoff, während Gewittern (Spaltung von Stickstoff- und Sauerstoffmolekülen infolge elektrischer Glimmentladung, Rekombination der N- und O-Radikale zu NO, NO2 und O3. Die Verbindung lässt sich durch thermische Zersetzung von Schwermetallnitraten erhalten, so bsp. aus Blei(II)nitrat oder Zinknitrat:

Pb(NO3)2 + 602 kJ → PbO + 2 NO2 + O2


Stickstoff(V)oxid (richtiger: Nitrylnitrat) ist eine salzartige Festsubstanz, die aus Nitrylkationen und Nitratanionen aufgebaut ist. Sie kann durch Entwässern von 100%iger Salpetersäure mit Phosphorpentoxid erhalten werden. Es ist ein starkes Oxidationsmittel, viel stärker als konz. Salpetersäure, und zerfällt unter Umständen explosionsartig zu Stickstoff(IV)oxid und Sauerstoff.

4 HNO3 + P4O10 → 4 HPO3 + 2 N2O5 + 201,3 kJ


Cyanide und Blausäure (Hydrogencyanid). Blausäure wird großtechnisch aus Methan; Ammoniak und Sauerstoff bei 1100°C nach dem Andrussow-Verfahren gewonnen. Blausäure wird mit Kalium- oder Natriumhydroxid zu Kalium- bzw. Natriumcyanid umgesetzt (Zyankali, Zyannatron), welche wichtige Grundstoffe in der Galvanik oder bei der Goldgewinnung (Cyanidlaugerei) sind. Berüchtigt ist die starke Giftigkeit der Cyanide, die auf der starken Bindung von CN- an das Hämoglobin des Blutes beruht. Dadurch wird die Aufnahme von Sauerstoff verhindert, wodurch es schon bei Aufnahme geringer Konzentrationen zum Tod durch Ersticken kommt.

2 CH4 + 2 NH3 + 3 O2 → 2 HCN + 6 H2O + 480 kJ


Harnstoff ist ebenfalls ein wichtiger technischer Rohstoff. Seine historische Bedeutung liegt darin, dass Friedrich Wöhler durch seine Synthese (Umlagerung von Ammoniumcyanat) bewiesen hatte, dass organische Verbindungen entgegen der damaligen Lehrmeinung aus anorganischen Stoffen synthetisiert werden können. Technisch wird Harnstoff aus Ammoniak und Kohlendioxid unter Druck gewonnen.


Harnstoffsynthese aus Kohlendioxid und Ammoniak[4]


Hydrazin: Hydrazin kann aus Ammoniak und Natriumhypochlorit hergestellt werden. Es ist in organischen Chemie ein beliebtes Mittel, um aus einer Carbonylgruppe eine Methylengruppe zu erzeugen.

2 NH3 + OCl- → N2H4 + H2O + Cl-


Hydroxylamin wird aus Stickstoff(II)oxid und Wasserstoff unter Druck und in der Hitze in Anwesenheit einer Säure (es wird ein Hydroxylammoniumsalz gebildet, und dadurch das Gleichgewicht nach rechts gezogen wird) dargestellt. Hydroxylamin wird ebenfalls in der organischen Synthese zur Darstellung von Oximen aus Ketonen oder Aldehyden benötigt. Die Hauptmenge wird zur Herstellung von Cyclohexanonoxim verwendet, welches wiederum Grundlage zur Perlon-Herstellung benötigt wird.

2 NO + 3 H2 → 2 NH2OH + 411 kJ


Physikalische Besonderheiten von Stickstoff bzw. von seinen Verbindungen:
  • Stabilität der Bindung: Die Dreifachbindung die im Stickstoff-Molekül vorliegt, ist eine der stabilsten chemische Bindungen.

Stickstoff in einer Entladungsröhre.[2]

Flüssiger Stickstoff.[3]

Verwendung von Stickstoff und seinen Verbindungen : Handelsware: Stickstoff kommt in Druckgasflaschen (grauer Mantel mit leuchtend grüner Schulter) in den Handel. Er hat wichtige technische Bedeutung:
  • Schutzgas: Aufgrund seiner erstickenden Eigenschaften kann Stickstoff als Schutzgas zum Haltbarmachen von Lebensmitteln verwendet werden.

