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Ammoniak
Strukturformel und Molekülmodell
Strukturformel von Ammoniak
Molekülmodell von Ammoniak
Flüssiges Ammoniak in einem Druckbehälter.
Allgemeines
Molekularformel	NH3
IUPAC-Name	Ammoniak
Molmasse	17,03052 G/Maulwurf
LÄCHELN	Nein
in Chile	1/H3N/h1H3
CAS-Nummer	7664-41-7
EG-Nummer	231-635-3
PubChem	222
Beschreibung	Farbloses Gas mit charakteristischem sehr starkem Geruch
Warnungen und Sicherheitsvorkehrungen
Achtung
H-Sätze	H221 - H280 - H314 - H331 - H400
EUH-Sätze	Nein
P-Sätze	P210 - P261 - P273 - P280 - P305 P351 P338 - P310
EG-Indexnummer	007-001-00-5
UN-Nummer	1005[1]
ADR-Klasse	Gefahrenklasse 2.3
MAC-Wert	20 ppm (14 mg/m3)[1]
LD50 (Ratten)	4000mg/kg
Physikalische Eigenschaften
Aggregatzustand	Gas
Farbe	farblos
Dichte	0,717·10−3 [2] g/cm³
Schmelzpunkt	−78[1] °C
Siedepunkt	−33[1] °C
Flammpunkt	132[1] °C
Dampfdruck	(bei 20 °C) 860 × 103 pa
Gut löslich in	Wasser[1]
Wenn nicht anders angegeben normale Bedingungen gebraucht (298.15k oder 25 °C, 1 Bar).
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Ammoniak ist ein anorganische Verbindung von Stickstoff- und Wasserstoff Mit als Bruttoformel NH₃. Der Aufbau der Verbindung ist nicht flach, sondern aufgrund der freies Elektronenpaar auf Stickstoff a trigonal-pyramidale Molekülgeometrie Auf. Das Molekül wird ausgesprochen Polar-. Im menschlichen Körper kommt Ammoniak in der Leber vor, wo es als Zwischenprodukt beim Abbau von Proteinen gebildet wird; überschüssiger Stickstoff im Körper wird in is umgewandelt Harnstoff über die Nieren ausgeschieden.

Ammoniak ist bei Raumtemperatur eine farblose, giftige und brennbare Substanz Gas mit charakteristischem, stark stechendem Geruch. Das Gas ist nicht nur in sehr großen Mengen enthalten (bis zu 33 Masse-%) Wasser löslich, reagiert aber auch mit Wasser:^[3]

${displaystyle {ce {NH3 H2O <=> NH4 OH^-}}}$

Diese Lösung ist bekannt als Ammoniak (ist in Supermärkten erhältlich – eine 2% ige Lösung hat a pH von 11.5) und ist Basic, denn neben Ammoniumionen (NH₄) auch OH⁻ Ionen gebildet werden. Diese Bildung von NH₄ geht immer mit der Bildung der gleichen Menge an OH⁻ gepaart. Auch die Auflösungsreaktion in Wasser ist ein Lehrbuchbeispiel für a Säure-Base-Reaktion.

Synthese

Ammoniak wird in großen Fabriken von . hergestellt Hydrierung von Stickstoff aus der Luft unter hohem Druck mit Hilfe von a Katalysator (Haber-Bosch-Verfahren).

${displaystyle {ce {N2 3 H2 -> 2 NH3}}}$${Displaystil Delta H_{298}^{0}=-92,2 { ext{kJ/mol}}}$

Die Entwicklung dieses Katalysators fand statt, bevor verstanden wurde, wie Katalysatoren funktionieren und wie sie Reaktionen beeinflussen. Damals (um 1910) bestand der einzige Weg darin, Tausende verschiedener Substanzen auszuprobieren und herauszufinden, welcher der beste Katalysator war. Als am besten geeigneter Katalysator erwies sich Magnetit (Eisenoxid).

Ammoniak wird auch als Endprodukt der Proteinverdauung von einigen Wassertieren. Ammoniak wird auch aus gewöhnlichem, natürlichem Dünger freigesetzt. Insbesondere das Hydrolyse von Harnstoff ist für die Bildung von Ammoniak verantwortlich.

