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Ammoniak

Ammoniak
  Ammoniak  Ammoniak 3D-Darstellung
Allgemein
Systematischer Name Ammoniak
bringt ( Siehe Texte )
Andere Namen Wasserstoffnitrid
Geist von Hirschhorn
Nitrosil
Dampfschiffe
Molekularformel NH 3
Molmasse 17,0304 g/mol
Aussehen Farbloses Gas mit
starker stechender Geruch
CAS-Nummer [7664-41-7]
Eigenschaften
Dichte u Phase 0,6813 g/l, Gas.
Löslichkeit in Wasser 89,9 g/100 ml bei 0 °C.
Schmelzpunkt -77,73 °C (195,42 K)
Siedepunkt -33,34 °C (239,81 K)
Säure (S K a ) ≈34
Basizität (S K b ) 4.75
Struktur
Molekulare Form Endstation
Dipolmoment 1,42 D
Bindungswinkel 107,5°
Gefahren
Sicherheitsdatenblätter Externe Sicherheitsdatenblätter
Hauptgefahren Giftig und ätzend.
NFPA-704

1 3 0
Flammpunkt 11 Grad
R/S-Erklärung R: R1 , R23 , R34 , R50
S: S1/2 , S16 , S36/37/39 ,
S45 , S61
RTECS-Nummer BO0875000
Ergänzende Datenseite
Struktur u
Eigenschaften
n , z r , etc.
Thermodynamisch
Daten
Phasenverhalten
Festes Flüssiggas
Spektraldaten UV, IR, NMR, MS
Verwandte Verbindungen
Andere Ionen Ammonium (NH 4 + )
Hydroxid (NH 4 OH)
Chlorid (NH 4 Kl)
Verwandte Verbindungen Hydrazin
Hydrazoesäure
Hydroxylamin
Chloramin

Ammoniak ist eine Verbindung von Stickstoff- und Wasserstoff mit der Formel NH 3 . Bei Standardtemperatur und -druck ist Ammoniak a Gas . Es ist giftig und korrosiv gegenüber einigen Materialien und hat einen charakteristischen stechenden Geruch. Ammoniak kann kommerziell verwendet werden wasserfreies Ammoniak (nicht in Wasser gelöst) oder eine wässrige Lösung aus Ammoniak und Wasser, die als Ammoniumhydroxid bezeichnet wird. Wasserfreies Ammoniak muss unter Druck oder bei niedriger Temperatur gelagert werden, um flüssig zu bleiben. Die Ammoniumhydroxidstärke wird in Einheiten von Baume (Dichte) gemessen, wobei 26 Grad Baume (etwa 30 Gewichtsprozent Ammoniak bei 15,5°C) das typische Handelsprodukt mit hoher Konzentration ist. Haushaltsammoniak reicht in der Konzentration von 5 bis 10 Gewichtsprozent Ammoniak. Siehe Baumé-Skala.

Ein Ammoniakmolekül hat eine trigonale Pyramidenform, wie von der VSEPR-Theorie vorhergesagt. Diese Form verleiht dem Molekül ein allgemeines Dipolmoment und macht es polar, sodass sich Ammoniak leicht in Wasser löst. Das Stickstoffatom im Molekül hat ein einsames Elektronenpaar und Ammoniak wirkt als Base. Das bedeutet, dass es in wässriger Lösung a dauern kann Proton aus Wasser ein Hydroxidanion und ein Ammoniumkation (NH 4 + ), die die Form eines regelmäßigen Tetraeders hat. Der Grad, in dem Ammoniak das Ammoniumion bildet, hängt vom pH-Wert der Lösung ab – bei einem „physiologischen“ pH-Wert (~7) sind etwa 99 % der Ammoniakmoleküle protoniert.

Die Hauptverwendung von Ammoniak liegt in der Herstellung von Düngemittel , Sprengstoffe und Polymere. Es ist auch der Wirkstoff in Haushaltsglasreinigern. Ammoniak kommt in geringen Mengen in der Atmosphäre vor und entsteht durch die Fäulnis von stickstoffhaltig tierische und pflanzliche Stoffe. Ammoniak und Ammoniumsalze werden in geringen Mengen auch im Regenwasser gefunden, während Ammoniumchlorid (Salmiak) und Ammoniumsulfat in vulkanischen Gebieten gefunden werden; Kristalle von Ammoniumbicarbonat wurden in patagonischem Guano gefunden. Die Nieren scheiden NH aus 4 + überschüssige Säure zu neutralisieren. Ammoniumsalze finden sich auch in allen fruchtbaren Böden und im Meerwasser verteilt. Stoffe, die Ammoniak enthalten oder ihm ähnlich sind, werden genannt ammoniakalisch .

Geschichte

Ammoniaksalze sind schon sehr früh bekannt; also der begriff Hammoniacus sal erscheint in den Schriften von Plinius, obwohl nicht bekannt ist, ob der Begriff mit dem moderneren identisch ist Sal-Ammoniak .

