Quelltext der Seite Ammoniak

{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel      = [[Datei:Ammoniak.svg|100px|Strukturformel von Ammoniak]]
| Suchfunktion        = NH3
| Andere Namen        = * Azan ([[IUPAC-Nomenklatur|IUPAC]])<ref>{{Literatur |Hrsg=R. Panico, W. H. Powell, J.-C. Richer |Titel=A Guide to IUPAC Nomenclature of Organic Compounds |TitelErg=IUPAC Commission on the Nomenclature of Organic Chemistry |Verlag=Blackwell Scientific Publications |Ort=Oxford |Datum=1993 |ISBN=0-632-03488-2 |Seiten=37}}</ref>
* Alkali volatile
* alkalische Luft
* Ammonia
* flüchtiges Laugensalz
* tierisches Laugensalz
* [[Kältemittel#Ammoniak (R-717)|R717]]
* {{INCI|Name=AMMONIA |ID=31839 |Abruf=2020-02-16}}
| Summenformel        = NH<sub>3</sub>
| CAS                 = {{CASRN|7664-41-7}}
| EG-Nummer           = 231-635-3
| ECHA-ID             = 100.028.760
| PubChem             = 222
| DrugBank            = DB11118
| Beschreibung        = farbloses, stechend riechendes Gas<ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Ammoniak, wasserfrei|ZVG=1100|CAS=7664-41-7|Abruf=2021-01-08}}</ref>
| Molare Masse        = 17,03 g·[[mol]]<sup>−1</sup>
| Aggregat            = gasförmig
| Dichte              = 0,7714 kg·m<sup>−3</sup> (0&nbsp;°C, 1013 mbar)<ref name="GESTIS" />
| Schmelzpunkt        = −77,7 [[Grad Celsius|°C]]<ref name="GESTIS" />
| Siedepunkt          = −33&nbsp;°C<ref name="GESTIS" />
| Dampfdruck          = 8573 h[[Pascal (Einheit)|Pa]] (20&nbsp;°C)<ref name="GESTIS" />
| pKs                 = * 9,24 (NH<sub>3</sub>/NH<sub>4</sub><sup>+</sup>, in Wasser)<ref>chem.wisc.edu: [http://www.chem.wisc.edu/areas/reich/pkatable/pKa_compilation-1-Williams.pdf pKa Data], Compiled by R. Williams (PDF; 645&nbsp;kB).</ref>
* 23 (NH<sub>2</sub><sup>−</sup>/NH<sub>3</sub>, in Wasser)<ref>H. R. Christen, G. Meyer: ''Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie''. Diesterweg, 1997, ISBN 3-7935-5493-7.</ref>
* 41 (in [[DMSO]])<ref>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.&nbsp;632–635 ([[doi:10.1021/jo00316a032]]).</ref>
| Löslichkeit         = * leicht in Wasser (531 g·l<sup>−1</sup> bei 20&nbsp;°C)<ref name="GESTIS" />
* gut löslich in [[Ethanol]], [[Aceton]], [[Chloroform]]<ref name="römpp" />
| Dipolmoment         = 1,4718(2) [[Debye|D]] (4,91&nbsp;·&nbsp;10<sup>−30</sup>&nbsp;[[Coulomb|C]]&nbsp;·&nbsp;[[Meter|m]])<ref name="CRC90_9_51">{{CRC Handbook|Auflage=90|Titel=Dipole Moments|Kapitel=9|Startseite=51}}</ref>
| Brechungsindex      = 1,325 (16,85&nbsp;°C)<ref name="DOI10.1021/jp953245k">{{Literatur |Autor=P. G. Sennikov, V. E. Shkrunin, D. A. Raldugin, K. G. Tokhadze |Titel=Weak Hydrogen Bonding in Ethanol and Water Solutions of Liquid Volatile Inorganic Hydrides of Group IV-VI Elements (SiH<sub>4</sub>, GeH<sub>4</sub>, PH<sub>3</sub>, AsH<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>S, and H<sub>2</sub>Se). 1. IR Spectroscopy of H Bonding in Ethanol Solutions in Hydrides |Sammelwerk=The Journal of Physical Chemistry |Band=100 |Nummer=16 |Datum=1996-01 |Seiten=6415–6420 |DOI=10.1021/jp953245k}}</ref>
| CLH                 = {{CLH-ECHA|ID=100.028.760|Name=Ammonia, anhydrous|Abruf=2016-02-01}}
| Quelle GHS-Kz       = <ref name="GESTIS" />
| GHS-Piktogramme     = {{GHS-Piktogramme|04|05|06|09}}
| GHS-Signalwort      = Gefahr
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| Quelle P            = <ref name="GESTIS" />
| MAK                 = [[Deutsche Forschungsgemeinschaft|DFG]]/Schweiz: 20 ml·m<sup>−3</sup> bzw. 14 mg·m<sup>−3</sup><ref name="GESTIS" /><ref>{{SUVA-MAK |Name=Ammoniak|CAS-Nummer=7664-41-7|Abruf=2024-12-30}}</ref>
| ToxDaten            = * {{ToxDaten |Typ=TCLo |Organismus=Mensch |Applikationsart=inhalativ |Wert=20 [[Parts per million|ppm]] |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="afgg">''Archiv für Gewerbepathologie und Gewerbehygiene.'' Vol. 13, 1955, S.&nbsp;528.</ref> }}
* {{ToxDaten |Typ=TDLo |Organismus=Mensch |Applikationsart=oral |Wert=0,015 ml·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="ajem">''American Journal of Emergency Medicine.'' Vol. 3, 1985, S.&nbsp;320.</ref> }}
* {{ToxDaten |Typ=LCLo |Organismus=Mensch |Applikationsart=inhalativ |Wert=5000 [[Parts per million|ppm]]·5 min |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="tb">''Tabulae Biologicae.'' Vol. 3, 1933, S.&nbsp;231.</ref> }}
* {{ToxDaten |Typ=LC50 |Organismus=Maus |Applikationsart=inhalativ |Wert=4230 [[Parts per million|ppm]]·1 h |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="fedpro">''Federation Proceedings.'' In: ''Federation of American Societies for Experimental Biology.'' Vol. 41, 1982, S.&nbsp;1568.</ref> }}
* {{ToxDaten |Typ=LC50 |Organismus=Ratte |Applikationsart=inhalativ |Wert=2000 [[Parts per million|ppm]]·4 h |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="toxdc">W. B. Deichmann: ''Toxicology of Drugs and Chemicals.'' Academic Press, Inc., New York 1969, S.&nbsp;607.</ref> }}
| GWP                 = 0<ref>{{Internetquelle |autor=Umweltbundesamt |url=https://www.umweltbundesamt.de/themen/klima-energie/fluorierte-treibhausgase-fckw/natuerliche-kaeltemittel-in-stationaeren-anlagen/kaeltemittel/ammoniak-r-717 |titel=Ammoniak (R-717) |datum=2021-11-12 |sprache=de |abruf=2023-10-17}}</ref>
| Standardbildungsenthalpie = −45,9 kJ·mol<sup>−1</sup> (g)<ref>{{Webarchiv |url=http://courses.chem.indiana.edu/c360/documents/thermodynamicdata.pdf |text=CRC-Handbook, S. 5–13 |wayback=20150426054824}}.</ref>
}}