${displaystyle {ce {(H2N)2CO H2O -> 2 NH3 CO2}}}$

Anwendungen

Es werden verdünnte Ammoniaklösungen verwendet Ammoniak erwähnt. Diese Lösungen werden als Reinigungsmittel verwendet, zum Beispiel um Farbe vor dem Neulackieren zu entfernen. Fett weil es sich gut in der Ammoniaklösung löst. Dafür ist eine gute Belüftung unerlässlich. Da die Löslichkeit mit steigender Temperatur abnimmt, ist es nicht ratsam, Ammoniak zu erhitzen, da dann der größte Teil des Ammoniaks in Form von Ammoniakdampf aus der Lösung freigesetzt wird.

Ammoniak wird auch als Kühlmittel in (größeren) Kühlanlagen verwendet. Diese Anlagen arbeiten teilweise mit erhöhtem Druck. Ammoniakgas ist auch ein wichtiges Halbzeug zur Herstellung von de Dünger.

Kokainkonsumenten verwenden Ammoniak, um Kokain zu kochen Riss, wonach das gekochte Kokain geraucht werden kann.

Ammoniak, wie Methanol, auch als mögliches Speichermedium für Wasserstoff in Betracht gezogen: rein Wasserstoff kann nur unter extremen Bedingungen (sehr hoher Druck oder kryogen, -257 °C) gelagert werden. Die Lagerung von Ammoniak in flüssiger Form hingegen ist vergleichbar mit lpg.

Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel

Da der Siedepunkt bei −33 °C liegt, ist es nicht schwierig, mit flüssigem Ammoniak zu arbeiten, weder bei niedrigeren Temperaturen noch bei etwas höheren Drücken. Als Flüssigkeit hat Ammoniak wasserähnliche Eigenschaften, da das Molekül a Dipol und auch diese Moleküle untereinander Wasserstoffbrücken Formen. Dennoch gibt es einige bemerkenswerte Unterschiede in der Löslichkeit verschiedener Substanzen zwischen Wasser und Ammoniak. Alkali Metalle wie Natrium und Kalium lösen sich leicht auf und ergeben charakteristische blaue Lösungen, aus denen das Metall durch Verdampfen des Lösungsmittels zurückgewonnen werden kann. Diese Metalle reagieren heftig mit Wasser. Eine Lösung von Lithium oder Natrium in flüssigem Ammoniak ist organische Synthese benutzt als Reduzierstück, wie in der Birkenreduktion. Bei dieser Reaktion wird das Ammoniak solvatisierte Elektronen eine zentrale Rolle.

fast alles Fluoride sind unlöslich, aber Jodide oft gut lösen, auch zum Beispiel Silberjodid. Ebenfalls Perchlorate, Nitrate, Thiocyanate, Zyanide und Nitrite sind in der Regel lösbar. Im Gegensatz, Karbonate, Oxalate, Sulfate, Sulfite, Sulfide, Arsenate, Phosphate, Hydroxide und Oxide meist unlöslich.^[4]

Treibstoff

Unter den richtigen Bedingungen kann Ammoniak als (Motor-)Kraftstoff verwendet werden^[5] und liefert kein CO₂ oder Stickoxide:

${displaystyle {ce {4 NH3 3 O2 -> 2 N2 6 H2O}}}$

Ammoniak kann auch in a . verwendet werden SOFC-Brennstoffzelle.

Obwohl die Umwandlung energetisch nicht optimal ist (die Herstellung von Ammoniak kostet viel mehr Energie als die Verbrennung), kann die Herstellung von Ammoniak eine sehr nützliche Nutzung der derzeit nicht verbrauchbaren elektrischen Energie sein.^[6]

Auswirkungen auf die Umwelt

Ammoniak spielt in der Umgebung eine Doppelrolle. Einerseits Ammoniak (NH₃) in Wasser gelöst Basic und wird in der Luft in Regentropfen oder Nebel in Ammoniumionen (NH .) umgewandelt₄), wo Säure neutralisiert wird. Ein Teil der in der Luft enthaltenen Schwefel- und Salpetersäure wird auf diese Weise durch Ammoniak neutralisiert. Andererseits können Ammoniak und auch Ammoniumionen, einmal auf dem Boden ausgefällt, von Bakterien in Salpetersäure umgewandelt werden, die wiederum zur Versauerung beiträgt.