In Form von Salmiak war Ammoniak bekannt Alchemisten bereits im 13. Jahrhundert von Albertus Magnus erwähnt. Es wurde auch von Färbern in der verwendet Mittelalter in Form von fermentiertem Urin, um die Farbe von Pflanzenfarbstoffen zu verändern. Im 15. Jahrhundert zeigte Basilius Valentinus, dass Ammoniak durch Einwirkung von Alkalien auf Salmiak gewonnen werden kann. Zu einer späteren Zeit, als Salmiak durch Destillieren der Hufe und Hörner von Ochsen und Neutralisieren des resultierenden Carbonats mit gewonnen wurde Salzsäure , wurde der Name 'Hirschhorngeist' auf Ammoniak angewendet.

Gasförmiges Ammoniak wurde erstmals 1774 von Joseph Priestley isoliert und von ihm benannt alkalische Luft ; Es wurde jedoch vom Alchemisten Basil Valentine erworben. Elf Jahre später, 1785, stellte Claude Louis Berthollet seine Zusammensetzung fest.

Das Haber-Verfahren zur Herstellung von Ammoniak aus dem in der Luft enthaltenen Stickstoff wurde 1909 von Fritz Haber und Carl Bosch entwickelt und 1910 patentiert. Es wurde von den Deutschen erstmals industriell genutzt Erster Weltkrieg , nach der Blockade der Alliierten, die die Zufuhr von Nitraten unterbrach Chili . Das Ammoniak wurde zur Herstellung von Sprengstoff verwendet, um ihre Kriegsanstrengungen aufrechtzuerhalten.

Synthese und Produktion

Aufgrund seiner vielfältigen Verwendungsmöglichkeiten ist Ammoniak eine der am häufigsten produzierten anorganischen Chemikalien. Weltweit gibt es Dutzende von Chemieanlagen, die Ammoniak produzieren. Die weltweite Ammoniakproduktion im Jahr 2004 betrug 109 Millionen Tonnen. das Volksrepublik China produzierten 28,4 % der weltweiten Produktion, gefolgt von Indien mit 8,6 %, Russland mit 8,4 % und die Vereinigte Staaten mit 8,2 %. Etwa 80 % oder mehr des produzierten Ammoniaks wird zur Düngung landwirtschaftlicher Nutzpflanzen verwendet.

Vor Beginn des Erster Weltkrieg das meiste Ammoniak wurde durch die trockene Destillation von stickstoffhaltigen pflanzlichen und tierischen Abfallprodukten gewonnen, einschließlich Kamel Dung, wo es durch die Reduktion von salpetriger Säure und Nitriten mit destilliert wurde Wasserstoff ; außerdem wurde es durch die Destillation von hergestellt Kohle ; und auch durch die Zersetzung von Ammoniumsalzen durch alkalische Hydroxide wie Branntkalk, wobei das am häufigsten verwendete Salz das Chlorid (Salmiak) ist, also:

2NH 4 Cl + 2 CaO → CaCl zwei + Ca(OH) zwei + 2NH 3

Heute wird die typische moderne Ammoniak-Produktionsanlage zunächst umgestellt Erdgas (z. B. Methan) oder Flüssiggas (solche Gase sind Propan und Butan) oder Petroleum Naphtha in Gasform umzuwandeln Wasserstoff . Ausgehend von einem Erdgas-Ausgangsmaterial sind die Prozesse zur Herstellung des Wasserstoffs:

  • Der erste Schritt in diesem Prozess ist das Entfernen Schwefel Verbindungen aus dem Ausgangsmaterial, da Schwefel die in nachfolgenden Schritten verwendeten Katalysatoren deaktiviert. Die Entfernung von Schwefel erfordert eine katalytische Hydrierung, um Schwefelverbindungen in den Ausgangsmaterialien in gasförmigen Schwefelwasserstoff umzuwandeln:
H zwei + RSH → RH + H zwei S ( g )
  • Der gasförmige Schwefelwasserstoff wird dann absorbiert und entfernt, indem er durch Betten aus Zinkoxid geleitet wird, wo er in festes Zinksulfid umgewandelt wird:
H zwei S + ZnO → ZnS + H zwei Ö
  • Katalytische Dampfreformierung des schwefelfreien Ausgangsmaterials wird dann verwendet, um Wasserstoff plus Kohlenmonoxid zu bilden:
CH 4 +H zwei O → CO + 3 H zwei
  • Der nächste Schritt verwendet dann die katalytische Umwandlung, um das Kohlenmonoxid in umzuwandeln Kohlendioxid und mehr Wasserstoff:
CO + HO zwei O → CO zwei +H zwei
  • Das Kohlendioxid wird dann entweder durch Absorption in wässrigen Ethanolaminlösungen oder durch Adsorption in Druckwechseladsorbern (PSA) unter Verwendung proprietärer fester Adsorptionsmedien entfernt.
  • Der letzte Schritt bei der Herstellung des Wasserstoffs ist die katalytische Methanisierung, um kleine Restmengen an Kohlenmonoxid oder Kohlendioxid aus dem Wasserstoff zu entfernen:
CO + 3 HO zwei → CH 4 +H zwei Ö
CO zwei + 4 Std zwei → CH 4 + 2 Std zwei Ö
  • Zur Herstellung des gewünschten Endprodukts Ammoniak wird der Wasserstoff dann katalytisch mit Stickstoff (aus Prozessluft) zu wasserfreiem flüssigem Ammoniak umgesetzt. Dieser Schritt ist als Ammoniaksyntheseschleife bekannt (auch als Haber-Bosch-Prozess bezeichnet):
3 Std zwei +N zwei → 2NH 3

