Ammoniak

Ammoniak ⓘ

Bezeichnungen
IUPAC-Bezeichnung Ammoniak
Systematische IUPAC-Bezeichnung Azan
Andere Namen Hydrogennitrid R-717, R717 (Kältemittel)
Bezeichnungen
CAS-Nummer	7664-41-7
3D-Modell (JSmol)	Interaktives Bild
3DMet	B00004
Beilstein-Referenz	3587154
ChEBI	CHEBI:16134
ChEMBL	ChEMBL1160819
ChemSpider	217
EC-Nummer	231-635-3
Gmelin Referenz	79
KEGG	D02916
MeSH	Ammoniak
PubChem CID	222
RTECS-Nummer	BO0875000
UNII	5138Q19F1X
UN-Nummer	1005
InChI InChI=1S/H3N/h1H3  Schlüssel: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/H3N/h1H3 Schlüssel: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
SMILES N
Eigenschaften
Chemische Formel	NH3
Molekulare Masse	17,031 g/mol
Erscheinungsbild	Farbloses Gas
Geruch	stark stechender Geruch
Dichte	0,86 kg/m3 (1,013 bar am Siedepunkt) 0,769 kg/m3 (STP) 0,73 kg/m3 (1,013 bar bei 15 °C) 681,9 kg/m3 bei -33,3 °C (flüssig) Siehe auch Ammoniak (Datenseite) 817 kg/m3 bei -80 °C (transparenter Feststoff)
Schmelzpunkt	-77,73 °C (-107,91 °F; 195,42 K) (Tripelpunkt bei 6.060 kPa, 195,4 K)
Siedepunkt	-33,34 °C (-28,01 °F; 239,81 K)
Kritischer Punkt (T, P)	132,4 °C (405,5 K), 111,3 atm (11.280 kPa)
Löslichkeit in Wasser	47% w/w (0 °C) 31% w/w (25 °C) 18 % w/w (50 °C)
Löslichkeit	löslich in Chloroform, Ether, Ethanol, Methanol
Dampfdruck	857,3 kPa
Azidität (pKa)	32,5 (-33 °C), 9,24 (von Ammonium)
Basizität (pKb)	4.75
Konjugierte Säure	Ammonium
Konjugierte Base	Amid
Magnetische Suszeptibilität (χ)	-18,0-10-6 cm3/mol
Brechungsindex (nD)	1.3327
Viskosität	10,07 µPa-s (25 °C) 0,276 mPa-s (-40 °C)
Struktur
Punktgruppe	C3v
Molekulare Form	Trigonale Pyramide
Dipolmoment	1.42 D
Thermochemie
Std. molare Entropie (So298)	193 J-mol-1-K-1
Std. Bildungsenthalpie Bildung (ΔfH⦵298)	-46 kJ-mol-1
Gefahren
GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H280, H314, H331, H410
Sicherheitshinweise	P260, P273, P280, P303+P361+P353, P304+P340+P311, P305+P351+P338+P310
NFPA 704 (Feuerdiamant)	3 1 0 COR
Flammpunkt	132 °C (270 °F; 405 K)
Selbstentzündung temperatur	651 °C (1.204 °F; 924 K)
Explosionsgrenzen	15,0–33,6%
Tödliche Dosis oder Konzentration (LD, LC):
LD50 (mediane Dosis)	0,015 mL/kg (Mensch, oral)
LC50 (mittlere Konzentration)	40.300 ppm (Ratte, 10 min) 28.595 ppm (Ratte, 20 min) 20.300 ppm (Ratte, 40 min) 11.590 ppm (Ratte, 1 Stunde) 7338 ppm (Ratte, 1 Std.) 4837 ppm (Maus, 1 Std.) 9859 ppm (Kaninchen, 1 Std.) 9859 ppm (Katze, 1 Std.) 2000 ppm (Ratte, 4 Std.) 4230 ppm (Maus, 1 Std.)
LCLo (niedrigster veröffentlichter Wert)	5000 ppm (Säugetier, 5 min) 5000 ppm (Mensch, 5 min)
NIOSH (US-Grenzwerte für die Gesundheit):
PEL (Zulässig)	50 ppm (25 ppm ACGIH- TLV; 35 ppm STEL)
REL (Empfohlen)	TWA 25 ppm (18 mg/m3) ST 35 ppm (27 mg/m3)
IDLH (Unmittelbare Gefahr)	300 ppm
Sicherheitsdatenblatt (SDS)	ICSC 0414 (wasserfrei)
Verwandte Verbindungen
Andere Kationen	Phosphin Arsin Stibin Bismuthin
Verwandte Stickstoffhydride	Hydrazin Hydrazoesäure
Verwandte Verbindungen	Ammoniumhydroxid
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Stoffe im Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verifizieren (was ist  ?) Infobox Referenzen

Ammoniak ist eine Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff mit der Formel NH₃. Ammoniak ist ein stabiles binäres Hydrid und das einfachste Stickstoffhydrid. Es ist ein farbloses Gas mit einem deutlich stechenden Geruch. Biologisch gesehen ist Ammoniak ein häufig vorkommender stickstoffhaltiger Abfallstoff, vor allem bei Wasserorganismen, und es trägt wesentlich zur Deckung des Nährstoffbedarfs von Landorganismen bei, da es als Vorprodukt für 45 % der weltweiten Nahrungsmittel und Düngemittel dient. Ammoniak ist außerdem direkt oder indirekt ein Baustein für die Synthese vieler pharmazeutischer Produkte und wird in vielen kommerziellen Reinigungsmitteln verwendet. Es wird hauptsächlich durch Abwärtsverdrängung aus der Luft und dem Wasser gesammelt. ⓘ

Obwohl Ammoniak in der Natur häufig vorkommt - sowohl auf der Erde als auch auf den äußeren Planeten des Sonnensystems - und weit verbreitet ist, ist es in konzentrierter Form sowohl ätzend als auch gefährlich. In vielen Ländern ist Ammoniak als extrem gefährlicher Stoff eingestuft und unterliegt strengen Meldepflichten für Anlagen, die Ammoniak in großen Mengen herstellen, lagern oder verwenden. ⓘ

Die weltweite industrielle Produktion von Ammoniak lag 2018 bei 175 Millionen Tonnen und hat sich damit im Vergleich zur weltweiten industriellen Produktion von 2013 (175 Millionen Tonnen) nicht wesentlich verändert. Im Jahr 2021 werden es 235 Millionen Tonnen sein, wobei nur sehr wenig in den Vereinigten Staaten hergestellt wird. Industrielles Ammoniak wird entweder als Ammoniaklauge (in der Regel 28 % Ammoniak in Wasser) oder als unter Druck stehendes oder gekühltes wasserfreies flüssiges Ammoniak verkauft, das in Kesselwagen oder Zylindern transportiert wird. ⓘ

NH₃ siedet bei -33,34 °C (-28,012 °F) bei einem Druck von einer Atmosphäre, daher muss die Flüssigkeit unter Druck oder bei niedriger Temperatur gelagert werden. Haushalts-Ammoniak oder Ammoniumhydroxid ist eine Lösung von NH₃ in Wasser. Die Konzentration solcher Lösungen wird in Einheiten der Baumé-Skala (Dichte) gemessen, wobei 26 Grad Baumé (etwa 30 % (nach Gewicht) Ammoniak bei 15,5 °C oder 59,9 °F) das typische hochkonzentrierte Handelsprodukt ist. ⓘ

Ammoniak (von lateinisch ammoniacum; Aussprache: Betonung in den nördlichen Varianten des Standarddeutschen auf der letzten Silbe: [amoni̯ˈak]; in den südlichen Varianten hingegen meist auf der ersten: [ˈamoni̯ak]) ist eine chemische Verbindung von Stickstoff und Wasserstoff mit der Summenformel NH₃. Es ist ein stark stechend riechendes, farbloses, wasserlösliches und giftiges Gas, das zu Tränen reizt und erstickend wirkt. Ammoniak ist ein amphoterer Stoff: Unter wässrigen Bedingungen wirkt es als Base. Es bildet mehrere Reihen von Salzen: die kationischen Ammoniumsalze sowie die anionischen Amide, Imide und Nitride, bei denen ein (Amide), zwei (Imide) oder alle (Nitride) Protonen (Wasserstoffionen) durch Metallionen ersetzt sind. ⓘ

Ammoniak ist eine der meistproduzierten Chemikalien und Grundstoff für die Produktion aller weiteren Stickstoffverbindungen. Der größte Teil des Ammoniaks wird zu Düngemitteln, insbesondere Harnstoff und Ammoniumsalzen, weiterverarbeitet. Die Herstellung erfolgt bislang (2020) fast ausschließlich über das Haber-Bosch-Verfahren aus den Elementen Wasserstoff und Stickstoff. ⓘ

Biologisch hat Ammoniak eine wichtige Funktion als Zwischenprodukt beim Auf- und Abbau von Aminosäuren. Aufgrund der Giftigkeit größerer Ammoniakmengen wird es zur Ausscheidung im Körper in den ungiftigen Harnstoff oder, beispielsweise bei Vögeln, in Harnsäure umgewandelt. ⓘ

Etymologie

Plinius erwähnt in Buch XXXI seiner Naturgeschichte ein in der römischen Provinz Cyrenaica hergestelltes Salz namens hammoniacum, das so genannt wurde, weil es sich in der Nähe des Jupiter-Amun-Tempels (griechisch Ἄμμων Ammon) befand. Die von Plinius gegebene Beschreibung des Salzes entspricht jedoch nicht den Eigenschaften von Ammoniumchlorid. Dem Kommentar von Herbert Hoover in seiner englischen Übersetzung von Georgius Agricolas De re metallica zufolge dürfte es sich um gewöhnliches Meersalz gehandelt haben. Auf jeden Fall gab dieses Salz dem Ammoniak und den Ammoniumverbindungen ihren Namen. ⓘ

Natürliches Vorkommen

Ammoniak ist eine in der Natur in Spuren vorkommende Chemikalie, die aus stickstoffhaltigen tierischen und pflanzlichen Stoffen gewonnen wird. Ammoniak und Ammoniumsalze sind in geringen Mengen auch im Regenwasser zu finden, während Ammoniumchlorid (Salmiak) und Ammoniumsulfat in vulkanischen Gebieten vorkommen; Kristalle von Ammoniumbicarbonat wurden im Guano von Patagonien gefunden. Die Nieren scheiden Ammoniak aus, um überschüssige Säure zu neutralisieren. Ammoniumsalze finden sich in fruchtbaren Böden und im Meerwasser verteilt. ⓘ

Ammoniak ist auch im gesamten Sonnensystem zu finden, unter anderem auf Mars, Jupiter, Saturn, Uranus, Neptun und Pluto: Auf kleineren Eiskörpern wie dem Pluto kann Ammoniak als geologisch wichtiges Frostschutzmittel wirken, da ein Gemisch aus Wasser und Ammoniak einen Schmelzpunkt von bis zu 173 K (-100 °C; -148 °F) haben kann, wenn die Ammoniakkonzentration hoch genug ist, so dass solche Körper interne Ozeane und eine aktive Geologie bei einer viel niedrigeren Temperatur beibehalten können, als dies mit Wasser allein möglich wäre. Stoffe, die Ammoniak enthalten oder ihm ähnlich sind, werden als ammoniakhaltig bezeichnet. ⓘ

Eigenschaften

Ammoniak ist ein farbloses Gas mit einem charakteristischen, stechenden Geruch. Es ist leichter als Luft, seine Dichte beträgt das 0,589-fache der Luftdichte. Aufgrund der starken Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Molekülen lässt es sich leicht verflüssigen; die Flüssigkeit siedet bei -33,1 °C und gefriert bei -77,7 °C zu weißen Kristallen. ⓘ

Feststoff

Die Kristallsymmetrie ist kubisch, Pearson-Symbol cP16, Raumgruppe P2₁3 Nr. 198, Gitterkonstante 0,5125 nm.

Flüssig

Flüssiges Ammoniak besitzt ein starkes Ionisationsvermögen, was auf sein hohes ε von 22 zurückzuführen ist. Flüssiges Ammoniak hat eine sehr hohe Standardverdampfungsenthalpie (23,35 kJ/mol, vgl. Wasser 40,65 kJ/mol, Methan 8,19 kJ/mol, Phosphin 14,6 kJ/mol) und kann daher in Laboratorien in nicht isolierten Gefäßen ohne zusätzliche Kühlung verwendet werden. Siehe Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel.

Eigenschaften als Lösungsmittel

Ammoniak löst sich leicht in Wasser. In wässriger Lösung kann es durch Sieden ausgetrieben werden. Die wässrige Lösung von Ammoniak ist basisch. Die höchste Konzentration von Ammoniak in Wasser (eine gesättigte Lösung) hat eine Dichte von 0,880 g/cm³ und wird oft als ".880 Ammoniak" bezeichnet.

Verbrennung

Ammoniak verbrennt nicht leicht und hält die Verbrennung nicht aufrecht, außer bei engen Brennstoff-Luft-Gemischen von 15-25 % Luft. In Verbindung mit Sauerstoff brennt es mit einer blass gelblich-grünen Flamme. Zur Entzündung kommt es, wenn Chlor in Ammoniak übergeht, wobei Stickstoff und Chlorwasserstoff entstehen; ist Chlor im Überschuss vorhanden, bildet sich auch das hochexplosive Stickstofftrichlorid (NCl₃).