  • Treibgas: Stickstoff kann in Spraydosen oder Sahnepatronen als Treibgas eingesetzt werden. Zum Zapfen von Bier ist nur in Verbindung mit Kohlendioxid geeignet, da es sich schlecht löst, und mit reinem Stickstoff gezapftes Bier keinen Schaum bilden würde.

  • Kältetechnik: Flüssiger Stickstoff wird als Kältemittel verwendet. So können Lebensmittel schockgefrostet werden oder Zellkulturen in Flüssigstickstoff eingelagert werden.

  • Medizin: Flüssiger Stickstoff kann chirurgisch dazu benutzt werden, um Warzen oder bösartige Hautveränderungen einzufrieren und dann zu entfernen.

Wichtiger als der elementare Stickstoff sind die Verbindungen des Stickstoffs. Eine besondere Rolle als Grundstoffe zur Synthese vieler anderer Verbindungen dienen dabei Ammoniak und Salpetersäure. Ammoniak wird mit dem Haber-Bosch-Verfahren, Salpetersäure über das Ostwaldsche Verfahren gewonnen.

Das Haber-Bosch-Verfahren
Beim Haber-Bosch-Verfahren wird Stickstoff mit Wasserstoff katalytisch zu Ammoniak umgesetzt. Hierzu wird in 5 Schritten aus einem Erdgas-Wasser-Luft-Gemisch Ammoniak neben Kohlendioxid gewonnen. Zunächst wird Erdgas (Methan) mit Wasser zu Kohlenmonoxid und Wasserstoff umgesetzt (Primärreformer). Dann wird dieses Gemisch, welches noch immer Methan enthält unter Luftzutritt (Stickstoff und Sauerstoff) im Sekundärreformer zu weiterem Kohlenmonoxid und Wasserstoff oxidiert. Dabei wird die Oxidation des Methans quantitativ. In der dritten Stufe (Konvertieren) wird nun das Kohlenmonoxid durch Oxidation mit Wasser zu Kohlendioxid und Wasserstoff umgesetzt. Das Kohlendioxid wird nun im vierten Schritt (Gaswäsche) durch Absorption an Triethanolamin durch Berieseln ausgewaschen. Das Kohlendioxid muss dabei möglichst vollständig entfernt werden, da es als Katalysatorgift wirkt. Nun liegt ein Gasgemisch aus Stickstoff und Wasserstoff vor, welches im fünften Schritt bei 450°C und einem Druck von 300 bar an einem Katalysator aus α-Eisen zu Ammoniak umgesetzt wird. Da einerseits die Synthese von Ammoniak aus den Elementen bei tiefen Temperaturen kinetisch begünstigt ist, andererseits aber zum Spalten der N≡N-Bindung hohe Temperaturen benötigt werden, kann es bei der Synthese nur ein Optimum geben. Dieses liegt bei den genannten Bedingungen, wobei sich im Gasgemisch ein Ammoniak-Gehalt von maximal 17,6% einstellt. Dieses wird durch Auskühlen (Linde-Verfahren) von dem noch unverbrauchten N2/H2-Gemisch flüssig abgetrennt.
Schema: Haber-Bosch-Verfahren[1]
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Verwendung von Ammoniak:
  • Harnstoff: Aus Ammoniak wird im Wesentlichen Harnstoff gewonnen, welcher wiederum Ausgangsstoff für andere synthetische Produkte (z.B. Kunststoffe aber auch Düngemittel) darstellt.

  • Amine/Amide: Aus Ammoniak und Carbonsäuren werden Amide gewonnen, welche wiederum in der Kunststoffsynthese eingesetzt werden.

  • Düngemittelherstellung: Ebenfalls bedeutend ist die Herstellung von anorganischen Düngemitteln aus Ammoniak. Wichtig sind Ammoniumnitrat und Ammoniumsulfat, welche in der Reaktion von Ammoniak mit Salpetersäure bzw. Schwefelsäure hergestellt werden.

