Ammoniak

Ammoniak in der Chemie

Ammoniak ist eine der wichtigsten Verbindungen in der Chemie. Die Moleküle des Stoffes setzen sich aus den nichtmetallischen Elementen Stickstoff $\left( \ce{N} \right)$ und Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ zusammen.

Der Ursprung des Namens geht auf die Verbindung Ammoniumchlorid zurück. Das ist ein Salz, das schon im Ägypten der Antike in der Oase des Ammon (heute: Oase Siwa) abgebaut wurde. Mit Ammon ist die altägyptische Gottheit Amun gemeint.
Im Lateinischen wurde es deshalb sal ammoniuacum genannt – oder, etwas verkürzt – Salmiak.
Salmiak bzw. Ammoniumchlorid $\left( \ce{NH4Cl} \right)$ ist also ein Salz des Ammoniaks $\left( \ce{NH3} \right)$. Daneben können aus Ammoniak bzw. dem davon abgeleiteten Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ noch viele weitere Salze gebildet werden, die eine große Rolle in der chemischen Industrie spielen.

Ammoniak – Strukturformel

Die Summenformel von Ammoniak lautet $\ce{NH3}$. Die Strukturformel des Ammoniakmoleküls weist eine Besonderheit auf: Das Stickstoffatom und die drei Wasserstoffatome liegen nicht in einer Ebene. Stattdessen entspricht die Anordnung der Atome im Molekül einer dreiseitigen Pyramide, ist also trigonal-pyramidal.

Auf der linken Seite unserer Abbildung liegt das Stickstoffatom in der Mitte in einer Ebene mit dem linken Wasserstoffatom. Von den anderen beiden Wasserstoffatomen zeigt eines schräg nach vorne (aus der Bildebene heraus) und eines schräg nach hinten. Die Ausrichtung nach vorne wird durch einen Keilstrich dargestellt, die Ausrichtung nach hinten durch einen gestrichelten Keil.

Auf der rechten Seite der Abbildung ist die räumliche Struktur des Moleküls noch etwas vollständiger dargestellt, denn hier wird berücksichtigt, dass das nichtbindende Elektronenpaar am Stickstoff (hier dargestellt durch zwei Punkte) ebenfalls Raum einnimmt. So ergibt sich die räumliche Struktur einen Tetraeders, auf dessen Eckpunkten die drei Wasserstoffatome und das nichtbindende Elektronenpaar sitzen.
Der Bindungswinkel zwischen den Stickstoff- und Wasserstoffatomen beträgt jeweils rund $107^\circ$. Das stellt eine leichte Abweichung vom idealen Tetraederwinkel $\left( 109{,}5^\circ \right)$ dar, denn das nichtbindende Elektronenpaar nimmt sogar etwas mehr Raum ein, als ein viertes Wasserstoffatom benötigen würde.

Die pyramidale Anordnung der Wasserstoffatome (statt einer planaren mit Bindungswinkeln von je $120^\circ$) ist also eine Folge des nichtbindenden (oder auch freien) Elektronenpaares am Stickstoffatom. Betrachtet man das Stickstoffatom als Spitze der Pyramide, handelt es sich um eine trigonal-pyramidale Struktur – betrachtet man hingegen das Stickstoffatom als Zentrum und das freie Elektronenpaar als Spitze, ist die Struktur tetraedrisch.

Ammoniak – Steckbrief

Im folgenden Steckbrief sind die wichtigsten Eigenschaften von Ammoniak aufgeführt.

Ammoniak – Eigenschaften

Auf einige wichtige chemische Eigenschaften von Ammoniak wollen wir nun noch im Detail eingehen. In wässriger Lösung zeigt Ammoniak ein basisches bzw. alkalisches Verhalten. Das liegt daran, dass sich nach der Dissoziation des Wassermoleküls ein $\ce{H^+}$-Ion mit dem Ammoniakmolekül verbindet und so ein Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ und ein Hydroxid-Ion $\left( \ce{OH^-} \right)$ entstehen:

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

Daher hat Ammoniakwasser (also Ammoniak in wässriger Lösung, auch Salmiakgeist genannt) einen $\text{pH}$-Wert $>7$ und färbt den Universalindikator blau.