Zersetzung

Bei hoher Temperatur und in Anwesenheit eines geeigneten Katalysators oder in einem Druckbehälter mit konstantem Volumen und hoher Temperatur (z. B. 1.100 °C) wird Ammoniak in seine Bestandteile zersetzt. Die Zersetzung von Ammoniak ist ein leicht endothermer Prozess, der 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol) Ammoniak erfordert und Wasserstoff und Stickstoffgas liefert. Ammoniak kann auch als Wasserstoffquelle für saure Brennstoffzellen verwendet werden, wenn das nicht umgesetzte Ammoniak entfernt werden kann. Ruthenium- und Platinkatalysatoren erwiesen sich als die aktivsten, während geträgerte Ni-Katalysatoren weniger aktiv waren. ⓘ

Struktur

Das Ammoniakmolekül hat eine trigonale Pyramidenform, wie sie von der Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie (VSEPR-Theorie) mit einem experimentell bestimmten Bindungswinkel von 106,7° vorhergesagt wird. Das zentrale Stickstoffatom verfügt über fünf Außenelektronen und ein zusätzliches Elektron von jedem Wasserstoffatom. Dies ergibt insgesamt acht Elektronen bzw. vier Elektronenpaare, die tetraedrisch angeordnet sind. Drei dieser Elektronenpaare werden als Bindungspaare genutzt, so dass ein einsames Elektronenpaar übrig bleibt. Das einsame Paar stößt sich stärker ab als die Bindungspaare, daher beträgt der Bindungswinkel nicht 109,5°, wie bei einer regelmäßigen tetraedrischen Anordnung erwartet, sondern 106,8°. Diese Form verleiht dem Molekül ein Dipolmoment und macht es polar. Die Polarität des Moleküls und insbesondere seine Fähigkeit, Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden, machen Ammoniak in hohem Maße mit Wasser mischbar. Das einsame Paar macht Ammoniak zu einer Base, einem Protonenakzeptor. Ammoniak ist mäßig basisch; eine 1,0 M wässrige Lösung hat einen pH-Wert von 11,6, und wenn eine starke Säure zu einer solchen Lösung hinzugefügt wird, bis die Lösung neutral ist (pH = 7), werden 99,4 % der Ammoniakmoleküle protoniert. Temperatur und Salzgehalt beeinflussen ebenfalls den Anteil von NH+4. Letzteres hat die Form eines regelmäßigen Tetraeders und ist isoelektronisch mit Methan. ⓘ

Das Ammoniakmolekül kann bei Raumtemperatur leicht eine Stickstoffinversion erfahren; eine nützliche Analogie ist ein Regenschirm, der sich bei starkem Wind umdreht. Die Energiebarriere für diese Inversion beträgt 24,7 kJ/mol, und die Resonanzfrequenz liegt bei 23,79 GHz, was einer Mikrowellenstrahlung mit einer Wellenlänge von 1,260 cm entspricht. Die Absorption bei dieser Frequenz war das erste Mikrowellenspektrum, das beobachtet wurde, und wurde im ersten Maser verwendet. ⓘ

Molekülgeometrie von Ammoniak ⓘ

Das Ammoniak-Molekül besitzt als Molekülsymmetrie die Punktgruppe C_3v. ⓘ

Das Ammoniakmolekül ist nicht starr, die Wasserstoffatome können über einen planaren Übergangszustand auf die andere Seite der Pyramide klappen. Die Energiebarriere für die pyramidale Inversion ist mit 24,2 kJ/mol so klein, dass sich bei Raumtemperatur von Ammoniak und davon ableitbaren Aminen NR₃ (R: organische Reste) keine Enantiomere isolieren lassen. Ammoniakmoleküle besitzen eine sehr exakte und konstante Schwingungsfrequenz von 23,786 GHz, die zur Zeitmessung verwendet werden kann. Unter anderem wurde die erste Atomuhr mit Hilfe der Ammoniak-Schwingungsfrequenz konstruiert. ⓘ

Amphoterizität

Stickstoffbestimmung nach Kjeldahl: Untersuchung einer Gülleprobe. ⓘ

Es gibt mehrere Möglichkeiten, gasförmiges Ammoniak in der Luft nachzuweisen. Einfache Nachweise, die bei wenig Ammoniak nicht immer eindeutig sind, sind der typische Geruch, die Verfärbung von feuchtem Säure-Base-Indikatorpapier durch das basische Ammoniakgas, oder der typische weiße Rauch von Ammoniumchlorid, der entsteht, wenn gasförmiges Ammoniak auf gasförmigen Chlorwasserstoff trifft, der probeweise aus einer geöffneten Flasche mit konzentrierter Salzsäure entweicht. Charakteristisch ist auch die Bildung stark blau gefärbter Kupfertetramminkomplexe bei der Reaktion von Ammoniaklösungen mit Kupfersalzlösungen. Dabei entstehen dunkelblaue [Cu(NH₃)₄]²⁺-Kristalle. ⓘ

Eine genaue – in der Spurenanalytik durch die Störung mit Schwefelwasserstoff jedoch häufig nicht einsetzbare – Reaktion zur Ammoniak-Bestimmung ist die Neßler-Reaktion, bei der Kaliumtetraiodomercurat(II) mit Ammoniak zu einem typischen braunen Niederschlag von (Hg₂N)I reagiert. Ein weiterer Nachteil ist auch die Verwendung des giftigen Quecksilbers.

$\mathrm {NH_{3}+2\ K_{2}[HgI_{4}]+3\ NaOH\longrightarrow [Hg_{2}N]I\downarrow +4\ KI+3\ NaI+3\ H_{2}O}$

Ammoniak, Kaliumtetraiodomercurat(II) und Natronlauge reagieren zum Iodidsalz der Millonschen Base, die in wässriger Lösung ausflockt, Kaliumiodid, Natriumiodid und Wasser.

Stattdessen wird die Berthelot-Reaktion genutzt, bei der Ammoniak mit Hypochlorit Chloramine bildet. Diese sind in der Lage mit Phenolen zu Indophenolen zu reagieren, die an ihrer tiefblauen Farbe erkannt werden können. Für geringe Mengen kann auch die Kjeldahlsche Stickstoffbestimmung genutzt werden. Mit dieser Methode sind auch quantitative Bestimmungen möglich. ⓘ

Eine der charakteristischsten Eigenschaften von Ammoniak ist seine Basizität. Ammoniak gilt als schwache Base. Es verbindet sich mit Säuren zu Salzen; so bildet es mit Salzsäure Ammoniumchlorid (Salmiak), mit Salpetersäure Ammoniumnitrat usw. Vollkommen trockenes Ammoniakgas verbindet sich nicht mit vollkommen trockenem Chlorwasserstoffgas; für die Reaktion ist Feuchtigkeit erforderlich. ⓘ

Als Demonstrationsexperiment an feuchter Luft erzeugen geöffnete Flaschen mit konzentrierter Ammoniak- und Salzsäurelösung eine Ammoniumchloridwolke, die scheinbar "aus dem Nichts" erscheint, da sich das Salzaerosol dort bildet, wo die beiden diffundierenden Reagenzwolken zwischen den beiden Flaschen aufeinandertreffen. ⓘ

NH₃ + HCl → [NH₄]Cl ⓘ

Die Salze, die durch die Einwirkung von Ammoniak auf Säuren entstehen, werden als Ammoniumsalze bezeichnet und enthalten alle das Ammoniumion (NH+4). ⓘ

Obwohl Ammoniak als schwache Base bekannt ist, kann es auch als extrem schwache Säure wirken. Es ist eine protische Substanz und kann Amide bilden (die das NH-2-Ion enthalten). So löst sich beispielsweise Lithium in flüssigem Ammoniak und bildet eine blaue Lösung (solvatisiertes Elektron) von Lithiumamid:

2 Li + 2 NH₃ → 2 LiNH₂ + H_{2 ⓘ}

Selbstdissoziation

Wie Wasser unterliegt auch flüssiges Ammoniak einer molekularen Autoionisation, bei der sich seine konjugierten Säuren und Basen bilden:

2 NH₃ ⇌ NH+4 + NH-2 ⓘ

Ammoniak wirkt oft als schwache Base, hat also ein gewisses Pufferungsvermögen. Veränderungen des pH-Wertes führen dazu, dass mehr oder weniger Ammoniumkationen (NH+4) und Amidanionen (NH-2) in der Lösung vorhanden sind. Bei Standarddruck und -temperatur gilt: K = [NH+4] × [NH-2] = 10-30
. ⓘ

Verbrennung

Die Verbrennung von Ammoniak unter Bildung von Stickstoff und Wasser ist exotherm:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O(g), ΔH°r = -1267,20 kJ (oder -316,8 kJ/mol, wenn pro Mol NH₃ ausgedrückt) ⓘ

Die Standard-Verbrennungsenthalpie ΔH°c, ausgedrückt pro Mol Ammoniak und mit Kondensation des gebildeten Wassers, beträgt -382,81 kJ/mol. Distickstoff ist das thermodynamische Produkt der Verbrennung: alle Stickoxide sind instabil gegenüber N₂ und O₂, was das Prinzip des Katalysators ist. In Anwesenheit geeigneter Katalysatoren können Stickoxide als kinetische Produkte gebildet werden, eine Reaktion, die bei der Herstellung von Salpetersäure von großer industrieller Bedeutung ist:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O ⓘ

Eine anschließende Reaktion führt zu NO₂:

2 NO + O₂ → 2 NO_{2 ⓘ}

Die Verbrennung von Ammoniak in Luft ist in Abwesenheit eines Katalysators (z. B. Platinnetz oder warmes Chrom(III)-Oxid) sehr schwierig, da die Verbrennungswärme relativ gering ist, die laminare Brenngeschwindigkeit niedrig ist, die Selbstentzündungstemperatur hoch ist, die Verdampfungswärme hoch ist und der Entflammbarkeitsbereich eng ist. Jüngste Studien haben jedoch gezeigt, dass eine effiziente und stabile Verbrennung von Ammoniak mit Hilfe von Drallbrennern erreicht werden kann, wodurch das Forschungsinteresse an Ammoniak als Brennstoff für die thermische Stromerzeugung neu geweckt wurde. Der Entflammbarkeitsbereich von Ammoniak in trockener Luft liegt bei 15,15-27,35 % und in Luft mit 100 % relativer Feuchtigkeit bei 15,95-26,55 %. Für die Untersuchung der Kinetik der Ammoniakverbrennung ist die Kenntnis eines detaillierten, zuverlässigen Reaktionsmechanismus erforderlich, die jedoch nur schwer zu erlangen ist. ⓘ

Bildung von anderen Verbindungen

Ammoniak ist ein direkter oder indirekter Vorläufer der meisten hergestellten stickstoffhaltigen Verbindungen. ⓘ

In der organischen Chemie kann Ammoniak bei Substitutionsreaktionen als Nukleophil wirken. Amine können durch die Reaktion von Ammoniak mit Alkylhalogeniden oder mit Alkoholen gebildet werden. Die entstehende -NH₂-Gruppe ist ebenfalls nukleophil, so dass häufig sekundäre und tertiäre Amine gebildet werden. Wenn eine solche Mehrfachsubstitution nicht erwünscht ist, kann sie durch einen Überschuss an Ammoniak minimiert werden. Methylamin wird zum Beispiel durch die Reaktion von Ammoniak mit Chlormethan oder mit Methanol hergestellt. In beiden Fällen werden Dimethylamin und Trimethylamin mitproduziert. Ethanolamin wird durch eine Ringöffnungsreaktion mit Ethylenoxid hergestellt, und wenn man die Reaktion weiterlaufen lässt, entstehen Diethanolamin und Triethanolamin. Die Reaktion von Ammoniak mit 2-Brompropansäure wurde zur Herstellung von racemischem Alanin in 70%iger Ausbeute verwendet. ⓘ

Amide können durch die Reaktion von Ammoniak mit Carbonsäurederivaten hergestellt werden. So reagiert Ammoniak beispielsweise mit Ameisensäure (HCOOH) und bildet beim Erhitzen Formamid (HCONH₂). Acylchloride sind am reaktionsfreudigsten, aber das Ammoniak muss in mindestens zweifachem Überschuss vorhanden sein, um den gebildeten Chlorwasserstoff zu neutralisieren. Ester und Anhydride reagieren ebenfalls mit Ammoniak unter Bildung von Amiden. Ammoniumsalze von Carbonsäuren können durch Erhitzen auf 150-200 °C zu Amiden dehydratisiert werden, sofern keine thermisch empfindlichen Gruppen vorhanden sind. ⓘ

Der Wasserstoff in Ammoniak lässt sich durch eine Vielzahl von Substituenten ersetzen. Wenn trockenes Ammoniakgas mit metallischem Natrium erhitzt wird, wandelt es sich in Sodamid, NaNH₂, um. Mit Chlor wird Monochloramin gebildet. ⓘ

Pentavalentes Ammoniak ist als λ⁵-Amin oder, allgemeiner, als Ammoniumhydrid bekannt. Dieser kristalline Feststoff ist nur unter hohem Druck stabil und zerfällt unter normalen Bedingungen wieder in dreiwertiges Ammoniak und Wasserstoffgas. Diese Substanz wurde bereits 1966 als möglicher fester Raketentreibstoff untersucht. ⓘ

Primäre Carbonsäureamide können aus Ammoniak und geeigneten Carbonsäurederivaten wie Carbonsäurechloriden oder -estern gewonnen werden. Die direkte Reaktion von Carbonsäure und Ammoniak zum entsprechenden Amid erfolgt dagegen nur bei erhöhten Temperaturen, wenn sich das zuvor gebildete Ammoniumsalz zersetzt. Eine technisch wichtige Reaktion ist die von Adipinsäure und Ammoniak zu Adipinsäuredinitril. Dieses wird weiter zu Hexamethylendiamin hydriert und ist damit ein Zwischenprodukt für die Herstellung von Nylon. ⓘ

Es ist möglich, Anilin durch die Reaktion von Phenol und Ammoniak an einem Aluminium-Silikat-Katalysator herzustellen. Diese Syntheseroute erfordert jedoch mehr Energie und ergibt eine geringere Ausbeute als die Synthese und Reduktion von Nitrobenzol und wird daher nur in geringem Maß angewendet, wenn Phenol preiswert zur Verfügung steht. ⓘ

Ammoniak als Ligand

Kugel-Stab-Modell des Diaminsilber(I)-Kations, [Ag(NH₃)₂]^{+ ⓘ}

Kugel-und-Stab-Modell des Tetraamminediakupfer(II)-Kations, [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]^{2+ ⓘ}