Die Dampfreformierung, die Shift-Umwandlung, die Kohlendioxidentfernung und die Methanisierungsschritte arbeiten jeweils bei absoluten Drücken von etwa 25 bis 35 bar, und die Ammoniaksyntheseschleife arbeitet bei absoluten Drücken im Bereich von 60 bis 180 bar, je nachdem, welches proprietäre Design verwendet wird. Es gibt viele Ingenieur- und Bauunternehmen, die proprietäre Konstruktionen für Ammoniaksyntheseanlagen anbieten. Haldor Topsoe von Dänemark , Lurgi AG aus Deutschland , und Kellogg, Brown und Root aus den Vereinigten Staaten gehören zu den erfahrensten Unternehmen auf diesem Gebiet.

Biosynthese

In bestimmten Organismen wird Ammoniak aus atmosphärischem N hergestellt zwei durch Enzyme namens Nitrogenasen. Der Gesamtprozess wird aufgerufen Stickstoff-Fixierung . Obwohl es unwahrscheinlich ist, dass biomimetische Methoden entwickelt werden, die mit dem Haber-Prozess konkurrieren, wurden intensive Anstrengungen unternommen, um den Mechanismus der biologischen Stickstofffixierung zu verstehen. Das wissenschaftliche Interesse an diesem Problem wird durch die ungewöhnliche Struktur des aktiven Zentrums des Enzyms motiviert, das aus einem Fe besteht 7 nicht 9 Ensemble.

Ammoniak ist auch ein Stoffwechselprodukt der Aminosäuredesaminierung. Beim Menschen wird es schnell in Harnstoff umgewandelt, der viel weniger toxisch ist. Dieser Harnstoff ist ein Hauptbestandteil des Trockengewichts des Urins.

Eigenschaften

Ammoniak ist ein farbloses Gas mit einem charakteristischen stechenden Geruch; es ist leichter als Luft, seine Dichte beträgt das 0,589-fache von Luft . Es ist leicht verflüssigbar; die Flüssigkeit siedet bei -33,3 °C und verfestigt sich bei -77,7 °C zu einer Masse weißer Kristalle. Flüssiges Ammoniak besitzt starke ionisierende Kräfte (ε = 22), und Lösungen von Salze in flüssigem Ammoniak wurden viel untersucht. Flüssiges Ammoniak hat eine sehr hohe Standardverdampfungsenthalpieänderung (23,35 kJ/mol, vgl. Wasser 40,65 kJ/mol, Methan 8,19 kJ/mol, Phosphin 14,6 kJ/mol) und kann daher im Labor in nicht isolierten Gefäßen bei Raumtemperatur verwendet werden, obwohl es weit über seinem Siedepunkt liegt.

Es ist mit Wasser mischbar. Das gesamte in einer wässrigen Lösung des Gases enthaltene Ammoniak kann durch Sieden ausgetrieben werden. Das wässrig Ammoniaklösung ist basisch. Die maximale Konzentration von Ammoniak in Wasser (einer gesättigten Lösung) hat eine Dichte von 0,880 g/cm³ und wird oft als „.880 Ammonia“ bezeichnet. Ammoniak hält die Verbrennung nicht aufrecht und brennt nicht ohne weiteres, wenn es nicht damit vermischt wird Sauerstoff , wenn es mit einer blass gelblich-grünen Flamme brennt. Bei hoher Temperatur und in Gegenwart eines geeigneten Katalysators wird Ammoniak in seine Bestandteile zerlegt. Chlor fängt Feuer, wenn es in Ammoniak übergeht, und bildet sich Stickstoff- und Salzsäure ; sofern das Ammoniak nicht im Überschuss vorhanden ist, das hochexplosive Stickstofftrichlorid (NCl 3 ) wird ebenfalls gebildet.

Das Ammoniakmolekül erfährt bei Raumtemperatur leicht eine Stickstoffinversion – das heißt, das Stickstoffatom passiert die Symmetrieebene der drei Wasserstoffatome; Eine nützliche Analogie ist ein Regenschirm, der sich bei starkem Wind umstülpt. Die Energiebarriere für diese Inversion beträgt 24,7 kJ/mol in Ammoniak, und die Resonanzfrequenz beträgt 23,79 GHz, was einer Mikrowellenstrahlung mit einer Wellenlänge von 1,260 cm entspricht. Die Absorption bei dieser Frequenz war das erste beobachtete Mikrowellenspektrum.

