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Ammoniạk

 

[griechisch »ammonisches Salz«, so benannt nach der Ammonsoase (heute Siwa), wo dieses Salz gefunden wurde] das, -s, NH₃, farbloses, stechend riechendes und zu Tränen reizendes, giftiges Gas, das im festen Zustand den Schmelzpunkt —78 ºC und im flüssigen Zustand den Siedepunkt —33 ºC besitzt. Bei einem Druck von 1 bar hat flüssiges Ammoniak bei —33,4 ºC die Dichte 0,682 g/cm³, gasförmiges Ammoniak bei 0 ºC die Dichte 0,7714 g/l. Das Gas kann bei Raumtemperatur bereits durch Drücke von 8 bis 9 bar zu einer leicht beweglichen, farblosen Flüssigkeit kondensiert werden und ist in Stahlflaschen komprimiert erhältlich. Flüssiges Ammoniak siedet unter starker Abkühlung der Umgebung, weshalb es früher viel in Kühlschränken und Kältemaschinen verwendet wurde. Ammoniak ist sowohl in Wasser als auch in organischen Lösungsmitteln wie Äthanol, Aceton, Benzol und halogenierten Kohlenwasserstoffen leicht löslich, v. a. in Wasser in großen Mengen (bei 0 ºC etwa 900 g/l) und unter beträchtlicher Wärmeentwicklung. Die Dichte der wässrigen Lösungen ist dabei umso niedriger, je konzentrierter die Lösung ist. Mit steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit stark ab. Verdünnte, etwa 10 %ige Ammoniaklösungen werden als Salmiakgeist bezeichnet.

 

Das Ammoniakmolekül ist aufgrund des freien Elektronenpaares am Stickstoff in der Lage, Protonen und Verbindungen mit Elektronenlücke (Lewis-Säuren) zu addieren. In wässriger Lösung reagiert Ammoniak deutlich alkalisch; der Grund dafür ist in der Anlagerung von Protonen aus dem Wasser unter Bildung von Ammoniumionen NH₄⁺ und Hydroxidionen OH^- zu sehen: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-. Wässrige Ammoniaklösungen werden oft fälschlich als Ammoniumhydroxid bezeichnet, da sie Ammonium- und Hydroxidionen enthalten; die reine Verbindung NH₄OH existiert aber nicht. Mit Säuren reagiert Ammoniak zu den verschiedenen Ammoniumverbindungen; mit zahlreichen Metallsalzen bildet es die Amminsalze (Ammoniakate). Beim Erhitzen wässriger Ammoniaklösungen entweicht Ammoniak, was auch zum Nachweis der Verbindung ausgenutzt wird. Neben dem intensiven Geruch und der Blaufärbung von Lackmuspapier wird zur Identifizierung von Ammoniak in der analytischen Chemie häufig die Reaktion mit Neßlers Reagenz verwendet. Diese Nachweisreaktion ist so spezifisch, dass sie zur Überprüfung der Qualität des Trinkwassers herangezogen werden kann. Unter Normalbedingungen (Raumtemperatur, Atmosphärendruck) ist Ammoniak thermodynamisch stabil; erst bei Erwärmen in Anwesenheit von geeigneten Katalysatoren tritt Zerfall in die Elemente Stickstoff und Wasserstoff ein. Auch durch elektrische Funkenentladungen und durch Ultraviolettstrahlung wird Ammoniak zerlegt. Mit Sauerstoff kann Ammoniak je nach den Reaktionsbedingungen zu Stickstoffmonoxid und Wasser (etwa bei der katalytischen Ammoniakverbrennung bei 300-500 ºC während der Herstellung von Salpetersäure) oder mit reinem Sauerstoff zu Stickstoff und Wasser verbrannt werden. In der Natur entsteht Ammoniak vor allem bei der Zersetzung von Eiweiß; daneben kommt es auch in vulkanischen Exhalationen vor.

 

Gewinnung:

 

Im chemischen Laboratorium erhält man Ammoniak durch Erhitzen von Ammoniakwasser oder Ammoniumsalzen mit Alkalien. Technisch gewonnen wurde Ammoniak zunächst aus dem bei der Verkokung von Steinkohle anfallenden Ammoniakwasser, später über Kalkstickstoff nach dem Frank-Caro-Verfahren. Seit 1913 wird Ammoniak überwiegend nach dem Haber-Bosch-Verfahren gewonnen, bei dem Stickstoff und Wasserstoff bei hohem Druck (200 bar) und erhöhter Temperatur (500 bis 600 ºC) in besonders konstruierten Kontaktöfen an aktivierten Eisenkatalysatoren nach der Reaktionsgleichung N₂ + 3 H₂ 2 NH₃ umgesetzt werden. Als Synthesegas wurde früher meist ein durch Kohlevergasung gewonnenes Gemisch aus Wassergas und Generatorgas verwendet, das Stickstoff und Wasserstoff in einem geeigneten Mengenverhältnis enthält. Heute setzt man v. a. aus Erdgas oder Erdöl (oder Erdölprodukten) gewonnenen Wasserstoff sowie durch Luftzerlegung gewonnenen Stickstoff ein. Weitere Verfahren zur technischen Herstellung von Ammoniak sind das Casale-Verfahren, das Fauser-Verfahren, das Claude-Verfahren und das Mont-Cenis-Verfahren; sie unterscheiden sich vom Haber-Bosch-Verfahren hinsichtlich der Gewinnung des Synthesegases und in der Wahl von Druck, Temperatur und Katalysator. - Andere Verfahren, z. B. die Umsetzung des gasförmigen Stickstoffs der Luft zu Ammoniak mithilfe metallorganischer Komplexe in homogener Lösung oder biochemische Versuche mit bestimmten Mikroorganismen, haben bisher keine Bedeutung erlangt.

 

Verwendung:

 

Ammoniak ist eine anorganisch-chemische Grundchemikalie, die insbesondere als Ausgangsmaterial für die großtechnische Herstellung von Salpetersäure und von Nitraten für Düngemittel dient; ferner wird Ammoniak zur Herstellung von Harnstoff, Natriumcyanid, Blausäure und Natriumcarbonat (Soda) und vielen weiteren Verbindungen verwendet. Besonders in den USA wird flüssiges Ammoniak als Düngemittel dem Ackerboden direkt zugeführt. Verdünntes Ammoniak wird als mild alkalische Substanz wegen seiner benetzenden und fettlösenden Wirkung Reinigungs- und Putzmitteln zugesetzt. - In der präparativen anorganischen Chemie wird flüssiges Ammoniak, das geringfügig in Ammonium- und Amidionen dissoziiert (2 NH₃ NH₄⁺ + NH^-₂), oftmals als Lösungsmittel verwendet, so z. B. für Salze; diese unterliegen wie in Wasser der elektrolytischen Dissoziation. Alkali- und Erdalkalimetalle werden in flüssigem Ammoniak unter Bildung intensiv gefärbter Lösungen gelöst. Tiefblau gefärbte Lösungen von Natrium in Ammoniak werden in der präparativen organischen Chemie als Reduktionsmittel eingesetzt (Birch-Reduktion). Die Wasserstoffatome des Ammoniak können sukzessive durch Metallatome ersetzt werden, wobei man zu Metallamiden MNH₂, Metallimiden M₂NH und Metallnitriden M₃N gelangt. Die Substitution der Wasserstoffatome durch organische Reste führt zu primären, sekundären und tertiären Aminen.

 

Toxizität des Ammoniak Ammoniakvergiftung.