Ammoniak kann als Ligand in Übergangsmetallkomplexen wirken. Es ist ein reiner σ-Donor, der in der Mitte der spektrochemischen Reihe liegt und ein mittelhartes-weiches Verhalten zeigt (siehe auch ECW-Modell). Seine relative Donorstärke gegenüber einer Reihe von Säuren im Vergleich zu anderen Lewis-Basen kann durch C-B-Diagramme veranschaulicht werden. Aus historischen Gründen wird Ammoniak in der Nomenklatur der Koordinationsverbindungen als Ammin bezeichnet. Zu den bemerkenswerten Amminkomplexen gehört Tetraamminediak-Kupfer(II) ([Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺), ein dunkelblauer Komplex, der durch Zugabe von Ammoniak zu einer Lösung von Kupfer(II)-Salzen entsteht. Tetraamminediak-Kupfer(II)-Hydroxid ist als Schweizer Reagenz bekannt und hat die bemerkenswerte Fähigkeit, Zellulose aufzulösen. Diaminsilber(I) ([Ag(NH₃)₂]⁺) ist die aktive Spezies im Tollens'schen Reagenz. Die Bildung dieses Komplexes kann auch zur Unterscheidung zwischen den Ausscheidungen der verschiedenen Silberhalogenide beitragen: Silberchlorid (AgCl) ist in verdünnter (2 M) Ammoniaklösung löslich, Silberbromid (AgBr) ist nur in konzentrierter Ammoniaklösung löslich, während Silberiodid (AgI) in wässrigem Ammoniak unlöslich ist. ⓘ

Amminkomplexe von Chrom(III) waren bereits im späten 19. Jahrhundert bekannt und bildeten die Grundlage für Alfred Werners revolutionäre Theorie über die Struktur von Koordinationsverbindungen. Werner stellte fest, dass nur zwei Isomere (fac- und mer-) des Komplexes [CrCl₃(NH₃)₃] gebildet werden können, und schloss daraus, dass die Liganden um das Metallion an den Spitzen eines Oktaeders angeordnet sein müssen. Dieser Vorschlag 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 entstehende Amidomquecksilber(II)-Verbindung sehr unlöslich ist. ⓘ

HgCl₂ + 2 NH₃ → HgCl(NH₂) + [NH₄]Cl ⓘ

Ammoniak bildet 1:1-Addukte mit einer Vielzahl von Lewis-Säuren wie I₂, Phenol und Al(CH₃)₃. Ammoniak ist eine harte Base (HSA_B-Theorie) und seine E & C-Parameter sind E_B = 2,31 und CB = 2,04. Seine relative Donorstärke gegenüber einer Reihe von Säuren im Vergleich zu anderen Lewis-Basen lässt sich anhand von C-B-Diagrammen veranschaulichen. ⓘ

Amminkomplexe von Cu(II)- (links) und Cobalt(III)-ionen ⓘ

Ammoniak neigt zur Komplexbildung mit vielen Übergangsmetallen. Beständige Komplexe sind besonders von Cr³⁺, Co³⁺, Pd²⁺, Pt⁴⁺, Ni²⁺, Cu²⁺ bekannt. Bei einem reinen Amminkomplex liegt ein Kation vor, das die Ladung des Metalls trägt und die Ammoniakmoleküle als einzähnige Liganden um ein zentrales Metallatom herum gruppiert sind. Der Ligand bindet sich über sein freies Elektronenpaar an das Zentralatom. Die Bildungsreaktionen der Komplexe lassen sich mit dem Lewis-Säure-Base-Konzept beschreiben. Die Amminkomplexe haben die allgemeine Struktur

$\mathrm {[M(NH_{3})} _{m}]^{n+}$

mit Mⁿ⁺ als Metall-Kation mit n Ladungen und m Liganden.

Ein bekannter Amminkomplex ist der Kupfertetramminkomplex [Cu(NH₃)₄]²⁺, der eine typische blaue Farbe besitzt und als Nachweis für Kupfer genutzt werden kann. Stabile Komplexe lassen sich in Form von Salzen, z. B. als Sulfate gewinnen und werden Ammin-Salze oder Ammoniakate genannt. ⓘ

Amminkomplexe können neben Ammoniak auch andere Liganden tragen. Neben dem reinen Chromhexamminkomplex $\mathrm {[Cr(NH_{3})} _{6}]^{3+}$ sind auch Komplexe mit der allgemeinen Struktur

$\mathrm {[Cr(NH_{3})} _{6-n}\mathrm {L} _{n}]^{(3-n)+}$

mit n gleich 0 bis 6 und mit dem Ligand L, wie z. B. F⁻, Cl⁻, CN⁻ ⓘ

bekannt. Die Komplexe können durch die Ladungskompensation durch die ionischen Liganden daher auch Anionen oder eine molekulare (ungeladene) Struktur aufweisen. Ein Beispiel dafür ist Cisplatin, [Pt(Cl)₂(NH₃)₂], ein quadratisch-planarer Platin(II)-Komplex mit zwei Amminliganden und zwei Chlorid-Ionen, der ein wichtiges Zytostatikum darstellt. ⓘ

An Ammoniak-Chlor-Komplexen des Cobalts wurde 1893 von Alfred Werner erstmals eine Theorie zur Beschreibung von Komplexen aufgestellt. ⓘ

Physikalische Eigenschaften

Dichteanomalie und (nicht isobarer) Ausdehnungskoeffizient von flüssigem Ammoniak

Bei jeder Temperatur hat das Flüssiggas einen anderen Dampfdruck, entsprechend seiner Dampfdruckfunktion. Daher erfolgt hier die temperaturbedingte Ausdehnung oder Kontraktion des Volumens nicht isobar. ⓘ

Substanz: flüssiges Ammoniak, siedend (bei eigenem Dampfdruck)

$T_{0}$ / $T_{2}$ in °C	$\rho _{0}$ / $\rho _{2}$ in g/cm³	$\Delta T$ in K	mittlere Temperatur $T_{\text{mittl.}}$ in °C	$\gamma _{\text{mittl.}}$ in 1/K ⓘ
−70 / −68	0,72527 / 0,72036	2	−69	+0,003408
−68 / −66	0,72036 / 0,72067	2	−67	-0,000215
−66 / −64	0,72067 / 0,71839	2	−65	+0,001587
−64 / −62	0,71839 / 0,71608	2	−63	+0,001613
−50 / −48	0,70200 / 0,69964	2	−49	+0,001687
−30 / −28	0,67764 / 0,67517	2	−29	+0,001829
−28 / −26	0,67517 / 0,67263	2	−27	+0,001888
−26 / −24	0,67263 / 0,67463	2	−25	-0,001482
−24 / −22	0,67463 / 0,68587	2	−23	-0,008194
−22 / −20	0,68587 / 0,66503	2	−21	+0,015668
−2 / 0	0,64127 / 0,63857	2	−1	+0,002114
−2 / 2	0,64127 / 0,63585	4	0	+0,002131
0 / 2	0,63857 / 0,63585	2	1	0,002139
18 / 20	0,61320 / 0,61028	2	19	+0,002392
18 / 22	0,61320 / 0,60731	4	20	+0,002425
20 / 22	0,61028 / 0,60731	2	21	+0,002445
24 / 26	0,60438 / 0,60132	2	25	+0,002544
48 / 50	0,56628 / 0,56306	2	49	+0,002859

Hinweis: Dichtewerte und Ausdehnungskoeffizienten des flüssigen Ammoniaks weisen im betrachteten Temperaturbereich zwei Dichteanomalien auf. ⓘ

Die mittleren Ausdehnungskoeffizienten $\gamma _{\text{mittl.}}$ wurden aus den Dichtewerten berechnet:

$\gamma _{\text{mittl.}}={\bar {\gamma }}={\frac {\Delta {V}}{V_{0}\cdot \Delta {T}}}={\frac {({\frac {V_{2}}{V_{0}}})-1}{\Delta {T}}}={\frac {({\frac {v_{2}}{v_{0}}})-1}{\Delta {T}}}={\frac {({\frac {\rho _{0}}{\rho _{2}}})-1}{\Delta {T}}}$ ⓘ

Die Dichtequotienten sind den Volumenquotienten oder den Quotienten der spezifischen Volumina $v$ (massenspezifisch oder molares Volumen) jeweils indirekt proportional. ⓘ

Chemische Eigenschaften

Redoxreaktionen

Ammoniak kann mit Sauerstoff reagieren und zu Stickstoff und Wasser verbrennen. An der Luft lässt sich Ammoniak zwar entzünden, die freiwerdende Energie reicht aber nicht für eine kontinuierliche Verbrennung aus; die Flamme erlischt. In reinem Sauerstoff verbrennt Ammoniak dagegen gut, bei höherem Druck kann diese Reaktion auch explosionsartig erfolgen. Eine entsprechende Reaktion erfolgt auch mit starken Oxidationsmitteln wie Halogenen, Wasserstoffperoxid oder Kaliumpermanganat. Ammoniak hat nach DIN 51850 einen Brennwert von 17,177 MJ/kg. ⓘ

$\mathrm {4\ NH_{3}+3\ O_{2}\ \longrightarrow \ 2\ N_{2}+6\ H_{2}O}$ ⓘ

In Gegenwart von Platin- oder Rhodium-Katalysatoren reagiert Ammoniak und Sauerstoff nicht zu Stickstoff und Wasser, sondern zu Stickoxiden, wie etwa Stickstoffmonoxid. Diese Reaktion wird bei der Produktion von Salpetersäure im Ostwald-Verfahren genutzt.

$\mathrm {4\ NH_{3}+5\ O_{2}\ {\xrightarrow[{}]{[Katalysator]}}\ 4\ NO+6\ H_{2}O}$ ⓘ

Mit besonders reaktionsfähigen Metallen wie Alkali- oder Erdalkalimetallen und in Abwesenheit von Wasser bilden sich in einer Redoxreaktion Amide der allgemeinen Form M^INH₂ (M^I: einwertiges Metallatom), wie z. B. Natriumamid.

$\mathrm {2\ NH_{3}+2\ M\ \longrightarrow 2\ M^{I}NH_{2}\ +\ H_{2}}$ ⓘ

Verbindungen der Form M₂NH, bei denen zwei der drei Wasserstoffatome ersetzt sind, heißen Imide und sind keine Wasserstoffatome vorhanden, spricht man von Nitriden. Sie lassen sich durch Erhitzen von Amiden gewinnen. ⓘ

Imide:	$\mathrm {M^{II}(NH_{2})_{2}\ {\xrightarrow[{}]{\Delta T}}\ M^{II}NH\ +\ NH_{3}}$	z. B. Magnesiumimid
Nitride:	$\mathrm {3\ M^{II}NH\ {\xrightarrow[{}]{\Delta T}}\ M_{3}^{II}N_{2}\ +\ NH_{3}}$	z. B. Magnesiumnitrid

ⓘ

Die Alkali- und Erdalkalisalze setzen sich mit Wasser zu Metallhydroxiden und Ammoniak um. ⓘ

Nachweis und Bestimmung

Ammoniak in Lösung

Ammoniak und Ammoniumsalze lassen sich in sehr geringen Spuren leicht nachweisen, indem man Nessler-Lösung hinzufügt, die sich in Gegenwart geringster Spuren von Ammoniak oder Ammoniumsalzen deutlich gelb färbt. Die Ammoniakmenge in Ammoniumsalzen kann quantitativ durch Destillation der Salze mit Natrium- (NaOH) oder Kaliumhydroxid (KOH) geschätzt werden, wobei das entstandene Ammoniak in einem bekannten Volumen an Standardschwefelsäure absorbiert und der Säureüberschuss volumetrisch bestimmt wird; oder das Ammoniak kann in Salzsäure absorbiert und das so gebildete Ammoniumchlorid als Ammoniumhexachloroplatinat, [NH₄]₂[PtCl₆], ausgefällt werden. ⓘ

Gasförmiges Ammoniak

Schwefelstäbchen werden verbrannt, um kleine Lecks in industriellen Ammoniak-Kältesystemen aufzuspüren. Größere Mengen können durch Erwärmen der Salze mit einer Alkalilauge oder mit Branntkalk nachgewiesen werden, wobei der charakteristische Ammoniakgeruch sofort wahrnehmbar ist. Ammoniak ist reizend und die Reizung nimmt mit der Konzentration zu; der zulässige Expositionsgrenzwert liegt bei 25 ppm, ab 500 ppm ist er tödlich. Höhere Konzentrationen werden von herkömmlichen Detektoren kaum erfasst, die Art des Detektors wird je nach der erforderlichen Empfindlichkeit gewählt (z. B. Halbleiter, Katalysator, elektrochemisch). Holografische Sensoren wurden für die Erkennung von Konzentrationen bis zu 12,5 % des Volumens vorgeschlagen. ⓘ

Ammoniak-Stickstoff (NH3-N)

Ammoniak-Stickstoff (NH₃-N) ist ein Messwert, der üblicherweise zur Bestimmung der Menge an Ammoniumionen in Wasser oder Abwässern verwendet wird, die auf natürliche Weise aus Ammoniak entstehen und durch organische Prozesse wieder zu Ammoniak werden. Es handelt sich um ein Maß, das hauptsächlich zur Quantifizierung von Werten in Abfallbehandlungs- und Wasserreinigungssystemen sowie als Maß für den Gesundheitszustand natürlicher und künstlicher Wasserreserven verwendet wird. Er wird in der Einheit mg/L (Milligramm pro Liter) gemessen. ⓘ

Geschichte

Jabir ibn Hayyan ⓘ

Dieser Hochdruckreaktor wurde 1921 von der BASF in Ludwigshafen gebaut und auf dem Gelände der Universität Karlsruhe in Deutschland wiederaufgestellt. ⓘ

Der antike griechische Geschichtsschreiber Herodot erwähnte, dass es in einem Gebiet in Libyen, das von einem Volk namens "Ammonier" bewohnt wurde, Salzvorkommen gab (heute: die Oase Siwa im Nordwesten Ägyptens, wo es noch Salzseen gibt). Der griechische Geograf Strabo erwähnte ebenfalls das Salz aus dieser Region. Die antiken Autoren Dioskurides, Apicius, Arrian, Synesius und Aëtius von Amida beschrieben jedoch, dass dieses Salz klare Kristalle bildet, die zum Kochen verwendet werden können und im Wesentlichen Steinsalz sind. Hammoniacus sal taucht in den Schriften von Plinius auf, obwohl nicht bekannt ist, ob der Begriff mit dem moderneren sal ammoniac (Ammoniumchlorid) identisch ist. ⓘ