Bildung von Salzen

Eine der charakteristischsten Eigenschaften von Ammoniak ist seine Fähigkeit, sich direkt mit Säuren zu verbinden Salze ; also mit Salzsäure es bildet Ammoniumchlorid (Salmiak); mit Salpetersäure, Ammoniumnitrat usw. Vollkommen trockenes Ammoniak verbindet sich jedoch nicht mit vollkommen trockenem Chlorwasserstoff, einem Gas, Feuchtigkeit, das notwendig ist, um die Reaktion herbeizuführen.

NH 3 + HCl → NH 4 Kl

Die durch die Einwirkung von Ammoniak auf Säuren entstehenden Salze sind als Ammoniumsalze bekannt und enthalten alle das Ammoniumion (NH 4 + ).

Säure

Obwohl Ammoniak als Base bekannt ist, kann es auch als extrem schwache Säure wirken. Es ist eine protische Substanz und kann in die dissoziieren Amid (NH zwei )-Ion, zum Beispiel wenn festes Lithiumnitrid zu flüssigem Ammoniak gegeben wird, wodurch eine Lithiumamidlösung entsteht:

Dass 3 N ( s ) + 2NH 3 ( l ) → 3 Li + ( bin ) + 3NH zwei ( bin )

Dies ist eine Brønsted-Lowry-Säure-Base-Reaktion, bei der Ammoniak als Säure wirkt.

Bildung anderer Verbindungen

Ammoniak kann bei Substitutionsreaktionen als Nukleophil wirken. Amine können durch die Reaktion von Ammoniak mit Alkylhalogeniden gebildet werden, obwohl das resultierende –NH zwei -Gruppe ist auch nucleophil und sekundäre und tertiäre Amine werden oft als Nebenprodukte gebildet. Die Verwendung eines Überschusses an Ammoniak trägt dazu bei, die Mehrfachsubstitution zu minimieren und den gebildeten Halogenwasserstoff zu neutralisieren. Methylamin wird kommerziell durch die Reaktion von Ammoniak mit Chlormethan hergestellt, und die Reaktion von Ammoniak mit 2-Brompropansäure wurde verwendet, um racemisches Alanin in 70 % Ausbeute herzustellen. Ethanolamin wird durch eine Ringöffnungsreaktion mit Ethylenoxid hergestellt: Die Reaktion wird manchmal weiter gehen gelassen, um Diethanolamin und Triethanolamin zu erzeugen.

Amide können durch die Reaktion von Ammoniak mit einer Reihe von Carbonsäurederivaten hergestellt werden. Acylchloride sind am reaktivsten, aber das Ammoniak muss in einem mindestens zweifachen Überschuss vorhanden sein, um den gebildeten Chlorwasserstoff zu neutralisieren. Auch Ester und Anhydride reagieren mit Ammoniak zu Amiden. Ammoniumsalze von Carbonsäuren können zu Amiden dehydratisiert werden, solange keine thermisch empfindlichen Gruppen vorhanden sind: Temperaturen von 150–200 °C sind erforderlich.

Das Wasserstoff in Ammoniak ist in der Lage, durch zu ersetzen Metalle , daher Magnesium verbrennt im Gas unter Bildung von Magnesiumnitrid Mg 3 N zwei , und wenn das Gas über erhitzt wird Natrium oder Kalium , Natriumamid, NaNH zwei und Kaliumamid, KNH zwei , sind geformt. Wo es in der Ersatznomenklatur erforderlich ist, bevorzugen IUPAC-Empfehlungen den Namen Kommen Sie zu Ammoniak: daher würde Chloramin benannt werden Chlorazan in der Ersatznomenklatur nicht Chlorammoniak .

Ammoniak als Ligand

Ammoniak kann als Ligand in Übergangsmetallkomplexen wirken. Es ist ein reiner σ-Donor in der Mitte der spektrochemischen Reihe und zeigt ein intermediäres Hart-Weich-Verhalten. Aus historischen Gründen wird Ammoniak benannt Amine in der Nomenklatur der Koordinationsverbindungen. Einige bemerkenswerte Amminkomplexe umfassen:

  • Tetraaminkupfer(II) , [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ , ein charakteristischer dunkelblauer Komplex, der durch Zugabe von Ammoniak zu einer Lösung von Kupfer(II)-Salzen gebildet wird.
  • Diaminsilber(I) , [Ag(KLEIN) 3 ) zwei ] + , die aktive Spezies in Tollens' Reagenz. Die Bildung dieses Komplexes kann auch helfen, zwischen Niederschlägen der verschiedenen Silberhalogenide zu unterscheiden: AgCl ist in verdünnter (2 M) Ammoniaklösung löslich, AgBr ist nur in konzentrierter Ammoniaklösung löslich, während AgI in wässriger Ammoniaklösung unlöslich ist.

Amminkomplexe von Chrom (III) waren im späten 19. Jahrhundert bekannt und bildeten die Grundlage von Alfred Werners Theorie der Koordinationsverbindungen. Werner bemerkte, dass nur zwei Isomere ( tun - und mehr -) des Komplexes [CrCl 3 (NH 3 ) 3 ] gebildet werden konnten, und folgerten, dass die Liganden an den Eckpunkten eines Oktaeders um das Metallion herum angeordnet sein müssen. Dies wurde inzwischen durch Röntgenkristallographie bestätigt.