  • Kältemittel: Ammoniak hat einen Siedepunkt von -33°C und eine Verdampfungsenthalpie von 1368 kJ/mol (sehr hoch). Dadurch lässt es sich hervorragend als Kältemittel einsetzen. Vor Entdeckung der Frigene (FCKWs) wurde Ammoniak in den Kühlpumpen von Kühlschränken eingesetzt. Seine Verwendung ist dank der Ächtung der FCKWs wieder auf dem Vormarsch: Ammoniak ist weder schädlich für die Ozonschicht, noch ein Gas, das den Treibhauseffekt steigert.

  • Reinigungsmittel: In vielen Haushaltsreinigern, vor allem solche, die für Glas verwendet werden, ist Ammoniak enthalten (Salmiakgeist). Salmiakgeist als wässrige Lösung des Ammoniaks reagier deutlich alkalisch, und hat dadurch eine reinigende Wirkung. Als Glasreiniger ist es deshalb so gut geeignet, weil es ohne Rückstände verdunstet.


Das Ostwald-Verfahren
Mit diesem Verfahren wird großtechnisch Salpetersäure, dem zweiten wichtigen Stickstoff-Produkt, aus Ammoniak durch Verbrennung gewonnen. Das Verfahren läuft in drei Schritten ab: Zunächst wird ein vorgewärmtes Gemisch aus Ammoniak und Luft durch Kontakt mit einem heißen Platin-Katalysator (1 Millisekunde Kontaktzeit, 600°C) zu Stickstoffmonoxid und Wasser umgesetzt. Dabei darf dieser Kontakt nur sehr kurz bestehen, da sich sonst das gebildete Stickstoffmonoxid sofort in die Elemente zerlegt:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O + 1166 kJ

Das Stickstoffmonoxid wird dann im nächsten Schritt auf unter 50°C abgekühlt und mit Luftsauerstoff zu Stickstoffdioxid umgesetzt. Das Stickstoffdioxid (braune Dämpfe, die bei -10°C kondensieren) dimerisiert rasch zu Distickstofftetraoxid, welches dann im dritten Schritt mit Wasser und weiterem Sauerstoff bei Raumtemperatur zu Salpetersäre umgesetzt wird.

4 NO + 2 H2O + 3 O2 → 4 HNO3 + 486 kJ


Schema: Ostwald-Verfahren[1]
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Verwendung von Salpetersäure:
  • Düngemittel: Salpetersäure wird großtechnisch zur Gewinnung von Düngemitteln gewonnen, so z.B. Ammoniumnitrat (NH4NO3), Kalium- oder Natriumnitrat (KNO3, NaNO3).

  • Sprengstoffherstellung: Aus Salpetersäure und Glycerin wird durch chemische Umsetzung Nitroglycerin gewonnen, welches mit Kieselgur stabilisiert als Dynamit in den Handel kommt. Auch andere organische Nitrate haben explosible Eigenschaften (Trinitrotoluol, TNT; Glycindinitrat, Pikronsäure und andere).

  • Lösen von Metallen: Salpetersäure ist eine stark oxidierend wirkende Säure. Sie ist in der Lage, Kupfer, Quecksilber und Silber zu lösen. Im Gemisch mit konzentrierter Salzsäure (Königswasser, siehe bei Chemie) löst sie sogar Gold oder Platin auf.
Sonstiges:
Video[1]: Ammoniakgas und Salzsäure-Gas reagieren zusammen zu dem Salz Ammoniumchlorid, welches sich als schwerer Nebel abzuscheiden beginnt. Aus zwei Gasen entsteht also aufgrund einer Reaktion ein Feststoff.

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) + 176,2 kJ


Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Säure-Base-Reaktion: Dabei gibt das Chlorwasserstoff-Gas ein Proton (H+) an den Ammoniak ab, wobei ein Ammonium-Ion (NH4+) und ein Chlorid-Ion (Cl-) gebildet werden. Diese Ionen bilden sofort ein festes Gitter, wodurch immer größer werdende Kristalle entstehen.
Quellen: [1] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Jurii. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[3] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: David Monniaux. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[4] Bildquelle: Eigenes Bild (mit ChemSketch erstellt). Dieses Bild ist gemeinfrei, da es nicht die nötige Schöpfungshöhe für eine Schutzwürdigkeit erreicht.