Durch die Fermentation von Urin durch Bakterien entsteht eine Ammoniaklösung; daher wurde fermentierter Urin in der Antike zum Waschen von Stoffen und Kleidungsstücken, zum Entfernen von Haaren von Häuten zur Vorbereitung des Gerbens, als Beize beim Färben von Stoffen und zum Entfernen von Rost von Eisen verwendet. Es wurde auch von antiken Zahnärzten zum Waschen der Zähne verwendet. ⓘ

In Form von Salmiak (نشادر, nushadir) war Ammoniak für die muslimischen Alchemisten von großer Bedeutung. Es wurde im Buch der Steine erwähnt, das wahrscheinlich im 9. Jahrhundert geschrieben und Jābir ibn Hayyān zugeschrieben wurde. Auch für die europäischen Alchemisten des 13. Jahrhunderts war es wichtig, denn es wurde von Albertus Magnus erwähnt. Im Mittelalter wurde er auch von Färbern in Form von fermentiertem Urin verwendet, um die Farbe von Pflanzenfarben zu verändern. Im 15. Jahrhundert zeigte Basilius Valentinus, dass Ammoniak durch die Einwirkung von Alkalien auf Salmiak gewonnen werden kann. Später, als Salmiak durch Destillation von Ochsenhufen und -hörnern gewonnen und das dabei entstehende Karbonat mit Salzsäure neutralisiert wurde, erhielt der Ammoniak den Namen Hirschhorngeist". ⓘ

Gasförmiges Ammoniak wurde erstmals 1756 von Joseph Black durch Reaktion von Salmiak (Ammoniumchlorid) mit kalzinierter Magnesia (Magnesiumoxid) isoliert. Es wurde 1767 von Peter Woulfe, 1770 von Carl Wilhelm Scheele und 1773 von Joseph Priestley erneut isoliert und von ihm als "alkalische Luft" bezeichnet. Elf Jahre später, 1785, stellte Claude Louis Berthollet seine Zusammensetzung fest. ⓘ

Das Haber-Bosch-Verfahren zur Herstellung von Ammoniak aus dem Stickstoff der Luft wurde 1909 von Fritz Haber und Carl Bosch entwickelt und 1910 patentiert. Es wurde erstmals während des Ersten Weltkriegs in Deutschland in industriellem Maßstab eingesetzt, nachdem die alliierte Blockade die Nitratversorgung aus Chile unterbrochen hatte. Das Ammoniak wurde für die Herstellung von Sprengstoff zur Unterstützung der Kriegsanstrengungen verwendet. ⓘ

Vor der Verfügbarkeit von Erdgas wurde Wasserstoff als Vorprodukt der Ammoniakproduktion durch Elektrolyse von Wasser oder durch das Chloralkaliverfahren hergestellt. ⓘ

Mit dem Aufkommen der Stahlindustrie im 20. Jahrhundert wurde Ammoniak zu einem Nebenprodukt bei der Herstellung von Kokskohle. ⓘ

Anwendungen

Lösungsmittel

Flüssiges Ammoniak ist das bekannteste und am meisten untersuchte nichtwässrige ionisierende Lösungsmittel. Seine auffälligste Eigenschaft ist die Fähigkeit, Alkalimetalle aufzulösen und dabei stark gefärbte, elektrisch leitfähige Lösungen zu bilden, die solvatisierte Elektronen enthalten. Abgesehen von diesen bemerkenswerten Lösungen lässt sich ein Großteil der chemischen Vorgänge in flüssigem Ammoniak durch Analogie zu den entsprechenden Reaktionen in wässrigen Lösungen einordnen. Vergleicht man die physikalischen Eigenschaften von NH₃ mit denen von Wasser, so zeigt sich, dass NH₃ den niedrigeren Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dichte, Viskosität, Dielektrizitätskonstante und elektrische Leitfähigkeit aufweist; dies ist zumindest teilweise auf die schwächere Wasserstoffbindung in NH₃ zurückzuführen und darauf, dass eine solche Bindung keine vernetzten Netzwerke bilden kann, da jedes NH₃-Molekül nur ein einsames Elektronenpaar besitzt, verglichen mit zwei für jedes H₂O-Molekül. Die ionische Selbstdissoziationskonstante von flüssigem NH₃ bei -50 °C beträgt etwa 10-33. ⓘ

Ein Zug mit wasserfreiem Ammoniak. ⓘ

Löslichkeit von Salzen

	Löslichkeit (g Salz pro 100 g flüssiges NH3) ⓘ
Ammoniumacetat	253.2
Ammoniumnitrat	389.6
Lithiumnitrat	243.7
Natriumnitrat	97.6
Kaliumnitrat	10.4
Natriumfluorid	0.35
Natriumchlorid	157.0
Natriumbromid	138.0
Natriumjodid	161.9
Natriumthiocyanat	205.5

Flüssiges Ammoniak ist ein ionisierendes Lösungsmittel, wenn auch in geringerem Maße als Wasser, und löst eine Reihe von ionischen Verbindungen, darunter viele Nitrate, Nitrite, Cyanide, Thiocyanate, Metallcyclopentadienylkomplexe und Metallbis(trimethylsilyl)amide. Die meisten Ammoniumsalze sind löslich und wirken in flüssigen Ammoniaklösungen wie Säuren. Die Löslichkeit von Halogenidsalzen nimmt von Fluorid bis Jodid zu. Eine gesättigte Lösung von Ammoniumnitrat (Divers'sche Lösung, benannt nach Edward Divers) 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 alle Alkalimetalle und andere elektropositive Metalle wie Ca, Sr, Ba, Eu und Yb (auch Mg in einem elektrolytischen Verfahren). Bei niedrigen Konzentrationen (<0,06 mol/L) bilden sich tiefblaue Lösungen: Diese enthalten Metallkationen und solvatisierte Elektronen, also 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 sind elektrisch leitfähig. Bei niedrigen Temperaturen können die beiden Lösungstypen als nicht mischbare Phasen koexistieren. ⓘ

Redoxeigenschaften von flüssigem Ammoniak

	E° (V, Ammoniak)	E° (V, Wasser) ⓘ
Li+ + e- ⇌ Li	−2.24	−3.04
K+ + e- ⇌ K	−1.98	−2.93
Na+ + e- ⇌ Na	−1.85	−2.71
Zn2+ + 2 e- ⇌ Zn	−0.53	−0.76
2 NH+4 + 2 e- ⇌ H2 + 2 NH3	0.00	—
Cu2+ + 2 e- ⇌ Cu	+0.43	+0.34
Ag+ + e- ⇌ Ag	+0.83	+0.80

Der Bereich der thermodynamischen Stabilität von flüssigen Ammoniaklösungen ist sehr eng, da das Potenzial für die Oxidation zu Distickstoff, E° (N₂ + 6 NH+4 + 6 e- ⇌ 8 NH₃), nur +0,04 V beträgt. In der Praxis sind sowohl die Oxidation zu Distickstoff als auch die Reduktion zu Diwasserstoff langsam. Dies gilt insbesondere für reduzierende Lösungen: Die Lösungen der oben genannten Alkalimetalle sind mehrere Tage lang stabil und zersetzen sich langsam in das Metallamid und den Diwasserstoff. Die meisten Untersuchungen mit flüssigen Ammoniaklösungen werden unter reduzierenden Bedingungen durchgeführt; obwohl die Oxidation von flüssigem Ammoniak in der Regel langsam verläuft, besteht dennoch die Gefahr einer Explosion, insbesondere wenn Übergangsmetallionen als mögliche Katalysatoren vorhanden sind.

Flasche mit flüssigem Ammoniak ⓘ

Düngemittel

In den USA wurden 2019 etwa 88 % des Ammoniaks als Düngemittel verwendet, entweder in Form von Salzen, Lösungen oder in wasserfreier Form. Wenn es auf den Boden aufgebracht wird, trägt es zu höheren Erträgen von Kulturpflanzen wie Mais und Weizen bei. In den USA werden 30 % des landwirtschaftlichen Stickstoffs in Form von wasserfreiem Ammoniak ausgebracht, weltweit sind es 110 Millionen Tonnen pro Jahr. ⓘ

Vorläufer von Stickstoffverbindungen

Ammoniak ist direkt oder indirekt der Vorläufer der meisten stickstoffhaltigen Verbindungen. Praktisch alle synthetischen Stickstoffverbindungen werden von Ammoniak abgeleitet. Ein wichtiges Derivat ist Salpetersäure. Dieser Schlüsselstoff wird über den Ostwald-Prozess durch Oxidation von Ammoniak mit Luft über einem Platinkatalysator bei 700-850 °C (1.292-1.562 °F), ≈9 atm erzeugt. Stickstoffmonoxid ist ein Zwischenprodukt bei dieser Umwandlung:

NH₃ + 2 O₂ → HNO₃ + H₂O

Salpetersäure wird für die Herstellung von Düngemitteln, Sprengstoffen und vielen stickstofforganischen Verbindungen verwendet. ⓘ

Ammoniak wird auch zur Herstellung der folgenden Verbindungen verwendet:

• Hydrazin, im Olin-Raschig-Verfahren und im Peroxidverfahren
• Cyanwasserstoff nach dem BMA-Verfahren und dem Andrussow-Verfahren
• Hydroxylamin und Ammoniumcarbonat, nach dem Raschig-Verfahren
• Phenol, nach dem Raschig-Hooker-Verfahren
• Harnstoff, nach dem Bosch-Meiser-Harnstoff-Verfahren und in der Wöhler-Synthese
• Aminosäuren, in der Strecker-Aminosäuresynthese
• Acrylnitril, nach dem Sohio-Verfahren ⓘ

Ammoniak kann auch zur Herstellung von Verbindungen in Reaktionen verwendet werden, die nicht ausdrücklich genannt sind. Beispiele für solche Verbindungen sind: Ammoniumperchlorat, Ammoniumnitrat, Formamid, Distickstofftetroxid, Alprazolam, Ethanolamin, Ethylcarbamat, Hexamethylentetramin und Ammoniumbicarbonat. ⓘ

Aufgrund seiner physikalischen Eigenschaften ist eine optische Erfassung von Ammoniak in der Luft problematisch. Es werden fast ausschließlich nasschemische Verfahren eingesetzt, um eine gleichzeitige Erfassung von Ammonium in Feinstäuben zu verhindern. ⓘ

Belastungen der Außenluft mit Ammoniak können mit beschichteten Diffusionsabscheidern, sogenannten Denudern, quantitativ erfasst werden. Als sorbierende Beschichtung dient eine Säure (z. B. Oxalsäure), die nach Abschluss der Probenahme analysiert wird. ⓘ

Alternativ können Passivsammler eingesetzt werden. Im Gegensatz zu den aktiv sammelnden Denudern wird bei diesen Geräten auf eine gezielte Strömungsführung verzichtet. Das zu detektierende Ammoniak gelangt ausschließlich durch Diffusion zum Sorbens. ⓘ

Reinigungsmittel

Ammoniak für den Haushalt ⓘ

Haushalts-"Ammoniak" (fälschlicherweise auch Ammoniumhydroxid genannt) ist eine Lösung von NH₃ in Wasser und wird als Allzweckreiniger für viele Oberflächen verwendet. Da Ammoniak zu einem relativ streifenfreien Glanz führt, wird es vor allem zur Reinigung von Glas, Porzellan und Edelstahl verwendet. Es wird auch häufig zum Reinigen von Öfen und zum Einweichen von Gegenständen verwendet, um eingebrannte Verschmutzungen zu lösen. Die Konzentration von Haushaltsammoniak reicht von 5 bis 10 % Ammoniak pro Gewicht. In den Vereinigten Staaten sind die Hersteller von Reinigungsmitteln verpflichtet, das Sicherheitsdatenblatt des Produkts vorzulegen, in dem die verwendete Konzentration angegeben ist. ⓘ

Ammoniaklösungen (5-10 Gewichtsprozent) werden als Haushaltsreiniger verwendet, insbesondere für Glas. Diese Lösungen reizen die Augen und die Schleimhäute (Atemwege und Verdauungstrakt), in geringerem Maße auch die Haut. Experten raten zur Vorsicht, um sicherzustellen, dass die Substanz nicht mit bleichmittelhaltigen Flüssigkeiten vermischt wird, da die Gefahr der Bildung giftiger Gase besteht. Beim Mischen mit chlorhaltigen Produkten oder starken Oxidationsmitteln wie Haushaltsbleichmitteln können Chloramine entstehen. ⓘ

Experten warnen auch vor der Verwendung von ammoniakhaltigen Reinigern (z. B. Glas- oder Fensterreinigern) auf Touchscreens im Auto, da die Gefahr besteht, dass die Antireflexions- und Antifingerabdruckbeschichtung des Bildschirms beschädigt wird. ⓘ

Gärung

Ammoniaklösungen mit einem Gehalt von 16 % bis 25 % werden in der Fermentationsindustrie als Stickstoffquelle für Mikroorganismen und zur Einstellung des pH-Werts während der Fermentierung verwendet. ⓘ

Antimikrobielles Mittel für Lebensmittel

Bereits 1895 war bekannt, dass Ammoniak "stark antiseptisch ist ... man braucht 1,4 Gramm pro Liter, um Rindertee (Brühe) haltbar zu machen". In einer Studie zerstörte wasserfreies Ammoniak 99,999 % der Zoonosebakterien in drei Arten von Tierfutter, aber nicht in Silage. Wasserfreies Ammoniak wird derzeit kommerziell verwendet, um die mikrobielle Kontamination von Rindfleisch zu verringern oder zu beseitigen. Mageres, fein strukturiertes Rindfleisch (im Volksmund "rosa Schleim" genannt) wird in der Rindfleischindustrie aus fetten Rindfleischabfällen (ca. 50-70 % Fett) hergestellt, indem das Fett durch Hitze und Zentrifugieren entfernt und anschließend mit Ammoniak behandelt wird, um E. coli abzutöten. Das Verfahren wurde vom US-Landwirtschaftsministerium auf der Grundlage einer Studie, die ergab, dass E. coli durch die Behandlung auf nicht nachweisbare Werte reduziert wird, als wirksam und sicher eingestuft. Es gab Sicherheitsbedenken gegen das Verfahren sowie Verbraucherbeschwerden über den Geschmack und Geruch von mit Ammoniak behandeltem Rindfleisch. ⓘ