Ein an ein Metallion gebundener Amminligand ist deutlich saurer als ein freies Ammoniakmolekül, obwohl eine Deprotonierung in wässriger Lösung noch selten ist. Ein Beispiel ist die Calomel-Reaktion, bei der die resultierende Amidoquecksilber(II)-Verbindung sehr unlöslich ist.

Hg zwei Kl zwei + 2NH 3 → Hg + HgCl(NH zwei ) + NH 4 + +Kl

Verwendet

Die wichtigste Einzelverwendung von Ammoniak ist die Herstellung von Salpetersäure. Eine Mischung aus einem Teil Ammoniak zu neun Teilen Luft wird über a geleitet Platin Netzkatalysator bei 850 °C, woraufhin das Ammoniak zu Stickoxid oxidiert wird.

4NH 3 + 5 Ö zwei → 4NO + 6H zwei Ö

Der Katalysator ist wesentlich, da die normale Oxidation (oder Verbrennung) von Ammoniak ergibt Distickstoff und Wasser: Die Produktion von Stickoxid ist ein Beispiel für kinetische Kontrolle. Beim Abkühlen des Gasgemisches auf 200–250 °C wird das Stickoxid wiederum durch den Überschuss an oxidiert Sauerstoff in der Mischung vorhanden ist, um Stickstoffdioxid zu ergeben. Dieses wird mit Wasser zu Salpetersäure zur Verwendung bei der Herstellung von umgesetzt Düngemittel und Sprengstoff.

Abgesehen davon, dass es als Düngemittelbestandteil dient, kann Ammoniak auch direkt als Düngemittel verwendet werden, indem es ohne zusätzliche chemische Verarbeitung eine Lösung mit Gießwasser bildet. Diese spätere Nutzung ermöglicht den kontinuierlichen Anbau stickstoffabhängiger Nutzpflanzen wie z Mais (Mais) ohne Ernte Drehung, aber diese Art der Verwendung führt zu einer schlechten Boden die Gesundheit.

Ammoniak hat thermodynamische Eigenschaften, die es als Kältemittel sehr gut geeignet machen, da es sich leicht unter Druck verflüssigt und vor dem Aufkommen von Halogenalkanen wie Freon in praktisch allen Kühlaggregaten verwendet wurde. Ammoniak ist jedoch ein giftiger Reizstoff und seine Ätzwirkung auf jeden Kupfer Legierungen erhöht das Risiko, dass ein unerwünschtes Leck entsteht und eine schädliche Gefahr verursacht. Der Einsatz in Kleinkühlgeräten wurde weitgehend durch Haloalkane ersetzt, die keine giftigen Reizstoffe darstellen und praktisch nicht brennbar sind. Ammoniak wird weiterhin als Kältemittel in großen Industrieprozessen wie der Masseneisherstellung und der industriellen Lebensmittelverarbeitung verwendet. Ammoniak ist auch als Komponente in Kältemaschinen vom Absorptionstyp nützlich, die keine Kompressions- und Expansionszyklen verwenden, sondern Wärmeunterschiede ausnutzen können. Da die Implikation von Haloalkanen einen wesentlichen Beitrag dazu leistet Ozonabbau wird Ammoniak wieder vermehrt als Kältemittel eingesetzt.

Manchmal wird es auch dem Trinkwasser zugesetzt Chlor um Chloramin zu bilden, ein Desinfektionsmittel. Im Gegensatz zu Chlor allein verbindet sich Chloramin nicht mit organischen (kohlenstoffhaltigen) Materialien, um krebserregende Halomethane wie Chloroform zu bilden.

Flüssiges Ammoniak wurde als Treibstoff für das Raketenflugzeug X-15 verwendet. Obwohl es nicht so stark ist wie andere Treibstoffe, hinterließ es keinen Ruß im wiederverwendbaren Raketentriebwerk und hat ungefähr die gleiche Dichte wie das Oxidationsmittel Flüssigsauerstoff, was es vereinfachte, dass das Flugzeug im Flug den gleichen Schwerpunkt beibehielt.

In den 1960er Jahren Tabak Unternehmen wie z Braun & Williamson und Philip morris begann Ammoniak in Zigaretten zu verwenden. Die Zugabe von Ammoniak dient dazu, die Abgabe von Nikotin in den Blutstrom zu verbessern. Dadurch wurde die Verstärkungswirkung des Nikotins verstärkt, wodurch die Suchtfähigkeit gesteigert wurde, ohne den Nikotinanteil tatsächlich zu erhöhen.