Das Nettoergebnis dieser beiden Prozesse scheint eine Versauerung (Anstieg von H of) vom Boden. In den Niederlanden sind etwa 30 % der Versauerung der Umwelt auf Ammoniak zurückzuführen.^[7]

Ammoniak führt auch zur Eutrophierung oder Eutrophierung. Ammoniak kann zu einem Nährstoffüberschuss im Oberflächenwasser führen, ebenso wie durch die Einleitung von Abwasser mit einem Überschuss an Nitrat und Phosphat. Das Algenwachstum im Wasser kann sich explosionsartig ausdehnen, was am Ende der Vegetationsperiode, wenn die Algen absterben und wieder verrotten, bis Hypoxie - Sauerstoffmangel - kann führen. Da Algen nur tagsüber Sauerstoff produzieren und im Dunkeln Sauerstoff verbrauchen, kann diese Situation bereits eintreten, wenn zu viele Algen nachts den gesamten Sauerstoff aus dem Oberflächenwasser entziehen. Diese Eutrophierung findet auch an Land statt. Pflanzen, die in düngerreichen Böden gedeihen, wie z Brennnesseln, gewinnen die Oberhand, während Pflanzen, die auf kargen Böden wachsen, verschwinden. Schließlich kann das aus Ammoniak entstehende Nitrat das Grundwasser verschmutzen.

Der derzeitige Überschuss an Ammoniak in der Umwelt stammt zu 90 Prozent aus dem Agrarsektor (Landwirtschaft und Vieh). Das Ammoniak entweicht aus dem Stallungen oder landet in der Luft nach der Düngung des Landes (Emission). Über die Luft gelangt das Ammoniak in den Boden oder ins Wasser (die Position). Die Wirkung von Ammoniakemissionen auf die Natur lässt sich unter anderem anhand des Vorkommens bestimmter Flechten.

Ansäuerung

Ammoniak gelöst in Wasser (Ammoniak) ist grundlegend. Durch die (langsame) Oxidation durch die Luft wird Ammoniak jedoch in Stickoxid. Das entstehende Stickoxid wird entfernt mit Sauerstoff und Wasser umgewandelt in Salpetersäure; es entsteht saurer Regen dass der Boden sauer.

${displaystyle {ce {4NH3 5 O2 -> 4NO 6 H2O}}}$

${displaystyle {ce {3 NO2 H2O -> 2 HNO3 NO}}}$

Eine weitere Quelle für Versauerung und Eutrophierung sind SO-Emissionen₂ und nein_X. NEIN_X entsteht durch a Gleichgewichtsreaktion zwischen Luftstickstoff (N₂) und Sauerstoff (O₂) zu NEIN₂ aufgrund der hohen Temperatur von Verbrennungsgasen wie in Kesseln und Verbrennungsmotoren.

${displaystyle {ce {2NO2 H2O -> HNO2 HNO3}}}$

Situation in den Niederlanden

Seit dem Ende des zwanzigsten Jahrhunderts ist die Industrieindustrie Entwicklung Tierhaltung in den Niederlanden wurden auf Drängen der nationalen Regierung Anstrengungen unternommen, um die Umweltauswirkungen unter anderem von Ammoniak zu verringern. So besteht beispielsweise die Verpflichtung, die Luft zu reinigen, bevor sie den Stall verlässt und Gülle nur injiziert im unteren. Auch die Emissionen werden durch den Einsatz spezieller Güllesilos begrenzt. Zwischen 1990 und 2015 sanken die Ammoniakemissionen aus der Landwirtschaft dank dieser vorgeschriebenen Maßnahmen um 68 Prozent.^[8] Unternehmer mit einem Geschäft in der Nähe eines gefährdeten Gebiets werden ermutigt, ihr Geschäft mit finanziellen Mitteln zu verlagern. Es gibt auch eine Richtlinie, die die Niederlassung von Unternehmen nur in ausgewiesenen Konzentrationsgebieten erlaubt. Allerdings scheint der Rückgang im 21. Jahrhundert zu stagnieren. Nach Recherchen ist die Stickstoff-Die Emissionen sind nicht weiter gesunken.^[9]

Siehe auch

• Mundgas

Externe Links

•  Internationale Chemikaliensicherheitskarte von Ammoniaklösung (10%-35%)
•  Internationale Chemikaliensicherheitskarte von Ammoniak (wasserfrei)
• (und) Daten von Ammoniak in der GESTIS-Stoffdatenbank des Deutschen Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung (WENN EIN) (JavaScript erforderlich)