Andere

Kraftstoff

Straßenbahn mit Ammoniakgasmotor in New Orleans, gezeichnet von Alfred Waud im Jahr 1871. ⓘ

Das X-15-Flugzeug verwendete Ammoniak als eine Komponente seines Raketentriebwerks ⓘ

Die Rohenergiedichte von flüssigem Ammoniak beträgt 11,5 MJ/L, das ist etwa ein Drittel der Energiedichte von Diesel. Es besteht die Möglichkeit, Ammoniak wieder in Wasserstoff umzuwandeln, wo es zum Betrieb von Wasserstoff-Brennstoffzellen verwendet werden kann, oder es kann direkt in Hochtemperatur-Festoxid-Direkt-Ammoniak-Brennstoffzellen verwendet werden, um effiziente Energiequellen zu schaffen, die keine Treibhausgase ausstoßen. ⓘ

Die Umwandlung von Ammoniak in Wasserstoff über das Natriumamidverfahren, entweder für die Verbrennung oder als Brennstoff für eine Protonenaustauschmembran-Brennstoffzelle, ist möglich. Eine andere Methode ist die katalytische Zersetzung von Ammoniak mit Hilfe fester Katalysatoren. Die Umwandlung in Wasserstoff würde die Speicherung von Wasserstoff zu fast 18 Gew.-% ermöglichen, verglichen mit ≈5 % bei gasförmigem Wasserstoff unter Druck. ⓘ

Ammoniak-Motoren, die Ammoniak als Arbeitsmittel verwenden, wurden vorgeschlagen und gelegentlich eingesetzt. Das Prinzip ähnelt dem einer feuerlosen Lokomotive, jedoch mit Ammoniak als Arbeitsmedium anstelle von Dampf oder Druckluft. Jahrhundert von Goldsworthy Gurney im Vereinigten Königreich und der St. Charles Avenue Streetcar Line in New Orleans in den 1870er und 1880er Jahren experimentell eingesetzt, und während des Zweiten Weltkriegs wurde Ammoniak zum Antrieb von Bussen in Belgien verwendet. ⓘ

Ammoniak wird manchmal als praktische Alternative zu fossilen Brennstoffen für Verbrennungsmotoren vorgeschlagen. ⓘ

Seine hohe Oktanzahl von 120 und die niedrige Flammentemperatur ermöglichen die Verwendung hoher Verdichtungsverhältnisse, ohne dass es zu einer hohen NOx-Produktion kommt. Da Ammoniak keinen Kohlenstoff enthält, können bei seiner Verbrennung kein Kohlendioxid, Kohlenmonoxid, Kohlenwasserstoffe oder Ruß entstehen. ⓘ

Die Ammoniakproduktion verursacht derzeit 1,8 % der weltweiten CO₂-Emissionen. "Grünes Ammoniak" ist Ammoniak, das mit grünem Wasserstoff (durch Elektrolyse erzeugter Wasserstoff) hergestellt wird, während "blaues Ammoniak" Ammoniak ist, das mit blauem Wasserstoff (durch Methandampfreformierung erzeugter Wasserstoff, bei dem das Kohlendioxid abgetrennt und gespeichert wurde) hergestellt wird. ⓘ

Ammoniak kann jedoch wegen seines sehr engen Entflammbarkeitsbereichs nicht ohne weiteres in den bestehenden Otto-Motoren verwendet werden, und es gibt auch noch andere Hindernisse für eine breite Verwendung in Kraftfahrzeugen. Was die Versorgung mit Ammoniak-Rohstoffen betrifft, so müssten zur Steigerung der Produktion Anlagen gebaut werden, was einen erheblichen Kapital- und Energieaufwand erfordert. Obwohl Ammoniak die am zweithäufigsten produzierte Chemikalie ist (nach Schwefelsäure), macht der Umfang der Ammoniakproduktion nur einen Bruchteil des weltweiten Erdölverbrauchs aus. Ammoniak könnte sowohl aus erneuerbaren Energiequellen als auch aus Kohle oder Kernkraft hergestellt werden. Der 60-MW-Staudamm Rjukan in Telemark, Norwegen, produzierte ab 1913 viele Jahre lang Ammoniak und versorgte weite Teile Europas mit Dünger. ⓘ

Trotzdem wurden mehrere Versuche durchgeführt. 1981 rüstete ein kanadisches Unternehmen einen Chevrolet Impala von 1981 für den Betrieb mit Ammoniak als Kraftstoff um. Im Jahr 2007 fuhr ein mit Ammoniak betriebener Pickup der University of Michigan im Rahmen einer Demonstration von Detroit nach San Francisco, wobei nur einmal in Wyoming getankt werden musste. ⓘ

Im Vergleich zu Wasserstoff als Kraftstoff ist Ammoniak wesentlich energieeffizienter und könnte zu wesentlich geringeren Kosten hergestellt, gelagert und geliefert werden als Wasserstoff, der komprimiert oder als kryogene Flüssigkeit aufbewahrt werden muss. ⓘ

Auch Raketentriebwerke wurden bereits mit Ammoniak betrieben. Das XLR99-Raketentriebwerk von Reaction Motors, das das Hyperschall-Forschungsflugzeug X-15 antrieb, verwendete flüssiges Ammoniak. Es ist zwar nicht so leistungsstark wie andere Brennstoffe, hinterlässt aber keinen Ruß im wiederverwendbaren Raketentriebwerk und seine Dichte entspricht in etwa der Dichte des Oxidationsmittels Flüssigsauerstoff, was die Konstruktion des Flugzeugs vereinfachte. ⓘ

Anfang August 2018 gaben Wissenschaftler der australischen Commonwealth Scientific and Industrial Research Organisation (CSIRO) bekannt, dass es ihnen gelungen ist, ein Verfahren zur Freisetzung von Wasserstoff aus Ammoniak zu entwickeln und diesen in höchster Reinheit als Kraftstoff für Autos zu gewinnen. Dazu wird eine spezielle Membran verwendet. Zwei Demonstrations-Brennstoffzellenfahrzeuge verfügen über diese Technologie, ein Hyundai Nexo und ein Toyota Mirai. ⓘ

Im Jahr 2020 lieferte Saudi-Arabien vierzig Tonnen flüssiges "blaues Ammoniak" zur Verwendung als Kraftstoff nach Japan. Es handelt sich um ein Nebenprodukt der petrochemischen Industrie, das verbrannt werden kann, ohne Treibhausgase freizusetzen. Seine Energiedichte ist fast doppelt so groß wie die von flüssigem Wasserstoff. Wenn es gelingt, das Verfahren zur Herstellung von grünem Ammoniak aus rein nachwachsenden Rohstoffen in größerem Umfang zu nutzen, könnte es einen großen Beitrag zur Vermeidung des Klimawandels leisten. Das Unternehmen ACWA Power und die Stadt Neom haben den Bau einer Anlage für grünen Wasserstoff und grünes Ammoniak im Jahr 2020 angekündigt. ⓘ

Grünes Ammoniak wird als potenzieller Treibstoff für künftige Containerschiffe in Betracht gezogen. Die Unternehmen DSME und MAN Energy Solutions kündigten für 2020 den Bau eines Schiffes auf Ammoniakbasis an, DSME will es bis 2025 auf den Markt bringen. Die Verwendung von Ammoniak als potenzieller alternativer Treibstoff für Flugzeugtriebwerke wird ebenfalls untersucht. ⓘ

Japan will einen Plan zur Entwicklung einer Ammoniak-Zusatzfeuerungstechnologie vorlegen, mit der der Einsatz von Ammoniak bei der Stromerzeugung erhöht werden kann, und zwar im Rahmen der Bemühungen, die heimischen und andere asiatische Versorgungsunternehmen bei der Beschleunigung ihres Übergangs zur Kohlenstoffneutralität zu unterstützen. Im Oktober 2021 fand die erste Internationale Konferenz über Brennstoff-Ammoniak (ICFA2021) statt. ⓘ

Im Juni 2022 gelang es der IHI Corporation, die Treibhausgase bei der Verbrennung von flüssigem Ammoniak in einer Gasturbine der 2.000-Kilowatt-Klasse um über 99 % zu reduzieren und damit eine wirklich CO₂-freie Stromerzeugung zu erreichen. Im Juli 2022 einigten sich die Quad-Staaten Japan, USA, Australien und Indien auf dem ersten Energietreffen der Sicherheitsgruppe auf die Förderung der technologischen Entwicklung von sauber verbrennendem Wasserstoff und Ammoniak als Kraftstoffe. ⓘ

Sanierung gasförmiger Emissionen

Ammoniak wird verwendet, um SO₂ aus der Verbrennung fossiler Brennstoffe zu reinigen, und das dabei entstehende Produkt wird in Ammoniumsulfat umgewandelt, das als Düngemittel verwendet wird. Ammoniak neutralisiert die von Dieselmotoren ausgestoßenen Stickoxid (NO_x)-Schadstoffe. Diese als SCR (selektive katalytische Reduktion) bezeichnete Technologie beruht auf einem Katalysator auf Vanadia-Basis. ⓘ

Ammoniak kann verwendet werden, um gasförmige Freisetzungen von Phosgen einzudämmen. ⓘ

Als Wasserstoffträger

Aufgrund seiner Eigenschaften, dass es bei Umgebungstemperatur unter seinem eigenen Dampfdruck flüssig ist und eine hohe volumetrische und gravimetrische Energiedichte aufweist, gilt Ammoniak als geeigneter Träger für Wasserstoff und ist möglicherweise kostengünstiger als der direkte Transport von flüssigem Wasserstoff. ⓘ

Kältetechnik - R717

Aufgrund der Verdampfungseigenschaften von Ammoniak ist es ein nützliches Kühlmittel. Es wurde vor der Verbreitung von Fluorchlorkohlenwasserstoffen (Freons) häufig verwendet. Wasserfreies Ammoniak wird wegen seiner hohen Energieeffizienz und seiner geringen Kosten häufig in der industriellen Kühlung und in Eishockeyhallen eingesetzt. Es hat den Nachteil, dass es giftig ist und korrosionsbeständige Komponenten benötigt, was seine Verwendung in Haushalten und in kleinem Maßstab einschränkt. Neben seiner Verwendung in der modernen Dampfkompressionskühlung wird es in Absorptionskältemaschinen in einem Gemisch mit Wasserstoff und Wasser eingesetzt. Der Kalina-Zyklus, der für geothermische Kraftwerke zunehmend an Bedeutung gewinnt, beruht auf dem breiten Siedebereich des Ammoniak-Wasser-Gemisches. Ammoniak-Kühlmittel wird auch im S1-Kühler an Bord der Internationalen Raumstation in zwei Kreisläufen verwendet, die zur Regulierung der Innentemperatur dienen und temperaturabhängige Experimente ermöglichen. ⓘ

Die potenzielle Bedeutung von Ammoniak als Kühlmittel hat mit der Entdeckung, dass es sich bei den ausgestoßenen FCKW und HFKW um extrem starke und stabile Treibhausgase handelt, zugenommen. ⓘ

Stimulans

Anti-Meth-Schild auf einem Tank mit wasserfreiem Ammoniak, Otley, Iowa. Wasserfreies Ammoniak ist ein gängiges landwirtschaftliches Düngemittel, das auch eine wichtige Zutat für die Herstellung von Methamphetamin ist. Im Jahr 2005 gab der Bundesstaat Iowa mit Hilfe von Zuschüssen Tausende von Schlössern aus, um Kriminelle daran zu hindern, in die Tanks zu gelangen. ⓘ

Ammoniak, der von Riechsalzen freigesetzte Dampf, wird in großem Umfang zur Stimulierung der Atemwege verwendet. Ammoniak wird häufig bei der illegalen Herstellung von Methamphetamin durch eine Birch-Reduktion verwendet. Die Birch-Methode zur Herstellung von Methamphetamin ist gefährlich, da sowohl das Alkalimetall als auch das flüssige Ammoniak extrem reaktionsfreudig sind und die Temperatur des flüssigen Ammoniaks bei der Zugabe von Reagenzien zu einem explosiven Sieden führen kann. ⓘ

Textilien

Flüssiges Ammoniak wird für die Behandlung von Baumwollstoffen mit Alkalien verwendet, um ihnen Eigenschaften wie die Mercerisierung zu verleihen. Insbesondere wird es zum Vorwaschen von Wolle verwendet. ⓘ

Auftriebsgas

Bei Standardtemperatur und -druck ist Ammoniak weniger dicht als die Atmosphäre und hat etwa 45-48 % der Hubkraft von Wasserstoff oder Helium. Ammoniak wurde gelegentlich zum Füllen von Ballons als Treibgas verwendet. Aufgrund seines relativ hohen Siedepunkts (im Vergleich zu Helium und Wasserstoff) könnte Ammoniak an Bord eines Luftschiffs gekühlt und verflüssigt werden, um den Auftrieb zu verringern und Ballast hinzuzufügen (und wieder in ein Gas umgewandelt werden, um den Auftrieb zu erhöhen und Ballast zu verringern). ⓘ

Rauchende

Ammoniak wurde zum Nachdunkeln von geviertelt gesägter Weißeiche in Möbeln im Arts & Crafts- und Mission-Stil verwendet. Die Ammoniakdämpfe reagieren mit den natürlichen Gerbstoffen des Holzes und bewirken eine Farbveränderung. ⓘ

Sicherheit

Die längste Ammoniak-Pipeline der Welt (ca. 2400 km lang), die von der TogliattiAzot-Anlage in Russland nach Odessa in der Ukraine führt ⓘ

