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Ammoniak

Reaktivität von Ammoniak

Protolyse

In wässriger Lösung wirkt Ammoniak als schwache Base ( ${p K}_{b}$ = 4,75), das Gleichgewicht der Reaktion liegt fast vollständig auf der Seite der Ausgangsstoffe. In einer 0,1 molaren Lösung liegt bei Raumtemperatur weniger als 1 % des Ammoniaks als Ammonium-Ion $N H_{4}^{+}$ vor.

\begin{matrix} N H_{3} + H_{2} O & ⇋ & N H_{4}^{+} + O H^{-} \end{matrix}

Autoprotolyse

Ähnlich wie mit Wasser erfolgt die Protonenübertragung auch in wasserfreiem Ammoniak. Das Gleichgewicht der Autoprotolyse liegt beim Ammoniak noch weiter auf der Seite der Ausgangsstoffe als beim Wasser, ( $p K$ (NH₃ ) = 33, $p K$ (H₂O) = 14).

\begin{matrix} N H_{3} + N H_{3} & ⇋ & N H_{4}^{+} + N H_{2}^{-} \end{matrix}

Basewirkung

Mit Säuren bildet Ammoniak Ammoniumsalze:

\begin{matrix} N H_{3} + H^{+} & ⇌ & N H_{4}^{+} \end{matrix}

Mit Chlorwasserstoff entsteht Ammoniumchlorid (Salmiak). Mit einer Reihe weiterer Anionen ( $S O_{4}^{2 -}$ , $N O_{3}^{-}$ , $C O_{3}^{2 -}$ ) bildet das Ammoniumkation $N H_{4}^{+}$ -Salze, die alle wichtige Bestandteile von Düngern sind. Ammoniumnitrat, NH₄NO₃, ist als Dünger besonders wertvoll, weil es den höchsten Stickstoffanteil aller Düngemittel aufweist. Mit Ammoniumnitrat muss unter besonderen Vorsichtsmaßnahmen umgegangen werden, weil es hochexplosiv ist. Schwere Chemieunfälle mit Ammoniumnitrat ereigneten sich 1921 in Oppau als ein mit $N H_{4} N O_{3}$ gefülltes Silo explodierte und 80 Jahre Später in Toulouse bei der Explosion von $N H_{4} N O_{3}$ in einer Deponie für chemische Abfälle. Ammoniumhydrogencarbonat, (NH₄)HCO₃, wird dagegen im Haushalt als Backpulver verwendet.

Aufgrund seines nichtbindenden Elektronenpaares ist Ammoniak eine Lewis-Base und bildet mit Lewis-Säuren Säure-Base-Addukte wie F₃B←NH₃. Mit den meisten Metallkationen werden Ammin-Komplexe, [M(NH₃)_n]^x+, gebildet.

Säurewirkung / Oxidationswirkung

Mit sehr starken Basen und unedlen Metallen bildet Ammoniak Amide, M^INH₂ (M^I - einwertiges Metall), Imide, M^I₂NH, oder Nitride, M^I₃N, vgl. als Beispiel die Bildung von Natriumamid:

\begin{matrix} 2 Na + 2 N H_{3} & \to & 2 Na N H_{2} + H_{2} \end{matrix}

Reaktionen mit Sauerstoff

Mit Sauerstoff verbrennt Ammoniak zu Stickstoff und Wasser.

\begin{matrix} 4 N H_{3} + 3 O_{2} & \to & 2 N_{2} + 6 H_{2} O \end{matrix}

Die katalytische Verbrennung von Ammoniak am Platinkontakt, das Ostwald-Verfahren, führt zu Stickstoffmonoxid, das als Ausgangsstoff zur Herstellung von Salpetersäure dient.