Die Rolle von Ammoniak in biologischen Systemen und menschlichen Krankheiten

Ammoniak ist eine wichtige Stickstoffquelle für lebende Systeme. Obwohl atmosphärischer Stickstoff reichlich vorhanden ist, sind nur wenige Lebewesen in der Lage, diesen Stickstoff zu nutzen. Stickstoff wird für die Synthese von Aminosäuren benötigt, die die Bausteine ​​von sind Protein . Einige Pflanzen sind auf Ammoniak und andere stickstoffhaltige Abfälle angewiesen, die durch zerfallende Materie in den Boden eingebracht werden. Andere, wie stickstofffixierende Leguminosen, profitieren von symbiotischen Beziehungen mit Rhizobien, die Ammoniak aus atmosphärischem Stickstoff erzeugen.

Ammoniak spielt auch eine Rolle sowohl in der normalen als auch in der abnormalen Tierphysiologie. Ammoniak entsteht durch den normalen Aminosäurestoffwechsel und ist in hohen Konzentrationen giftig. Die Leber wandelt Ammoniak durch eine Reihe von Reaktionen, die als Harnstoffzyklus bekannt sind, in Harnstoff um. Eine Leberfunktionsstörung, wie sie bei Zirrhose auftritt, kann zu erhöhten Mengen an Ammoniak im Blut führen (Hyperammonämie). Ebenso führen Defekte in den für den Harnstoffzyklus verantwortlichen Enzymen wie der Ornithin-Transcarbamylase zu einer Hyperammonämie. Hyperammonämie trägt zur Verwirrtheit und zum Koma der hepatischen Enzephalopathie sowie der neurologischen Erkrankung bei, die häufig bei Menschen mit Störungen des Harnstoffzyklus und organischer Acidurie auftritt.

Ammoniak ist wichtig für ein normales Säure-Basen-Gleichgewicht der Tiere. Nach der Bildung von Ammonium aus Glutamin kann α-Ketoglutarat abgebaut werden, um zwei Moleküle Bicarbonat zu produzieren, die dann als Puffer für Nahrungssäuren verfügbar sind. Ammonium wird mit dem Urin ausgeschieden, was zu einem Nettosäureverlust führt. Ammoniak kann selbst durch die Nierentubuli diffundieren, sich mit einem Wasserstoffion verbinden und so eine weitere Säureausscheidung ermöglichen.

Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel

Flüssiges Ammoniak ist das bekannteste und am häufigsten untersuchte nichtwässrige ionisierende Lösungsmittel. Seine auffälligste Eigenschaft ist seine Fähigkeit, Alkalimetalle aufzulösen, um stark gefärbte, elektrisch leitende Lösungen zu bilden, die solvatisierte Elektronen enthalten. Abgesehen von diesen bemerkenswerten Lösungen kann ein Großteil der Chemie in flüssigem Ammoniak durch Analogie zu verwandten Reaktionen in wässrigen Lösungen klassifiziert werden. Vergleich der physikalischen Eigenschaften von NH 3 mit denen von Wasser zeigt, dass NH 3 hat den niedrigeren Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dichte, Viskosität, Dielektrizitätskonstante und elektrische Leitfähigkeit; dies ist zumindest teilweise auf die schwächere H-Bindung in NH zurückzuführen 3 und die Tatsache, dass eine solche Bindung keine vernetzten Netzwerke bilden kann, da jedes NH 3 Molekül hat nur 1 freies Elektronenpaar im Vergleich zu 2 für jedes H zwei O-Molekül. Die ionische Selbstdissoziationskonstante von flüssigem NH 3 bei −50 °C beträgt ca. 10 -33 mol zwei •l -zwei .

Löslichkeit von Salzen

Löslichkeit (g Salz pro 100 g flüssiges NH 3 )
Ammoniumacetat 253.2
Ammoniumnitrat 389.6
Lithiumnitrat 243.7
Natriumnitrat 97.6
Kaliumnitrat 10.4
Natriumfluorid 0,35
Natriumchlorid 3.0
Natriumbromid 138,0
Natriumjodid 161.9
Natriumthiocyanat 205.5

Flüssiges Ammoniak ist ein ionisierendes Lösungsmittel, wenn auch weniger stark als Wasser, und löst eine Reihe ionischer Verbindungen auf, darunter viele Nitrate, Nitrite, Cyanide und Thiocyanate. Die meisten Ammoniumsalze sind löslich, und diese Salze wirken in flüssigen Ammoniaklösungen als Säuren. Die Löslichkeit von Halogenidsalzen nimmt von Fluorid zu Iodid zu. Eine gesättigte Lösung von Ammoniumnitrat enthält 0,83 Mol gelösten Stoff pro Mol Ammoniak und hat selbst bei 25 °C einen Dampfdruck von weniger als 1 bar.

Lösungen von Metallen

Flüssiges Ammoniak löst die Alkalimetalle und andere elektropositive Metalle wie z Kalzium , Strontium , Barium , Europium und Ytterbium . Bei niedrigen Konzentrationen (<0,06 mol/L) bilden sich tiefblaue Lösungen: Diese enthalten Metallkationen und solvatisierte Elektronen, freie Elektronen, die von einem Käfig aus Ammoniakmolekülen umgeben sind.