Die U.S. Occupational Safety and Health Administration (OSHA) hat einen Grenzwert für die 15-minütige Exposition gegenüber gasförmigem Ammoniak von 35 ppm in der Umgebungsluft und einen Grenzwert für die 8-stündige Exposition von 25 ppm in der Umgebungsluft festgelegt. Das National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) hat vor kurzem den IDLH-Wert (Immediately Dangerous to Life and Health, der Wert, dem ein gesunder Arbeitnehmer 30 Minuten lang ausgesetzt werden kann, ohne irreversible gesundheitliche Schäden zu erleiden) von 500 auf 300 gesenkt, wobei es sich auf neuere, konservativere Interpretationen der ursprünglichen Forschungsergebnisse von 1943 stützte. Andere Organisationen haben unterschiedliche Expositionswerte. U.S. Navy Standards [U.S. Bureau of Ships 1962] maximal zulässige Konzentrationen (MACs): kontinuierliche Exposition (60 Tage): 25 ppm / 1 Stunde: 400 ppm. Ammoniakdampf hat einen scharfen, reizenden, stechenden Geruch, der als Warnung vor einer potenziell gefährlichen Exposition dient. Die durchschnittliche Geruchsschwelle liegt bei 5 ppm und damit weit unter jeder Gefahr oder Schädigung. Die Exposition gegenüber sehr hohen Konzentrationen von gasförmigem Ammoniak kann zu Lungenschäden und zum Tod führen. Ammoniak wird in den Vereinigten Staaten als nicht brennbares Gas eingestuft, entspricht jedoch der Definition eines inhalationstoxischen Stoffes und erfordert eine Sicherheitsgenehmigung, wenn es in Mengen von mehr als 13.248 Litern (3.500 Gallonen) transportiert wird. ⓘ

Flüssiges Ammoniak ist gefährlich, weil es hygroskopisch ist und Verätzungen verursachen kann. Weitere Informationen finden Sie unter Gastanker § Gesundheitliche Auswirkungen bestimmter auf Gastankern beförderter Ladungen. ⓘ

Toxizität

Die Toxizität von Ammoniaklösungen ist für Menschen und andere Säugetiere in der Regel unbedenklich, da es einen speziellen Mechanismus gibt, der die Anreicherung von Ammoniak im Blutkreislauf verhindert. Ammoniak wird durch das Enzym Carbamoylphosphat-Synthetase in Carbamoylphosphat umgewandelt und gelangt dann in den Harnstoffzyklus, wo es entweder in Aminosäuren eingebaut oder über den Urin ausgeschieden wird. Fischen und Amphibien fehlt dieser Mechanismus, da sie Ammoniak in der Regel durch direkte Ausscheidung aus ihrem Körper entfernen können. Ammoniak ist selbst in verdünnten Konzentrationen hochgiftig für Wassertiere und wird daher als umweltgefährdend eingestuft. In der Atmosphäre spielt Ammoniak eine wichtige Rolle bei der Bildung von Feinstaub. ⓘ

Ammoniak ist ein Bestandteil des Tabakrauchs. ⓘ

Kokereiabwässer

Ammoniak ist in Kokereiabwasserströmen als flüssiges Nebenprodukt bei der Herstellung von Koks aus Kohle enthalten. In einigen Fällen wird das Ammoniak in die Meeresumwelt eingeleitet, wo es als Schadstoff wirkt. Das Stahlwerk Whyalla in Südaustralien ist ein Beispiel für eine koksherstellende Anlage, die Ammoniak in die Meeresgewässer einleitet. ⓘ

Aquakultur

Symptome einer Ammoniakvergiftung ⓘ

Durch den unangenehmen Geruch, der schon bei niedrigen Konzentrationen wahrnehmbar ist, existiert eine Warnung, so dass Vergiftungsfälle mit Ammoniak selten sind. Gasförmiges Ammoniak kann vor allem über die Lungen aufgenommen werden. Dabei wirkt es durch Reaktion mit Feuchtigkeit stark ätzend auf die Schleimhäute. Auch die Augen werden durch die Einwirkung von Ammoniak stark geschädigt. Beim Einatmen hoher Konzentrationen ab etwa 1700 ppm besteht Lebensgefahr durch Schäden in den Atemwegen (Kehlkopfödem, Stimmritzenkrampf, Lungenödeme, Pneumonitis) und Atemstillstand. Beim Übergang substantieller Ammoniakmengen ins Blut steigt der Blutspiegel von NH₄⁺ über 35 µmol/l, was zentralnervöse Erscheinungen wie Tremor der Hände, Sprach- und Sehstörungen und Verwirrung bis hin zum Koma und Tod verursachen kann. Die pathophysiologischen Mechanismen sind noch nicht eindeutig geklärt, Ammoniak scheint vor allem die Astrozyten im Gehirn zu schädigen. Akute Ammoniakvergiftungen können außer durch Einatmung auch infolge von Leberversagen (→ Hepatische Enzephalopathie) oder bei Enzymdefekten auftreten, da dann im Stoffwechsel anfallende N-Verbindungen nicht zu Harnstoff umgebaut und ausgeschieden werden können („endogene Ammoniakvergiftung“). Eine mögliche Erklärung für die nerventoxische Wirkung von Ammoniak ist die Ähnlichkeit von Ammonium mit Kalium. Durch den Austausch von Kalium durch Ammonium kommt es zu Störungen der Aktivität des NMDA-Rezeptors und in Folge davon zu einem erhöhten Calcium-Zufluss in die Nervenzellen, was deren Zelltod bewirkt. Das Zellgift Ammoniak wirkt vorwiegend auf Nerven- und Muskelzellen. Nahezu alle biologischen Membranen sind aufgrund der geringen Größe des Moleküls sowie seiner Lipidlöslichkeit für Ammoniak durchlässig. Die Cytotoxizität beruht dabei auch auf der Störung des Citratzyklus, indem der wichtige Metabolit α-Ketoglutarsäure zu Glutaminsäure aminiert wird, sowie auf der Störung des pH-Werts der Zellen. Die encephalotoxische Wirkung wird auch mit einem erhöhten Glutaminspiegel im Gehirn sowie der Bildung von reaktiven Sauerstoffspezies in Verbindung gebracht. ⓘ

Trend Ammoniak-Emissionen in Deutschland seit 1990 ⓘ

Auch chronische Auswirkungen bei längerer Einwirkung von Ammoniak sind vorhanden. Durch Schädigung der Atemwege kann es zu Bronchialasthma, Husten oder Atemnot kommen. Wässrige Ammoniaklösungen können auch über Haut und Magen aufgenommen werden und diese verätzen. Ammoniak kommt durch Düngung und Massentierhaltung in die Atemluft. Dort wandelt er sich in Ammoniumsulfat und -nitrat um, was maßgeblich dazu beiträgt, dass Feinstaubpartikel entstehen. Zudem fördert Ammoniak zusammen mit Stickstoffoxiden die Bildung von gesundheitsschädlichem, bodennahem Ozon. Es wird geschätzt, dass die Landwirtschaft dadurch im Jahr 2010 Ursache für etwa 45 % aller Todesfälle durch Luftverschmutzung in Deutschland war. Die Landwirtschaft ist mit einem Anteil von etwa 95 % Hauptemittent des Luftschadstoffs Ammoniak in Deutschland. Dabei stammten im Jahr 2020 über 70 % der gesamten Ammoniakemissionen aus der Tierhaltung. Ammoniak ist dabei der einzige Luftschadstoff, bei dem es seit 1990 zu keiner nennenswerten Reduktion gekommen ist. Mit einer Reduzierung der Ammoniakemissionen um 50 % könnten daher weltweit etwa 250.000 Todesfälle durch Luftverschmutzung vermieden werden, bei einer kompletten Abschaffung dieser Emissionen sogar 800.000 Todesfälle. ⓘ

Bei Hausrindern kommen akute Ammoniakvergiftungen vor allem bei Fütterung von Nicht-Protein-Stickstoffverbindungen (NPN) vor. Bei einem Harnstoffanteil von über 1,5 % im Futter treten zentralnervöse Vergiftungserscheinungen auf, da der Harnstoff nicht mehr vollständig von der Pansenflora zur Proteinsynthese verarbeitet werden kann. Die chronische Exposition mit Ammoniak in der Stallhaltung bei Nutz- und Labortieren, vor allem bei strohlosen Haltungsformen und höheren Temperaturen bei unzureichender Belüftung, führt zu Schädigungen der Atemwege und damit zu vermehrtem Auftreten von Atemwegsinfektionen, zu verminderter Futteraufnahme und Leistungseinbußen. ⓘ

Von der Gefahr einer Vergiftung durch Ammoniak sind wegen der guten Wasserlöslichkeit des Ammoniaks insbesondere Fische und andere Wasserlebewesen betroffen. Während viele Fischarten nur geringe Ammoniakkonzentrationen vertragen, haben einige Arten spezielle Strategien entwickelt, auch höhere Konzentrationen zu tolerieren. Dazu zählt die Umwandlung des Ammoniak in ungiftigere Verbindungen wie Harnstoff, oder sogar Pumpen, um Ammoniak aus dem Körper aktiv zu entfernen, die bei Schlammspringern beobachtet wurden. Ammoniakvergiftungen kommen in der Teichwirtschaft und Aquaristik vor. Ursachen können die Verunreinigung des Wassers mit Gülle oder Düngemitteln sowie der Anstieg des pH-Wertes mit Verschiebung des Dissoziationsgleichgewichts in Richtung Ammoniak sein. Betroffene Fische zeigen eine vermehrte Blutfülle (Hyperämie) und Blutungen in den Kiemen und inneren Organen sowie eine vermehrte Schleimproduktion der Haut. Bei höheren Konzentrationen kann es zum Absterben von Flossenteilen, Hautarealen oder Kiemen, zu zentralnervösen Erscheinungen oder zum Tod kommen. ⓘ

Im Winter, wenn den Aquakulturbeständen weniger Futter verabreicht wird, können die Ammoniakwerte höher sein. Niedrigere Umgebungstemperaturen verringern die Photosyntheserate der Algen, so dass weniger Ammoniak von den vorhandenen Algen abgebaut wird. In einer Aquakulturumgebung, insbesondere in großem Maßstab, gibt es keine schnell wirkende Abhilfe für erhöhte Ammoniakwerte. Es wird empfohlen, eher vorzubeugen als zu korrigieren, um die Schäden für die Zuchtfische und in offenen Gewässern auch für die Umgebung zu verringern. ⓘ

Informationen zur Lagerung

Ähnlich wie Propan siedet wasserfreies Ammoniak bei atmosphärischem Druck unterhalb der Raumtemperatur. Ein Lagerbehälter mit einem Druck von 1,7 MPa (250 psi) ist geeignet, um die Flüssigkeit aufzunehmen. Ammoniak wird in zahlreichen verschiedenen industriellen Anwendungen eingesetzt, die Lagerbehälter aus Kohlenstoffstahl oder Edelstahl erfordern. Ammoniak mit einem Wassergehalt von mindestens 0,2 Gewichtsprozent ist für Kohlenstoffstahl nicht korrosiv. NH₃-Lagertanks aus Kohlenstoffstahl mit einem Wassergehalt von 0,2 Gewichtsprozent oder mehr können mehr als 50 Jahre in Betrieb bleiben. Experten warnen davor, dass Ammoniumverbindungen nicht mit Basen in Berührung kommen dürfen (es sei denn, es handelt sich um eine beabsichtigte und kontrollierte Reaktion), da gefährliche Mengen von Ammoniakgas freigesetzt werden könnten. ⓘ

Labor

Eine Salzsäureprobe setzt HCl-Dämpfe frei, die mit Ammoniakdämpfen reagieren und einen weißen Rauch aus Ammoniumchlorid erzeugen. ⓘ

Die Gefährlichkeit von Ammoniaklösungen hängt von der Konzentration ab: "Verdünnte" Ammoniaklösungen sind in der Regel 5-10 Gew.-% (<5,62 mol/L); "konzentrierte" Lösungen werden in der Regel mit >25 Gew.-% hergestellt. Eine 25-prozentige Lösung (nach Gewicht) hat eine Dichte von 0,907 g/cm³, und eine Lösung mit einer geringeren Dichte ist stärker konzentriert. Die Klassifizierung der Europäischen Union für Ammoniaklösungen ist in der Tabelle angegeben. ⓘ

Konzentration bei Gewicht (w/w)	Molarität	Konzentration Masse/Volumen (w/v)	GHS-Piktogramme	H-Sätze ⓘ
5–10%	2,87-5,62 mol/L	48,9-95,7 g/L		H314
10–25%	5.62-13.29 mol/L	95,7-226,3 g/L		H314, H335, H400
>25%	>13,29 mol/L	>226,3 g/L		H314, H335, H400, H411

Der Ammoniakdampf von konzentrierten Ammoniaklösungen reizt die Augen und die Atemwege stark, und Experten warnen davor, diese Lösungen nur im Abzug zu handhaben. Gesättigte ("0.880" - siehe #Eigenschaften) Lösungen können bei warmem Wetter einen erheblichen Druck in einer geschlossenen Flasche entwickeln, und Experten warnen auch davor, die Flasche mit Vorsicht zu öffnen; bei 25%igen ("0.900") Lösungen ist dies normalerweise kein Problem. ⓘ

Experten warnen davor, Ammoniaklösungen mit Halogenen zu mischen, da dabei giftige und/oder explosive Produkte entstehen. Experten warnen auch davor, dass ein längerer Kontakt von Ammoniaklösungen mit Silber-, Quecksilber- oder Jodidsalzen ebenfalls zu explosiven Produkten führen kann: solche Mischungen entstehen häufig bei der qualitativen anorganischen Analyse, und dass es leicht angesäuert, aber nicht konzentriert (<6% w/v) entsorgt werden muss, sobald der Test abgeschlossen ist. ⓘ