Ammoniak ist ein typischer Vertreter der Lewis-Basen. Das Ammoniakmolekül verfügt über ein nichtbindendes, freies Elektronenpaar, mit dem es eine weitere Bindung eingehen kann. So gesehen ist es ein Elektronenpaardonator. Oft wird dadurch ein Proton, also ein $\ce{H^+}$-Ion gebunden und das Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ gebildet. So kann Ammoniak beispielsweise auch mit Salzsäure $\left( \ce{HCl} \right)$ zu Ammoniumchlorid (Salmiak) reagieren, das wir schon kennengelernt haben:

$\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$

Vielleicht kennst du die Verbindung auch vom Lakritz – dort sorgt sie für den eigentümlichen, herben Geschmack.

Allerdings ist Ammoniak nur eine schwache Base – gerade mal ein bisschen stärker als Wasser. In Gegenwart einer starken Base nimmt Ammoniak demnach eher die Rolle der Säure ein.
Das heißt, Ammoniak ist ein Amphoter. Ammoniakmoleküle können, ganz ähnlich wie Wasser, sowohl alkalisch als auch sauer reagieren – also sowohl protoniert als auch deprotoniert werden:

$\ce{2 H2O <=> H3O^+ + OH^-}$

$\ce{2 NH3 <=> NH4^+ + NH2^-}$

So kann Ammoniak mit bestimmten Reaktionspartnern unter geeigneten Reaktionsbedingungen auch ionische Amide $\left( \ce{NH2^-} \right)$ bilden, z. B. Natriumamid $\left( \ce{NaNH2} \right)$:

$\ce{2 Na + 2 NH3 -> 2 NaNH2 + H2}$

In der organischen Chemie sind kovalente Amide (und Amine) von großer Bedeutung, welche die kovalent gebundene Aminogruppe $\left( \ce{-NH2} \right)$ oder Abwandlungen davon enthalten.

Aber im Allgemeinen kann Ammoniak als sehr stabile Verbindung angesehen werden. Es ist zum Beispiel gar nicht so leicht zu verbrennen. Mit einem geeigneten Katalysator, u. a. Platin $\left( \ce{Pt} \right)$, ist es jedoch möglich, Ammoniak zu oxidieren:

$\ce{4NH3 + 5O2 ->[\text{Kat.}] 4NO + 6H2O}$

Die Oxidation von Ammoniak spielt bei der Herstellung von Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ eine große Rolle.

Die wichtigsten chemischen Eigenschaften von Ammoniak lassen sich also wie folgt zusammenfassen:

• wasserlöslich, basisches/alkalisches Verhalten in wässriger Lösung
• Funktion als Lewis-Base (Elektronenpaardonator bzw. Protonenakzeptor)
• Bildung von Ammoniumsalzen mit dem Ammonium-Ion $\left( \ce{NH4^+} \right)$ als Kation
• Funktion als Amphoter (je nach Reaktionsbedingungen sauer oder basisch)
• Bildung von Amiden und Aminen in der organischen Chemie
• mehrstufige Oxidation zu Stickstoff, verschiedenen Stickoxiden und Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ über Katalysatoren

Im Ammoniakmolekül hat das Stickstoffatom die Oxidationszahl $\text{-III}$ und ist dreibindig. In Verbindungen mit Sauerstoff nimmt der Stickstoff dann eine positive Oxidationszahl an, z. B. $\text{+II}$ in Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$ oder $\text{+V}$ in Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$.
Die korrekten Oxidationszahlen können aus den jeweiligen Summenformeln abgeleitet werden, da Sauerstoff hier stets die Oxidationszahl $\text{-II}$ annimmt und Wasserstoff die Oxidationszahl $\text{+I}$.

Ammoniak – Reaktionsgleichungen

Im Folgenden sind die oben gezeigten Reaktionen von Ammoniak noch einmal zusammengefasst dargestellt und durch weitere wichtige Reaktionen ergänzt:

• Basische bzw. alkalische Reaktion von Ammoniak in wässriger Lösung:
  $\ce{NH3 + H2O <=> NH4^+ + OH^-}$
• Gleichgewichtsreaktion von Ammoniak als Amphoter:
  $\ce{2 NH3 <=> NH4^+ + NH2^-}$
• Bildung eines Ammoniumsalzes mit einer Säure:
  Reaktion mit Salzsäure $\left( \ce{HCl} \right)$ zu Ammoniumchlorid:
  $\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$
  Reaktion mit Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ zu Ammoniumnitrat:
  $\ce{NH3 + HNO3 -> NH4NO3}$
• Bildung eines ionischen Amids mit einer starken Base:
  Reaktion mit Natrium $\left( \ce{Na} \right)$ zu Natriumamid (und Wasserstoff):
  $\ce{2 Na + 2 NH3 -> 2 NaNH2 + H2}$
• Oxidation durch Verbrennung:
  Reaktion mit Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ zu Stickstoffmonoxid (und Wasser):
  $\ce{4NH3 + 5O2 ->[\text{Kat.}] 4NO + 6H2O}$
  Reaktion mit Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ zu Stickstoff (und Wasser):
  $\ce{2NH3 +3O2 -> 2N2 + 6H2O}$
• Gleichgewichtsreaktion der Ammoniaksynthese:
  $\ce{N2 + 3 H2 <=>[\text{Kat.}] NH3}$

Die Ammoniaksynthese, also die Herstellung von Ammoniak, sehen wir uns weiter unten noch genauer an. Zuerst gehen wir aber noch auf einen sicheren Umgang mit Ammoniak ein.