Diese Lösungen sind als starke Reduktionsmittel sehr nützlich. Bei höheren Konzentrationen haben die Lösungen ein metallisches Aussehen und eine elektrische Leitfähigkeit. Bei niedrigen Temperaturen können die beiden Lösungstypen als nicht mischbare Phasen koexistieren.

Redoxeigenschaften von flüssigem Ammoniak

UND ° (V, Ammoniak) UND ° (V, Wasser)
Dass + + und Dass −2.24 −3.04
K + + und K −1,98 −2,93
Schon + + und Schon −1,85 −2,71
Zn 2+ +2e Zn −0,53 −0,76
NH 4 + + und ½ Std zwei +NH 3 0.00
Mit 2+ +2e Mit +0,43 +0,34
Bei + + und Bei +0,83 +0,80

Der Bereich der thermodynamischen Stabilität flüssiger Ammoniaklösungen ist sehr eng, ebenso das Oxidationspotential Distickstoff , UND ° (N zwei + 6 KLEIN 4 + + 6e 8 KLEIN 3 ), beträgt nur +0,04 V. In der Praxis werden sowohl Oxidation zu Distickstoff als auch Reduktion zu Diwasserstoff sind langsam. Dies gilt insbesondere für reduzierende Lösungen: Die Lösungen der oben genannten Alkalimetalle sind mehrere Tage stabil und zerfallen langsam zum Metallamid und Diwasserstoff. Die meisten Studien mit flüssigen Ammoniaklösungen werden unter reduzierenden Bedingungen durchgeführt: Obwohl die Oxidation von flüssigem Ammoniak normalerweise langsam ist, besteht immer noch Explosionsgefahr, insbesondere wenn Übergangsmetallionen als mögliche Katalysatoren vorhanden sind.

Erkennung und Bestimmung

Ammoniak und Ammoniumsalze lassen sich leicht in sehr geringen Spuren durch Zugabe von Nessler'scher Lösung nachweisen, die in Gegenwart der geringsten Spur von Ammoniak oder Ammoniumsalzen eine deutliche Gelbfärbung ergibt. Schwefelstäbe werden verbrannt, um kleine Lecks in industriellen Ammoniak-Kühlsystemen zu erkennen. Größere Mengen können durch Erwärmen der Salze mit Ätzalkali oder mit Branntkalk nachgewiesen werden, wobei sofort der charakteristische Ammoniakgeruch wahrnehmbar ist. Der Gehalt an Ammoniak in Ammoniumsalzen kann quantitativ durch Destillation der Salze mit abgeschätzt werden Natrium oder Kaliumhydroxid, wobei das entstehende Ammoniak in einem bekannten Standardvolumen absorbiert wird Schwefelsäure und der Säureüberschuss dann volumetrisch bestimmt; oder das Ammoniak kann absorbiert werden Salzsäure und das so gebildete Ammoniumchlorid fiel als Ammoniumhexachloroplatinat (NH 4 ) zwei PtCl 6 .

Interstellarer Raum

Ammoniak wurde erstmals 1968 im interstellaren Raum nachgewiesen, basierend auf Mikrowellenemissionen aus der Richtung des galaktischer Kern . Dies war das erste mehratomige Molekül, das so nachgewiesen wurde. Die Empfindlichkeit des Moleküls gegenüber einer Vielzahl von Anregungen und die Leichtigkeit, mit der es in einer Reihe von Regionen beobachtet werden kann, hat Ammoniak zu einem der wichtigsten Moleküle für die Untersuchung von Molekülwolken gemacht. Aus der relativen Intensität der Ammoniaklinien kann die Temperatur des emittierenden Mediums gemessen werden.

Die folgenden Isotopenarten von Ammoniak wurden nachgewiesen:

NH 3 , fünfzehn NH 3 , NH zwei D, NHD zwei , und ND 3

Der Nachweis von dreifach deuteriertem Ammoniak wurde als Überraschung angesehen, da Deuterium relativ knapp ist. Es wird angenommen, dass die niedrigen Temperaturbedingungen es diesem Molekül ermöglichen, zu überleben und sich anzusammeln. Das Ammoniakmolekül wurde auch in den Atmosphären der USA nachgewiesen Gasriese Planeten, einschließlich Jupiter, zusammen mit anderen Gasen wie Methan, Wasserstoff , und Helium . Das Innere von Saturn kann gefrorene Ammoniakkristalle enthalten.

Sicherheitsvorkehrungen

Informationen zur Toxizität und Lagerung

  Salzsäureprobe, die HCl-Dämpfe freisetzt, die mit Ammoniakdämpfen reagieren, um einen weißen Ammoniumchloridrauch zu erzeugen.   Vergrößern Salzsäureprobe, die HCl-Dämpfe freisetzt, die mit Ammoniakdämpfen reagieren, um einen weißen Ammoniumchloridrauch zu erzeugen.

