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Ammoniak

Strukturformel
Allgemeines
Name Ammoniak
Andere Namen
  • Azan
Summenformel NH3
CAS-Nummer 7664-41-7
Kurzbeschreibung Farbloses, stechend riechendes Gas
Eigenschaften
Molare Masse 17,03 g·mol−1
Aggregatzustand gasförmig
Dichte

0,7714 kg·m−3 @ 0 °C, 1,013 bar[1]

Schmelzpunkt

−77,7 °C[1]

Siedepunkt

−33 °C[1]

Dampfdruck

8,5737 bar (20 °C)[1]

pKs-Wert
Löslichkeit

541 g·l−1 in Wasser (20 °C)[1], gut löslich in Alkohol, Aceton, schlecht in Hexan

Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [4]
R- und S-Sätze R: 10-23-34-50
S: (1/2)-9-16-26-36/37/39-45-61
MAK

14 mg·m−3[1]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−46,1 kJ·mol−1[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Ammoniak ist eine chemische Verbindung von Stickstoff und Wasserstoff mit der Summenformel NH3. Benannt ist es nach dem Ammonssalz Ammoniumchlorid aus der Ammonsoase, heute Oase Siwa. Ammoniak ist ein stark stechend riechendes, farbloses und giftiges Gas, das zu Tränen reizt und erstickend wirkt. Die Dichte von Ammoniakgas ist geringer als die Dichte der Luft. Ammoniak wird mit den UN-Nummern 1005 (gasförmig) bzw. 2073 (wässrige Lösung) bezeichnet.

Inhaltsverzeichnis

Weitere Eigenschaften

kritische Temperatur 132,5 °C
kritischer Druck etwa 11,3 MPa (Megapascal)
pKb 4,75
Schmelzwärme 5,655 kJ/mol (bei −77 °C)
Verdampfungsenthalpie 22 kJ/mol (bei −33 °C)
Lösungswärme 30,5 kJ/mol (bei 25 °C)
Wärmekapazität cp 35,6 J/(mol K) bei 298 K
Wärmeleitfähigkeit 0,02494 W/(m K)
Schallgeschwindigkeit 414 m/s


Ammoniak ist sehr gut wasserlöslich, bei 0 °C lösen sich in 100 ml Wasser 90,7 g (≙ 120 l). Eine Ammoniaklösung heißt Salmiakgeist (Ammoniumhydroxid). Sie reagiert alkalisch. Ammoniak hat einen stechenden Geruch.

Ammoniak-Luft-Gemische sind im Bereich von 15,5 bis 30 Vol.-% Ammoniak explosionsfähig. An heißen Oberflächen ab 630 °C kann es zum Zerfall in Stickstoff und Wasserstoff kommen; diese Zerfallsreaktion wird durch Metalle katalysiert, so dass in großtechnischen Anlagen schon bei Oberflächentemperaturen ab 300 °C die Möglichkeit einer explosionsartigen Zersetzung besteht. Es verbrennt schnell und vollständig, so dass anschließend kein NH3 mehr wahrnehmbar ist.

Ammoniak wirkt auf feuchte Körperoberflächen ätzend. Insbesondere feuchte Haut, Schleimhäute, Lungen und Augen werden daher verätzt. Geschluckt ruft es blutiges Erbrechen mit heftigen Schmerzen und eingeatmet Lungenschäden hervor, unter Umständen mit tödlichem Ausgang. Ein Ammoniakgehalt der Luft von 0,5 % (5000 ppm) wirkt nach 30 bis 60 Minuten tödlich.

Säure-Base-Eigenschaften

Ammoniak ist amphoter, kann also als Base und als Säure reagieren. Es bildet als Base unter Protonierung ionische Ammoniumsalze, als Säure mit starken Basen unter Deprotonierung ionische Amide. In flüssigem Ammoniak besteht daher ein Autoprotolysegleichgewicht, das durch ein Ionenprodukt beschrieben werden kann.