Verwendung von wasserfreiem Ammoniak (gasförmig oder flüssig) im Labor

Wasserfreies Ammoniak ist als giftig (T) und umweltgefährdend (N) eingestuft. Das Gas ist brennbar (Selbstentzündungstemperatur: 651 °C) und kann mit Luft (16-25%) explosive Gemische bilden. Der zulässige Expositionsgrenzwert (PEL) in den Vereinigten Staaten beträgt 50 ppm (35 mg/m³), während die IDLH-Konzentration auf 300 ppm geschätzt wird. Bei wiederholter Exposition gegenüber Ammoniak sinkt die Empfindlichkeit gegenüber dem Geruch des Gases: Normalerweise ist der Geruch bei Konzentrationen von weniger als 50 ppm wahrnehmbar, aber desensibilisierte Personen können ihn selbst bei Konzentrationen von 100 ppm nicht mehr wahrnehmen. Wasserfreies Ammoniak greift kupfer- und zinkhaltige Legierungen an, weshalb Messingarmaturen für den Umgang mit dem Gas nicht geeignet sind. Flüssiges Ammoniak kann auch Gummi und bestimmte Kunststoffe angreifen. ⓘ

Ammoniak reagiert heftig mit den Halogenen. Stickstofftriiodid, ein primärer Sprengstoff, bildet sich, wenn Ammoniak mit Jod in Kontakt kommt. Ammoniak verursacht die explosive Polymerisation von Ethylenoxid. Ammoniak bildet auch mit Gold-, Silber-, Quecksilber-, Germanium- und Tellurverbindungen sowie mit Stibin explosive, fulminierende Verbindungen. Heftige Reaktionen sind auch mit Acetaldehyd, Hypochloritlösungen, Kaliumferricyanid und Peroxiden bekannt. ⓘ

Die Ammoniakadsorption mit anschließender FTIR und die temperaturprogrammierte Desorption von Ammoniak (NH3-TPD) sind sehr wertvolle Methoden zur Charakterisierung der Säure-Basen-Eigenschaften heterogener Katalysatoren. ⓘ

Herstellung

Produktionsentwicklung von Ammoniak zwischen 1947 und 2007 ⓘ

Ammoniak ist eine der meistproduzierten anorganischen Chemikalien, deren weltweite Produktion 2018 mit 175 Millionen Tonnen angegeben wird. Davon entfielen 28,5 % auf China, gefolgt von Russland mit 10,3 %, den Vereinigten Staaten mit 9,1 % und Indien mit 6,7 %. ⓘ

Vor Beginn des Ersten Weltkriegs wurde das meiste Ammoniak durch die trockene Destillation von stickstoffhaltigen pflanzlichen und tierischen Abfallprodukten, einschließlich Kamelmist, gewonnen, wo es durch die Reduktion von salpetriger Säure und Nitriten mit Wasserstoff destilliert wurde; außerdem wurde es durch die Destillation von Kohle und auch durch die Zersetzung von Ammoniumsalzen durch alkalische Hydroxide wie Branntkalk hergestellt:

2 [NH₄]Cl + 2 CaO → CaCl₂ + Ca(OH)₂ + 2 NH₃(g) ⓘ

Für die Laborsynthese in kleinem Maßstab kann man Harnstoff und Calciumhydroxid erhitzen:

(NH₂)₂CO + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2 NH_{3 ⓘ}

Haber-Bosch

Bei der Massenproduktion kommt das Haber-Bosch-Verfahren zum Einsatz, eine Gasphasenreaktion zwischen Wasserstoff (H₂) und Stickstoff (N₂) bei mäßig erhöhter Temperatur (450 °C) und hohem Druck (100 Standardatmosphären (10 MPa)):

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, ΔH° = -91,8 kJ/mol ⓘ

Diese Reaktion ist exotherm und führt zu einer Verringerung der Entropie, was bedeutet, dass die Reaktion bei niedrigeren Temperaturen und höherem Druck begünstigt wird. Sie ist schwierig und teuer zu realisieren, da niedrigere Temperaturen zu einer langsameren Reaktionskinetik (und damit zu einer langsameren Reaktionsgeschwindigkeit) führen und ein hoher Druck hochfeste Druckbehälter erfordert, die nicht durch Wasserstoffversprödung geschwächt werden. Der zweiatomige Stickstoff ist durch eine Dreifachbindung gebunden, was ihn ziemlich inert macht. Die Ausbeute und der Wirkungsgrad sind gering, was bedeutet, dass der Output kontinuierlich abgetrennt und extrahiert werden muss, damit die Reaktion in einem akzeptablen Tempo abläuft. Zusammen mit der Energie, die für die Herstellung von Wasserstoff und gereinigtem Luftstickstoff benötigt wird, ist die Ammoniakproduktion energieintensiv und macht 1 bis 2 % des weltweiten Energieverbrauchs, 3 % der weltweiten Kohlenstoffemissionen und 3 bis 5 % des Erdgasverbrauchs aus. ⓘ

Elektrochemische Synthese

Ammoniak kann elektrochemisch synthetisiert werden. Die einzigen erforderlichen Inputs sind Stickstoffquellen (möglicherweise atmosphärisch) und Wasserstoff (Wasser), was die Erzeugung am Ort der Verwendung ermöglicht. Die Verfügbarkeit von erneuerbaren Energien ermöglicht eine emissionsfreie Produktion. ⓘ

Im Jahr 2012 fand die Gruppe von Hideo Hosono heraus, dass mit Ru beladenes C12A7:e-Elektrid gut als Katalysator funktioniert und eine effizientere Bildung verfolgt. Diese Methode wird in einer kleinen Anlage zur Ammoniaksynthese in Japan eingesetzt. 2019 hat die Gruppe von Hosono einen weiteren Katalysator gefunden, ein neuartiges Perowskit-Oxynitrid-Hydrid BaCeO_3-xNyHz, das bei niedrigeren Temperaturen und ohne teures Ruthenium funktioniert. ⓘ

Ein anderer elektrochemischer Syntheseweg beinhaltet die reduktive Bildung von Lithiumnitrid, das zu Ammoniak protoniert werden kann, wenn eine Protonenquelle vorhanden ist. Ethanol wurde als eine solche Quelle verwendet, obwohl es sich zersetzen kann. In einer Studie wurde die Lithium-Elektroabscheidung in Tetrahydrofuran verwendet. ⓘ

Im Jahr 2021 ersetzten Suryanto et al. Ethanol durch ein Tetraalkylphosphoniumsalz. Dieses Kation kann stabil Deprotonierungs- und Reprotonierungszyklen durchlaufen, während es die Ionenleitfähigkeit des Mediums erhöht. In der Studie wurden NH₃-Produktionsraten von 53 ± Nanomol/s/cm² bei 69 ± 1 % Faraday-Wirkungsgrad in Experimenten mit 0,5 bar Wasserstoff und 19,5 bar Stickstoffpartialdruck bei Umgebungstemperatur beobachtet. ⓘ

Rolle in biologischen Systemen und bei menschlichen Krankheiten

Hauptsymptome der Hyperammonämie (Ammoniak erreicht toxische Konzentrationen). ⓘ

Ammoniak ist in der gesamten Biosphäre sowohl ein Stoffwechselabfall als auch ein Stoffwechselinput. Es ist eine wichtige Stickstoffquelle für lebende Systeme. Obwohl atmosphärischer Stickstoff im Überfluss vorhanden ist (mehr als 75 %), sind nur wenige Lebewesen in der Lage, diesen atmosphärischen Stickstoff in seiner zweiatomigen Form, dem N₂-Gas, zu nutzen. Daher ist die Stickstofffixierung für die Synthese von Aminosäuren, den Bausteinen von Proteinen, erforderlich. Einige Pflanzen sind auf Ammoniak und andere stickstoffhaltige Abfälle angewiesen, die durch Zersetzungsprodukte in den Boden gelangen. Andere, wie die stickstofffixierenden Leguminosen, profitieren von symbiotischen Beziehungen mit Rhizobien, die Ammoniak aus Luftstickstoff erzeugen. ⓘ

Beim Menschen kann das Einatmen von Ammoniak in hohen Konzentrationen tödlich sein. Die Exposition gegenüber Ammoniak kann zu Kopfschmerzen, Ödemen, Gedächtnisstörungen, Krampfanfällen und Koma führen, da Ammoniak von Natur aus neurotoxisch ist. ⓘ

Biosynthese

In bestimmten Organismen wird Ammoniak durch Enzyme, so genannte Nitrogenasen, aus Luftstickstoff hergestellt. Der gesamte Prozess wird als Stickstofffixierung bezeichnet. Es wird intensiv daran gearbeitet, den Mechanismus der biologischen Stickstofffixierung zu verstehen; das wissenschaftliche Interesse an diesem Problem ist auf die ungewöhnliche Struktur des aktiven Zentrums des Enzyms zurückzuführen, das aus einem Fe₇MoS₉-Ensemble besteht. ⓘ

Ammoniak ist auch ein Stoffwechselprodukt der Aminosäure-Desaminierung, die von Enzymen wie der Glutamat-Dehydrogenase 1 katalysiert wird. Die Ausscheidung von Ammoniak ist bei Wassertieren üblich. Beim Menschen wird es schnell in Harnstoff umgewandelt, der viel weniger toxisch und vor allem weniger basisch ist. Dieser Harnstoff ist ein Hauptbestandteil des Trockengewichts des Urins. Die meisten Reptilien, Vögel, Insekten und Schnecken scheiden Harnsäure ausschließlich als stickstoffhaltigen Abfall aus. ⓘ

Physiologie

Ammoniak spielt sowohl in der normalen als auch in der anormalen Tierphysiologie eine Rolle. Es wird durch den normalen Aminosäurestoffwechsel biosynthetisiert und ist in hohen Konzentrationen giftig. Die Leber wandelt Ammoniak durch eine Reihe von Reaktionen, die als Harnstoffzyklus bekannt sind, in Harnstoff um. Leberfunktionsstörungen, wie sie z. B. bei Leberzirrhose auftreten, können zu erhöhten Ammoniakkonzentrationen im Blut führen (Hyperammonämie). Ebenso führen Defekte der für den Harnstoffzyklus verantwortlichen Enzyme, wie z. B. der Ornithintranscarbamylase, zu Hyperammonämie. Hyperammonämie trägt zur Verwirrung und zum Koma der hepatischen Enzephalopathie sowie zu den neurologischen Erkrankungen bei, die bei Menschen mit Harnstoffzyklusdefekten und organischen Azidurien häufig auftreten. ⓘ

Ammoniak ist wichtig für den normalen Säure-Basen-Haushalt von Tieren. Nach der Bildung von Ammonium aus Glutamin kann α-Ketoglutarat abgebaut werden, um zwei Bicarbonat-Ionen zu erzeugen, die dann als Puffer für die Säuren in der Nahrung zur Verfügung stehen. Ammonium wird mit dem Urin ausgeschieden, was zu einem Netto-Säureverlust führt. Ammoniak kann selbst durch die Nierentubuli diffundieren, sich mit einem Wasserstoffion verbinden und so eine weitere Säureausscheidung ermöglichen. ⓘ

Ausscheidung

Ammoniumionen sind ein toxisches Abfallprodukt des Stoffwechsels in Tieren. Bei Fischen und wirbellosen Wassertieren werden sie direkt ins Wasser ausgeschieden. Bei Säugetieren, Haien und Amphibien wird es im Harnstoffzyklus in Harnstoff umgewandelt, der weniger giftig ist und besser gespeichert werden kann. Bei Vögeln, Reptilien und Landschnecken wird metabolisches Ammonium in Harnsäure umgewandelt, die fest ist und daher mit minimalem Wasserverlust ausgeschieden werden kann. ⓘ

Referenzbereiche für Bluttests, die den Blutgehalt von Ammoniak (gelb in der Mitte) mit anderen Bestandteilen vergleichen ⓘ

Außerhalb der Erde

Ammoniak kommt in den Atmosphären der äußeren Riesenplaneten wie Jupiter (0,026 % Ammoniak) und Saturn (0,012 % Ammoniak) sowie in den Atmosphären und im Eis von Uranus und Neptun vor. ⓘ

Ammoniak wurde in den Atmosphären der Riesenplaneten, einschließlich Jupiter, zusammen mit anderen Gasen wie Methan, Wasserstoff und Helium nachgewiesen. Das Innere des Saturn könnte gefrorene Ammoniakkristalle enthalten. Auf Deimos und Phobos - den beiden Marsmonden - ist es zu finden. ⓘ

Interstellarer Raum

Ammoniak wurde erstmals 1968 im interstellaren Raum nachgewiesen, und zwar anhand von Mikrowellenemissionen aus der Richtung des galaktischen Kerns. Es war das erste polyatomare Molekül, das auf diese Weise nachgewiesen werden konnte. Die Empfindlichkeit des Moleküls gegenüber einem breiten Spektrum von Anregungen und die Tatsache, dass es in vielen Regionen leicht beobachtet werden kann, haben Ammoniak zu einem der wichtigsten Moleküle für die Untersuchung von Molekülwolken gemacht. Die relative Intensität der Ammoniaklinien kann zur Messung der Temperatur des emittierenden Mediums verwendet werden. ⓘ

Die folgenden Isotopensorten von Ammoniak wurden nachgewiesen: NH₃, ¹⁵NH₃, NH₂D, NHD₂ und ND₃. Der Nachweis von dreifach deuteriertem Ammoniak war eine Überraschung, da Deuterium relativ selten vorkommt. Es wird vermutet, dass die niedrigen Temperaturbedingungen diesem Molekül das Überleben und die Anreicherung ermöglichen. ⓘ

Seit seiner Entdeckung im interstellaren Raum hat sich NH₃ als unschätzbares spektroskopisches Werkzeug für die Erforschung des interstellaren Mediums erwiesen. Mit einer großen Anzahl von Übergängen, die für eine Vielzahl von Anregungsbedingungen empfindlich sind, wurde NH₃ in großem Umfang astronomisch nachgewiesen - über seinen Nachweis wurde in Hunderten von Zeitschriftenartikeln berichtet. Nachfolgend finden Sie eine Auswahl von Zeitschriftenartikeln, die das Spektrum der Detektoren aufzeigen, die zum Nachweis von Ammoniak verwendet wurden. ⓘ