Die Toxizität von Ammoniaklösungen verursacht normalerweise keine Probleme für Menschen und andere Säugetiere, da ein spezifischer Mechanismus vorhanden ist, um ihre Anreicherung im Blutkreislauf zu verhindern. Ammoniak wird durch das Enzym Carbamoylphosphat-Synthase in Carbamoylphosphat umgewandelt und tritt dann in den Harnstoffzyklus ein, um entweder in Aminosäuren eingebaut oder mit dem Urin ausgeschieden zu werden. Jedoch Fische und Amphibien fehlt dieser Mechanismus, da sie Ammoniak in der Regel durch direkte Ausscheidung aus ihrem Körper eliminieren können. Ammoniak selbst in verdünnten Konzentrationen ist für Wassertiere hochgiftig und wird aus diesem Grund als Gefährlich für die Umwelt . Ammoniumverbindungen sollten niemals mit Basen in Kontakt kommen (es sei denn, es handelt sich um eine beabsichtigte und eingeschlossene Reaktion), da gefährliche Mengen an Ammoniakgas freigesetzt werden könnten.

Haushaltsgebrauch

Lösungen von Ammoniak (5–10 Gew.-%) werden als Haushaltsreiniger, insbesondere für Glas, verwendet. Diese Lösungen reizen Augen und Schleimhäute (Atem- und Verdauungstrakt) und in geringerem Maße die Haut. Sie sollten noch nie mit gemischt werden Chlor -haltige Produkte oder starke Oxidationsmittel, z. B. Haushaltsbleiche, da eine Vielzahl giftiger und krebserregender Verbindungen gebildet werden ( z.B. , Chloramin, Hydrazin und Chlorgas).

Laboranwendung von Ammoniaklösungen

Die Gefahren von Ammoniaklösungen hängen von der Konzentration ab: „verdünnte“ Ammoniaklösungen sind normalerweise 5–10 Gew.-% (<5,62 mol/L); 'konzentrierte' Lösungen werden normalerweise mit > 25 Gew.-% hergestellt. Eine 25 gew.-%ige Lösung hat eine Dichte von 0,907 g/cm³, und eine Lösung mit geringerer Dichte ist konzentrierter. Die EU-Klassifizierung von Ammoniaklösungen ist in der Tabelle angegeben.

Konzentration
nach Gewicht
Molarität Einstufung R-Sätze
5–10 % 2,87–5,62 mol/L Reizend ( Xi ) R36/37/38
10–25 % 5,62–13,29 mol/l Ätzend ( C ) R34
>25% >13,29 mol/l Ätzend ( C )
Gefährlich für
die Umgebung ( N )
R34 , R50
S-Sätze: S1/2 , S16 , S36/37/39 , S45 , S61 .

Der Ammoniakdampf aus konzentrierten Ammoniaklösungen reizt stark die Augen und die Atemwege, und diese Lösungen sollten nur in einem Abzug gehandhabt werden. Gesättigte ('0,880') Lösungen können bei warmem Wetter einen erheblichen Druck in einer geschlossenen Flasche entwickeln, und die Flasche sollte vorsichtig geöffnet werden: Dies ist normalerweise kein Problem für 25%ige ('0,900') Lösungen.

Ammoniaklösungen sollten nicht mit Halogenen gemischt werden, da giftige und/oder explosive Produkte entstehen. Längerer Kontakt von Ammoniaklösungen mit Silber, Merkur oder Jodidsalze können ebenfalls zu explosiven Produkten führen: Solche Mischungen werden oft bei qualitativen chemischen Analysen gebildet und sollten vor der Entsorgung nach Abschluss des Tests angesäuert und verdünnt werden.

Laborverwendung von wasserfreiem Ammoniak (Gas oder Flüssigkeit)

Wasserfreies Ammoniak wird klassifiziert als giftig ( T ) und Gefährlich für die Umwelt ( N ). Das Gas ist brennbar (Selbstentzündungstemperatur: 651 °C) und kann mit Luft explosive Gemische bilden (16–25 %). Die zulässige Expositionsgrenze (PEL) in den Vereinigten Staaten beträgt 50 ppm (35 mg/m 3 ), während die IDLH-Konzentration auf 300 ppm geschätzt wird. Eine wiederholte Exposition gegenüber Ammoniak verringert die Empfindlichkeit gegenüber dem Gasgeruch: Normalerweise ist der Geruch bei Konzentrationen von weniger als 0,5 ppm wahrnehmbar, aber desensibilisierte Personen können ihn möglicherweise sogar bei Konzentrationen von 100 ppm nicht wahrnehmen. Wasserfreies Ammoniak korrodiert kupfer- und zinkhaltige Legierungen, daher sollten Messingfittings nicht für den Umgang mit dem Gas verwendet werden. Flüssiges Ammoniak kann auch Gummi und bestimmte Kunststoffe angreifen.

Ammoniak reagiert heftig mit den Halogenen und verursacht die explosionsartige Polymerisation von Ethylenoxid. Es bildet auch explosive Verbindungen mit Verbindungen von Gold, Silber- , Merkur , Germanium oder Tellur , und mit Stibine. Heftige Reaktionen wurden auch mit Acetaldehyd, Hypochloritlösungen, Kaliumferricyanid und Peroxiden berichtet.