Struktur

3D-Modell von Ammoniak

Das Ammoniak-Molekül ist nicht eben gebaut, sondern entspricht einer dreiseitigen Pyramide (trigonal-pyramidal). Sie leitet sich von einem Tetraeder ab, in dem das freie (nicht-bindende) Elektronenpaar des Stickstoffs eine Ecke besetzt. Aufgrund der Ladungsabstoßung zwischen den N–H-Bindungselektronen und dem freien Elektronenpaar des Stickstoffs, welches ebenfalls Raum beansprucht, liegen die drei Wasserstoffatome nicht mit dem Stickstoffatom in einer Ebene. Auf diese Weise sind die N–H-Bindungselektronen und das freie Elektronenpaar maximal weit voneinander entfernt. Wegen der höheren Elektronegativität des Stickstoffs gegenüber Wasserstoff und durch die Winkelung ist das Molekül polarisiert: in der Nähe des freien Elektronenpaars liegt eine höhere negative Ladungsdichte vor. Dies ist daher der bevorzugte Angriffsort für Elektrophile, zum Beispiel H+. Bei Raumtemperatur ist das Ammoniakmolekül nicht starr. Das freie Elektronenpaar kann sich auf die gegenüberliegende Seite verlagern, wobei die Wasserstoffatome ebenfalls auf die andere Seite ausweichen. Dadurch kommt es zu einem „Durchschwingen“ des Moleküls, das sich anschaulich mit dem Umklappen eines Regenschirms vergleichen lässt. Diese Eigenschaft trifft auch auf die vom Ammoniak abgeleiteten Verbindungen zu (zum Beispiel Amine), sofern sie nicht durch eine starre Geometrie des Restmoleküls am „Durchschwingen“ gehindert werden.

Nachweis

Herstellung

Die Herstellung geschieht heute im industriellen Maßstab zum weitaus größten Teil (ca. 90 % der Welterzeugung) aus Wasserstoff und Stickstoff nach dem Haber-Bosch-Verfahren.

Alternative Herstellungsverfahren sind die Gewinnung aus Kalkstickstoff (Kalkstickstoffverfahren von Rothe-Frank-Caro) oder durch Hydrolyse von Nitriden (Serpek-Verfahren).

Beide Verfahren haben keine nennenswerte technische Bedeutung, da die Synthese nach dem Haber-Bosch-Verfahren billiger ist.

Ein weiterer Weg der NH3-Erzeugung ist die Reduktion von Stickstoffmonoxid (NO) mit Wasserstoff (H2).

Man kann ihn auch mit Natronlauge aus Salmiaksalz (Ammoniumchlorid) herauslösen (Verdrängungsreaktion; zugleich Nachweisreaktion für Ammoniumsalze)

Verwendung und Verschiedenes

Ammoniak ist eines der wichtigsten und häufigsten Produkte der chemischen Industrie. Heute beträgt die Weltjahresproduktion von Ammoniak etwa 125 Millionen Tonnen. Circa 3 % der weltweit produzierten Energie wird für die Herstellung von Ammoniak aufgebraucht. Der Großteil dieser Produktion wird als Ausgangsstoff für Stickstoffdünger verwendet. Weitere Anwendungen von Ammoniak:

                      Ammoniak
                _________|________________________________
                |                     |                   |
      Oxidation |                     |              sämtlicher
                |             (NH2)2CO (Harnstoff)    weiterer
                |                  /       |           organischer
        Salpetersäure         Kunstharze   |               und
      /    /  | |     \                Düngemittel  anorganischer
Nitrate   /   | |      \                             Stickstoff
         /    | |       \                           /  /    |  \
Düngemittel  /  |        \              Hydroxylamin  /     |   Nitrile
            /   |         \                          /      |
           /  Adipinsäure Nitroaromaten          Amine    Hydrazin
 Sprengstoffe                \
                           Anilin(-derivate)

Quellen

  1. a b c d e f Eintrag zu Ammoniak in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 28.6.2008 (JavaScript erforderlich)
  2. Christen, Meyer: Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie. Diesterweg, 1997, ISBN 978-3793554936.
  3. Frederick G. Bordwell, George E. Drucker und Herbert E. Fried: Acidities of Carbon and Nitrogen Acids: The Aromaticity of the Cyclopentadienyl Anion, in: J. Org. Chem. 1981, 46, 632-635 doi:10.1021/jo00316a032
  4. Eintrag zu CAS-Nr. 7664-41-7 im European chemical Substances Information System ESIS
  5. PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, Seite 116

Literatur

 Wiktionary: Ammoniak – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen und Grammatik