Gefahrstoffhinweise

Ammoniak ist giftig und wirkt insbesondere auf feuchter Haut ätzend. Es kann als Gas außerdem die Atemwege angreifen und Lungenschäden verursachen. Folgende Gefahrstoffkennzeichnungen sind im Umgang mit Ammoniak zu beachten:

Signalwort: Gefahr

Ammoniak ist also nicht nur ätzend und giftig, sondern auch umweltgefährdend. Bei einigen Versuchen und Experimenten im Chemielabor werden geringe Mengen Ammoniak freigesetzt, was sich in der Regel durch den stechenden Geruch gut bemerkbar macht. Hier sollte unbedingt unter dem Abzug gearbeitet werden, auch wenn es sich nur um geringe Mengen handelt!

Weitere Gefahrenhinweise und Sicherheitshinweise findest du in Form der H- und P-Sätze für Ammoniak ganz unten in diesem Text aufgeführt (zum Aufklappen).

Ammoniak – Herstellung

Im chemischen Labor wird Ammoniak aus einem Ammoniumsalz gewonnen, indem man es mit einer starken Base reagieren lässt. So reagiert zum Beispiel Ammoniumchlorid $\left( \ce{NH4Cl} \right)$ mit Natronlauge $\left( \ce{NaOH} \right)$ zu Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$ und der instabilen Base Ammoniumhydroxid $\left( \ce{NH4OH} \right)$. Diese zerfällt dann in wässriger Lösung zu Ammoniak und Wasser.

In der chemischen Industrie wird das Haber-Bosch-Verfahren angewandt, um Ammoniak im industriellen Maßstab herzustellen. Hierbei handelt es sich um eine Ammoniaksynthese aus den elementaren Gasen Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ und Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$ mithilfe eines Katalysators. Das Haber-Bosch-Verfahren ist ein mehrstufiger Prozess, der bei hoher Temperatur und hohem Druck abläuft, um die Ausbeute zu erhöhen. Vereinfacht lässt sich die Reaktion mit folgender Gleichung darstellen:

Es handelt sich um eine Gleichgewichtsreaktion. Durch geeignete Reaktionsbedingungen wie Temperatur, Druck und den Katalysator kann das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Ammoniak verschoben werden.

Aber auch in die andere Richtung ist die Reaktion von großer technischer Bedeutung. Denn Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$ ist ein Brennstoff, der im Zuge der Energiewende immer mehr an Bedeutung gewinnt. Allerdings ist Wasserstoff sehr flüchtig und hochexplosiv. Ammoniak ist hingegen deutlich stabiler und lässt sich viel leichter verflüssigen und damit sicher und effizient transportieren.
Durch geschickte Beeinflussung der gezeigten Gleichgewichtsreaktion ist eine Umwandlung von Wasserstoff in Ammoniak und umgekehrt möglich. Der dafür notwendige Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ ist in ausreichender Menge und leicht zugänglich in der Luft vorhanden.

Verwendung von Ammoniak

Ammoniak ist eine sehr wichtige Industriechemikalie mit großer wirtschaftlicher Bedeutung. Es kann als Gas in Flaschen, sogenannten Bomben, unter Druck aufbewahrt werden. Da dieses Gas jedoch stark ätzend und giftig ist, wird im Labor meist eine wässrige Lösung mit einer Konzentration von $25\,\%$ Ammoniak verwendet. Man liest auch manchmal die Bezeichnung Salmiakgeist. Dabei handelt es sich im Normalfall um eine wässrige Lösung mit einer Konzentration von $10\,\%$ oder $4\,\%$ Ammoniak, welches mit Wasser teilweise zu Ammonium-Ionen $\left( \ce{NH4^+} \right)$ und Hydroxid-Ionen $\left( \ce{OH^-} \right)$ reagiert.