Die Untersuchung von interstellarem Ammoniak war in den letzten Jahrzehnten für eine Reihe von Forschungsbereichen von Bedeutung. Einige davon werden im Folgenden beschrieben und beinhalten in erster Linie die Verwendung von Ammoniak als interstellares Thermometer. ⓘ

Interstellare Entstehungsmechanismen

Die interstellare Häufigkeit von Ammoniak wurde für eine Vielzahl von Umgebungen gemessen. Das [NH₃]/[H₂]-Verhältnis wurde auf Werte zwischen 10-7 in kleinen Dunkelwolken und 10-5 im dichten Kern des Orion-Molekülwolkenkomplexes geschätzt. Obwohl insgesamt 18 Produktionswege vorgeschlagen wurden, ist der Hauptbildungsmechanismus für interstellares NH₃ die Reaktion:

NH+4 + e- → NH₃ + H ⓘ

Die Geschwindigkeitskonstante k dieser Reaktion hängt von der Umgebungstemperatur ab und beträgt 5,2×10-6 bei 10 K. Die Geschwindigkeitskonstante wurde nach folgender Formel berechnet $k=a(T/300)^{B}$. Für die primäre Bildungsreaktion gilt a = 1,05×10-6 und B = -0,47. Geht man von einer NH+4-Häufigkeit von 3×10-7 und einer für Molekülwolken typischen Elektronenhäufigkeit von 10-7 aus, so wird die Bildung in einer Molekülwolke mit einer Gesamtdichte von 10⁵ cm-3 mit einer Geschwindigkeit von 1,6×10-9 cm-3s-1 ablaufen. ⓘ

Alle anderen vorgeschlagenen Bildungsreaktionen haben Geschwindigkeitskonstanten, die zwischen 2 und 13 Größenordnungen kleiner sind, so dass ihr Beitrag zur Ammoniakhäufigkeit relativ unbedeutend ist. Ein Beispiel für den geringen Beitrag anderer Bildungsreaktionen ist die Reaktion:

H₂ + NH₂ → NH₃ + H ⓘ

hat eine Geschwindigkeitskonstante von 2,2×10-15. Geht man von einer H₂-Dichte von 10⁵ und einem [NH₂]/[H₂]-Verhältnis von 10-7 aus, läuft diese Reaktion mit einer Geschwindigkeit von 2,2×10-12 ab, d. h. um mehr als drei Größenordnungen langsamer als die obige Primärreaktion. ⓘ

Einige der anderen möglichen Bildungsreaktionen sind:

H- + NH+4 → NH₃ + H₂

PNH+3 + e- → P + NH_{3 ⓘ}

Interstellare Zerstörungsmechanismen

Insgesamt gibt es 113 vorgeschlagene Reaktionen, die zur Zerstörung von NH₃ führen. Davon wurden 39 in umfangreichen Tabellen zur Chemie von C-, N- und O-Verbindungen aufgelistet. In einer Übersicht über interstellares Ammoniak werden die folgenden Reaktionen als die wichtigsten Dissoziationsmechanismen genannt:

NH3 + H+3 → NH+4 + H2

(1)

NH3 + HCO+ → NH+4 + CO

(2) ⓘ

mit Geschwindigkeitskonstanten von 4,39×10-9 bzw. 2,2×10-9. Die obigen Gleichungen (1, 2) laufen mit einer Rate von 8,8×10-9 bzw. 4,4×10-13. Bei diesen Berechnungen wurden die gegebenen Ratenkonstanten und Häufigkeiten von [NH₃]/[H₂] = 10-5, [H+3]/[H₂] = 2×10-5, [HCO⁺]/[H₂] = 2×10-9 und Gesamtdichten von n = 10⁵ angenommen, die typisch für kalte, dichte Molekülwolken sind. Zwischen diesen beiden Primärreaktionen ist Gleichung (1) eindeutig die dominierende Zerstörungsreaktion, mit einer Geschwindigkeit, die ≈10.000 mal schneller ist als Gleichung (2). Dies ist auf die relativ hohe Abundanz von H+3 zurückzuführen. ⓘ

Einzelne Antennenbeobachtungen

Radiobeobachtungen von NH₃ mit dem 100-m-Radioteleskop Effelsberg zeigen, dass die Ammoniaklinie in zwei Komponenten aufgeteilt ist - einen Hintergrundrücken und einen unaufgelösten Kern. Der Hintergrund stimmt gut mit den Orten überein, an denen zuvor CO nachgewiesen wurde. Das 25-Meter-Teleskop von Chilbolton in England entdeckte Radiosignaturen von Ammoniak in H II-Regionen, HNH₂O-Masern, H-H-Objekten und anderen Objekten, die mit der Sternentstehung in Verbindung stehen. Ein Vergleich der Emissionslinienbreiten zeigt, dass die turbulenten oder systematischen Geschwindigkeiten in den zentralen Kernen von Molekülwolken nicht zunehmen. ⓘ

Mikrowellenstrahlung von Ammoniak wurde in mehreren galaktischen Objekten beobachtet, darunter W3(OH), Orion A, W43, W51 und fünf Quellen im galaktischen Zentrum. Die hohe Nachweisrate deutet darauf hin, dass es sich um ein häufiges Molekül im interstellaren Medium handelt und dass Regionen mit hoher Dichte in der Galaxie häufig sind. ⓘ

Interferometrische Studien

VLA-Beobachtungen von NH₃ in sieben Regionen mit Hochgeschwindigkeitsgasausströmungen ergaben Kondensationen von weniger als 0,1 pc in L1551, S140 und Cepheus A. Drei einzelne Kondensationen wurden in Cepheus A entdeckt, eine davon mit einer stark verlängerten Form. Sie könnten eine wichtige Rolle bei der Entstehung des bipolaren Ausflusses in dieser Region spielen. ⓘ

Extragalaktisches Ammoniak wurde mit dem VLA in IC 342 abgebildet. Das heiße Gas hat eine Temperatur von über 70 K, was aus den Verhältnissen der Ammoniaklinien abgeleitet wurde, und scheint eng mit den innersten Teilen des Kernbalkens verbunden zu sein, der in CO zu sehen ist. NH₃ wurde auch mit dem VLA in einer Stichprobe von vier galaktischen ultrakompakten HII-Regionen beobachtet: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96-0.02, und G31.41+0.31. Auf der Grundlage von Temperatur- und Dichtediagnosen wird gefolgert, dass solche Klumpen im Allgemeinen wahrscheinlich die Orte massereicher Sternentstehung in einer frühen Entwicklungsphase vor der Entwicklung einer ultrakompakten HII-Region sind. ⓘ

Entdeckungen im Infraroten

Absorption bei 2,97 Mikrometern durch festes Ammoniak wurde von interstellaren Körnern im Becklin-Neugebauer-Objekt und wahrscheinlich auch in NGC 2264-IR nachgewiesen. Diese Entdeckung trug dazu bei, die physikalische Form von zuvor schlecht verstandenen und verwandten Eisabsorptionslinien zu erklären. ⓘ

Ein Spektrum der Jupiterscheibe wurde vom Kuiper Airborne Observatory aufgenommen, das den Spektralbereich von 100 bis 300 cm-1 abdeckt. Die Analyse des Spektrums liefert Informationen über die globalen mittleren Eigenschaften von Ammoniakgas und Ammoniakeisschleier. ⓘ

Insgesamt 149 Dunkelwolkenpositionen wurden mit Hilfe der (J,K) = (1,1) rotierenden Inversionslinie von NH₃ auf Anzeichen für "dichte Kerne" untersucht. Im Allgemeinen sind die Kerne nicht kugelförmig und haben ein Seitenverhältnis von 1,1 bis 4,4. Es wird auch festgestellt, dass Kerne mit Sternen breitere Linien aufweisen als Kerne ohne Sterne. ⓘ

Ammoniak wurde im Draco-Nebel und in einer oder möglicherweise zwei Molekülwolken nachgewiesen, die mit dem hoch gelegenen galaktischen Infrarot-Zirrus in Verbindung stehen. Diese Entdeckung ist von Bedeutung, da sie möglicherweise die Geburtsorte der B-Sterne der Population I mit Metallizität im galaktischen Halo darstellen, die in der galaktischen Scheibe geboren worden sein könnten. ⓘ

Beobachtungen von nahen Dunkelwolken

Wenn man die stimulierte Emission und die spontane Emission gegeneinander aufrechnet, kann man eine Beziehung zwischen Anregungstemperatur und Dichte konstruieren. Da die Übergangsniveaus von Ammoniak bei niedrigen Temperaturen durch ein 2-Niveau-System angenähert werden können, ist diese Berechnung recht einfach. Diese Prämisse lässt sich auf Dunkelwolken anwenden, Regionen, die im Verdacht stehen, extrem niedrige Temperaturen aufzuweisen und mögliche Orte für zukünftige Sternentstehung zu sein. Der Nachweis von Ammoniak in Dunkelwolken zeigt sehr schmale Linien, was nicht nur auf niedrige Temperaturen, sondern auch auf ein geringes Maß an Turbulenzen in der Wolke hindeutet. Berechnungen des Linienverhältnisses liefern ein Maß für die Wolkentemperatur, das von früheren CO-Beobachtungen unabhängig ist. Die Ammoniak-Beobachtungen stimmten mit CO-Messungen von Rotationstemperaturen von ≈10 K überein. Damit können Dichten bestimmt werden, die in Dunkelwolken zwischen 10⁴ und 10⁵ cm-3 liegen. Die Kartierung von NH₃ ergibt typische Wolkengrößen von 0,1 pc und Massen nahe 1 Sonnenmasse. Diese kalten, dichten Kerne sind die Orte zukünftiger Sternentstehung. ⓘ

UC HII-Regionen

Ultrakompakte HII-Regionen gehören zu den besten Indikatoren für die Entstehung massereicher Sterne. Das dichte Material, das die UCHII-Regionen umgibt, ist wahrscheinlich hauptsächlich molekular. Da eine vollständige Untersuchung der massereichen Sternentstehung notwendigerweise die Wolke einbezieht, aus der sich der Stern gebildet hat, ist Ammoniak ein unschätzbares Werkzeug zum Verständnis dieses umgebenden molekularen Materials. Da dieses molekulare Material räumlich aufgelöst werden kann, ist es möglich, die Heiz-/Ionisationsquellen, Temperaturen, Massen und Größen der Regionen einzugrenzen. Doppler-verschobene Geschwindigkeitskomponenten ermöglichen die Trennung verschiedener Regionen des molekularen Gases, die Ausströmungen und heiße Kerne von sich bildenden Sternen aufspüren können. ⓘ

Extragalaktische Entdeckung

Ammoniak wurde in externen Galaxien nachgewiesen, und durch die gleichzeitige Messung mehrerer Linien ist es möglich, die Gastemperatur in diesen Galaxien direkt zu messen. Die Linienverhältnisse deuten darauf hin, dass die Gastemperaturen warm sind (≈50 K) und aus dichten Wolken mit einer Größe von einigen Dutzend pc stammen. Dieses Bild stimmt mit dem Bild in unserer Milchstraße überein - heiße, dichte Molekülkerne bilden sich um neu entstehende Sterne, die in größere Wolken aus molekularem Material mit einer Größe von mehreren hundert Kilometern eingebettet sind (Riesenmolekülwolken; GMCs). ⓘ

Gewinnung und Darstellung

Grünes Ammoniak

Mehrere Arbeitsgruppen arbeiten an einer CO₂-neutralen Ammoniakproduktion, auf der Basis von elektrochemischen Verfahren („elektrochemische Ammoniaksynthese“). Der durch Elektrolyse von Wasser erzeugte Wasserstoff soll dabei in Gegenwart bestimmter Katalysatoren und Membranen direkt mit Stickstoff zu Ammoniak reagieren. Der Strom soll dabei künftig im Wesentlichen aus regenerativen Quellen stammen. Eines der Verfahren, das keine hohen Drücke und Temperaturen benötigt, nutzt ein heißes Plasma aus einer Wasser-Stickstoff-Atmosphäre. Dabei entsteht eine Wolke aus elektrisch geladenen Ionen, aus der sich Wasserstoff und Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen mit einem sehr großen Anteil von 99 Prozent Stickstoffmonoxid bildet. Dieses reagierte darauf mit dem Wasserstoff – katalytisch unterstützt – zu Ammoniak. ⓘ

Verwendung

Ammoniumhaltiger Dünger (Kalkammonsalpeter – Calciumammoniumnitrat) ⓘ

Besondere Anwendungen

Rauchgasreinigung

Die Reaktion von Ammoniak als Base mit Säuren zu Ammoniumsalzen wird in der Rauchgasreinigung ausgenutzt. Dabei reagiert Ammoniak mit Schwefel- und Salpetersäure zu den entsprechenden Ammoniumsalzen und kann deshalb in Anwesenheit von Wasserdampf die eventuell in Rauchgasen enthaltenen unerwünschten und umweltschädlichen Schwefel- und Stickoxide als Ammoniumsalze aus den Rauchgasen entfernen. ⓘ

Kältemittel

Aufgrund seiner großen spezifischen Verdampfungsenthalpie von 1368 kJ/kg wird Ammoniak auch als Kältemittel eingesetzt. Vorteile sind eine geringe Entflammbarkeit, der nicht vorhandene Beitrag zum Treibhauseffekt oder zur Zerstörung der Ozonschicht sowie der Verwendungsbereich von −60 bis +100 °C. Nachteilig ist die potentielle Toxizität von Ammoniak. ⓘ

Geruchs-Reizstoff

Ammoniaklösung wird auch in Riechampullen verwendet. Der extreme Geruchsreiz dient als antidissoziative Strategie, etwa im Rahmen einer Dialektisch-Behavioralen Therapie. ⓘ

Färbungen

Ammoniak reagiert mit der in Hölzern vorkommenden Gerbsäure und färbt das Holz je nach Konzentration der Gerbsäure dunkelbraun. So wird beispielsweise Eichenholz mit Ammoniak oder Salmiak zu der dunkelbraun erscheinenden Räuchereiche verwandelt. Auch bei der Herstellung von Lichtpausen (Diazotypien) wird Ammoniak zur Färbung verwendet. ⓘ