Ammoniak

Strukturformel
Allgemeines
Name	Ammoniak
Andere Namen	Azan (IUPAC)[1] Alkali volatile alkalische Luft Ammonia flüchtiges Laugensalz tierisches Laugensalz R717 AMMONIA (INCI)[2]
Summenformel	NH3
Kurzbeschreibung	farbloses, stechend riechendes Gas[3]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7664-41-7 EG-Nummer 231-635-3 ECHA-InfoCard 100.028.760 PubChem 222 DrugBank DB11118 Wikidata Q4087
Eigenschaften
Molare Masse	17,03 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	0,7714 kg·m−3 (0 °C, 1013 mbar)[3]
Schmelzpunkt	−77,7 °C[3]
Siedepunkt	−33 °C[3]
Dampfdruck	8573 hPa (20 °C)[3]
pKS-Wert	9,24 (NH3/NH4+, in Wasser)[4] 23 (NH2−/NH3, in Wasser)[5] 41 (in DMSO)[6]
Löslichkeit	leicht in Wasser (531 g·l−1 bei 20 °C)[3] gut löslich in Ethanol, Aceton, Chloroform[7]
Dipolmoment	1,4718(2) D (4,91 · 10−30 C · m)[8]
Brechungsindex	1,325 (16,85 °C)[9]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[10] ggf. erweitert[3] Gefahr H- und P-Sätze H: 221​‐​280​‐​314​‐​331​‐​410 EUH: 071 P: 210​‐​260​‐​273​‐​280​‐​303+361+353+315​‐​304+340+315​‐​305+351+338+315​‐​377​‐​381​‐​403​‐​405[3]
MAK	DFG/Schweiz: 20 ml·m−3 bzw. 14 mg·m−3[3][11]
Toxikologische Daten	20 ppm (TCLo, Mensch, inh.)[12] 0,015 ml·kg−1 (TDLo, Mensch, oral)[13] 5000 ppm·5 min (LCLo, Mensch, inh.)[14] 4230 ppm·1 h (LC50, Maus, inh.)[15] 2000 ppm·4 h (LC50, Ratte, inh.)[16]
Treibhauspotential	0[17]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−45,9 kJ·mol−1 (g)[18]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Ammoniak (von lateinisch ammoniacum; Aussprache: Betonung in den nördlichen Varianten des Standarddeutschen auf der letzten Silbe: [amoˈnjak]; in den südlichen Varianten hingegen meist auf der ersten: [ˈamonjak], in Österreich allerdings auf der zweiten: [aˈmoːnɪak], auch [aˈmo:njak], [aˈmonɪak] und [aˈmonjak]) ist eine chemische Verbindung von Stickstoff und Wasserstoff mit der Summenformel NH₃. Ammoniak ist ein stechend riechendes, in Wasser gut lösliches, farbloses, giftiges Gas, das zu Tränen und beim Einatmen die Atemwege reizt und erstickend wirkt. Ammoniak kann als amphotere Verbindung sowohl als Base wie auch als Säure reagieren: In wässrigen Lösungen reagiert Ammoniak als Base, kann von zugesetzten Säuren Protonen aufnehmen und bildet mit den Anionen der Säuren die kationischen Ammoniumsalze. Diese Ammoniumsalze sind in Wasser löslich.

Ammoniak kann aber auch als Gas oder, stark abgekühlt, als Flüssigkeit unter jeweils speziellen Reaktionsbedingungen und in Abwesenheit von Wasser die gebundenen Protonen an zugesetzte Substanzen abgeben und damit – rein formal gesehen – als Säure reagieren. Bei diesen speziellen Reaktionen entstehen die anionischen Amide, Imide oder Nitride, bei denen ein Proton (Amide), zwei Protonen (Imide) oder alle Protonen (Nitride) durch Metallionen ersetzt wurden.

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 (2022) 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, zum Beispiel bei Vögeln, in Harnsäure umgewandelt. Bei Hyperammonämie ist der Gehalt von Ammoniak im Blut stark erhöht, da es nicht mehr im ausreichenden Maß zu Harnstoff verstoffwechselt werden kann. Ursache dafür ist oft ein Enzymdefekt im Harnstoffzyklus oder eine Beeinträchtigung der Leber. Dies kann von vorübergehenden Enzephalopathie-Schüben (kurzzeitiger „Rausch-Zustand“ des Gehirns) bis hin zu bleibenden körperlichen Schäden führen.

Ammoniak kann laut Forschung des Fraunhofer-Instituts für Energiewirtschaft und Energiesystemtechnik zukünftig eine Schlüsselrolle als grüner Treibstoff zukommen, da niedrigere Herstellungs- und Transportkosten als bei Flüssig-Wasserstoff, Methanol und anderen Energieträgern erwartet werden.

1. ↑ R. Panico, W. H. Powell, J.-C. Richer (Hrsg.): A Guide to IUPAC Nomenclature of Organic Compounds. IUPAC Commission on the Nomenclature of Organic Chemistry. Blackwell Scientific Publications, Oxford 1993, ISBN 0-632-03488-2, S. 37. 
2. ↑ Eintrag zu AMMONIA in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 16. Februar 2020.
3. ↑ ^{a b c d e f g h i} Eintrag zu Ammoniak, wasserfrei in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ chem.wisc.edu: pKa Data, Compiled by R. Williams (PDF; 645 kB).
5. ↑ H. R. Christen, G. Meyer: Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie. Diesterweg, 1997, ISBN 3-7935-5493-7.
6. ↑ Frederick G. Bordwell, George E. Drucker, Herbert E. Fried: Acidities of Carbon and Nitrogen Acids: The Aromaticity of the Cyclopentadienyl Anion. In: J. Org. Chem. 46, 1981, S. 632–635 (doi:10.1021/jo00316a032).
7. ↑ Referenzfehler: Ungültiges <ref>-Tag; kein Text angegeben für Einzelnachweis mit dem Namen römpp.
8. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Dipole Moments, S. 9-51.
9. ↑ P. G. Sennikov, V. E. Shkrunin, D. A. Raldugin, K. G. Tokhadze: Weak Hydrogen Bonding in Ethanol and Water Solutions of Liquid Volatile Inorganic Hydrides of Group IV-VI Elements (SiH₄, GeH₄, PH₃, AsH₃, H₂S, and H₂Se). 1. IR Spectroscopy of H Bonding in Ethanol Solutions in Hydrides. In: The Journal of Physical Chemistry. Band 100, Nr. 16, Januar 1996, S. 6415–6420, doi:10.1021/jp953245k. 
10. ↑ Eintrag zu Ammonia, anhydrous im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
11. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte, abgerufen am 2. November 2015.
12. ↑ Archiv für Gewerbepathologie und Gewerbehygiene. Vol. 13, 1955, S. 528.
13. ↑ American Journal of Emergency Medicine. Vol. 3, 1985, S. 320.
14. ↑ Tabulae Biologicae. Vol. 3, 1933, S. 231.
15. ↑ Federation Proceedings. In: Federation of American Societies for Experimental Biology. Vol. 41, 1982, S. 1568.
16. ↑ W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals. Academic Press, Inc., New York 1969, S. 607.
17. ↑ Umweltbundesamt: Ammoniak (R-717). 12. November 2021, abgerufen am 17. Oktober 2023. 
18. ↑ CRC-Handbook, S. 5–13 (Memento vom 26. April 2015 im Internet Archive).