Aus Ammoniak stellt man Salpetersäure her. Die Salpetersäure dient der Gewinnung ihrer Salze (Nitrate), welche vor allem für Dünger genutzt werden. Auch für Heilmittel und Sprengstoffe bilden sie eine wichtige Grundlage. Außerdem spielen sowohl Ammoniak als auch die Salpetersäure in der organischen Synthese (Herstellung organischer Verbindungen) eine wichtige Rolle. Zudem wird flüssiges Ammoniak in Kältemaschinen eingesetzt. Im Labor wird Ammoniak vor allem für analytische Zwecke eingesetzt.

Fassen wir also nochmal zusammen:

• Ammoniak ist ein wichtiger Grundstoff in der chemischen Industrie und wird auch für die organische Synthese verwendet, z. B. zur Herstellung von Harnstoff oder von Kunststoffen wie Nylon und anderen Polyamiden.
• Aus Ammoniak wird Salpetersäure hergestellt und daraus (bzw. aus deren Salzen) wiederum Dünger, Arzneimittel, Sprengstoffe und viele weitere Chemikalien.
• Auch Ammoniumsalze wie Ammoniumphosphat $\left( \ce{(NH4)3PO4} \right)$ und Ammoniumnitrat $\left( \ce{NH4NO3} \right)$ werden aus Ammoniak hergestellt und als Düngemittel eingesetzt.
• Ammoniak wird meist als wässrige Lösung in Form von Ammoniakwasser (Salmiakgeist) aufbewahrt.
• In manchen Reinigungsmitteln ist Ammoniak bzw. Ammoniakwasser enthalten.
• Verflüssigtes Ammoniak wird als Kältemittel in Kälteanlagen eingesetzt, z. B. zur Klimatisierung in der Lebensmittelindustrie oder auch im Eissport.
• Die Umwandlung von Wasserstoff zu Ammoniak (und umgekehrt) durch das Haber-Bosch-Verfahren spielt in Zusammenhang mit der Nutzung und Speicherung von Strom aus erneuerbaren Energieträgern eine zunehmend wichtige Rolle.

Ammoniak im Alltag

Obwohl Ammoniak zur Herstellung unzähliger Produkte verwendet wird, die in unserem Alltag eine große Rolle spielen, kommen wir mit dem Gas selbst eher selten in Berührung – und das ist auch gut so, denn konzentriertes Ammoniak ist, wie bereits erwähnt, giftig und ätzend.
Wenn Ammoniak bei einer chemischen Reaktion gebildet wird, zum Beispiel beim Abbau des Harnstoffs im Urin durch Bakterien im Freien, lässt uns meist schon der stechende Geruch das Weite suchen, bevor es zu einer ernsthaften Vergiftung kommt.

• Natürlich gebildetes Ammoniak kommt nur in sehr geringen Mengen in der Erdatmosphäre vor.
• Ammoniumsalze wie Salmiak (Ammoniumchlorid) sind hingegen weit verbreitet und können an verschiedenen Orten der Erde abgebaut werden.

Reinigungsmittel, die gelöstes Ammoniak enthalten, sollten mit Vorsicht und am besten nur mit Schutzhandschuhen angewendet werden.

Ammoniak – chemischer Nachweis

Aufgrund des charakteristischen Geruchs reicht eine vorsichtige Geruchsprobe meist schon aus, um Ammoniak nachzuweisen.

Alternativ kann auch ein angefeuchtetes Indikatorpapier verwendet werden. Denn bei der Reaktion von Ammoniak und Wasser bildet sich eine wässrige Lösung, die basisches bzw. alkalisches Verhalten aufweist. Das heißt, die gebildeten Hydroxid-Ionen $\left( \ce{OH^-} \right)$ sorgen hier für einen Farbumschlag $\left( \text{pH} >7 \right)$:

$\ce{NH3 + H2O <=> NH4^+ + \color{blue}{OH^-}}$

Bei diesem Nachweis sollte allerdings sichergestellt werden, dass die Färbung tatsächlich auf das getestete Gas (mutmaßlich Ammoniak) zurückzuführen ist und nicht auf einen Kontakt des Indikatorpapiers mit anderen Stoffen.

Ausblick – das lernst du nach Ammoniak Verwendung

Begib dich auf eine chemische Entdeckungsreise! Der Stickstoffkreislauf und die Gefahrenstoffkennzeicnungen und ihre Bedeutung bieten dir interessante Hintergründe und zeigen, wie wichtig Ammoniak in der Natur und im Labor ist. Viel Spaß dabei und bleibe neugierig!

Häufige gestellte Fragen zum Thema Ammoniak

Sicherheitshinweise zu Ammoniak