'''Ammoniak''' (von {{laS|ammoniacum}}; Aussprache: Betonung in den nördlichen Varianten des Standarddeutschen auf der letzten Silbe: [{{IPA|amoˈnjak}}]; in den südlichen Varianten hingegen meist auf der ersten: [{{IPA|ˈamonjak}}], in Österreich allerdings auf der zweiten: [{{IPA|aˈmoːnɪak}}], auch [{{IPA|aˈmo:njak}}], [{{IPA|aˈmonɪak}}] und [{{IPA|aˈmonjak}}]) ist eine [[chemische Verbindung]] von [[Stickstoff]] und [[Wasserstoff]] mit der [[Summenformel]] NH<sub>3</sub>. Ammoniak ist ein stechend riechendes, in Wasser gut lösliches, farbloses, [[gift]]iges [[Gas]], das zu Tränen und beim Einatmen die Atemwege reizt und erstickend wirkt. Ammoniak kann als [[Ampholyt|amphotere]] Verbindung sowohl als [[Basen (Chemie)|Base]] wie auch als [[Säuren|Säure]] reagieren: In wässrigen Lösungen reagiert Ammoniak als Base, kann von zugesetzten Säuren Protonen aufnehmen und bildet mit den Anionen der Säuren die kationischen [[Ammonium]]<nowiki>salze</nowiki>. 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 [[Metallamide|Amide]], [[Imide]] oder [[Nitride]], bei denen ein [[Proton (Chemie)|Proton]] (Amide), zwei Protonen (Imide) oder alle Protonen (Nitride) durch Metallionen ersetzt wurden.

Ammoniak ist eine der meistproduzierten Chemikalien und [[Grundchemikalie|Grundstoff]] für die Produktion aller weiteren Stickstoffverbindungen. Der größte Teil des Ammoniaks wird zu [[Düngemittel]]n, 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.

== Geschichte ==
[[Datei:Bundesarchiv Bild 183-S13651, Fritz Haber.jpg|mini|links|Fritz Haber]]

Natürlich vorkommende Ammoniumverbindungen sind schon seit langer Zeit bekannt. So wurde [[Ammoniumchlorid]] ([[Salmiak]]) schon in der Antike in [[Ägypten]] durch Erhitzen von [[Kamele|Kamelmist]] gewonnen. Beim Erhitzen bildet sich Ammoniak, das durch Reaktion mit [[Salzsäure|Chlorwasserstoff]] Ammoniumchlorid als weißen Rauch bildet. Sowohl Salmiak als auch Ammoniak leiten sich vom lateinischen ''sal ammoniacum''<ref>Vgl. auch Otto Zekert (Hrsg.): ''Dispensatorium pro pharmacopoeis Viennensibus in Austria 1570.'' Hrsg. vom österreichischen Apothekerverein und der Gesellschaft für Geschichte der Pharmazie. Deutscher Apotheker-Verlag Hans Hösel, Berlin 1938, S. 154 (''Sal ammoniacum:'' Unreines ägyptisches Natronsalz, Salmiak).</ref> ab, das wiederum auf den antiken Namen der [[Oase Siwa]] (Oase des Ammon oder [[Amun]]) zurückgeht. In der Nähe der Oase befanden sich große Salzvorkommen, allerdings handelte es sich dabei wohl um [[Natriumchlorid]] und nicht um natürlich vorkommendes Ammoniumchlorid.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-01-02142|Name=Ammoniumchlorid|Abruf=2014-06-13}}</ref><ref>[[Julius Ruska]]: ''Sal ammoniacus, nušādir und Salmiak.'' In: ''Sitzungsberichte der Heidelberger Akademie der Wissenschaften: philosophisch-historische Klasse.'' 14, 1923, Nr. 5, S. 3–23.</ref>

Gasförmiges Ammoniak wurde erstmals 1716 von [[Johannes Kunckel]] erwähnt, der [[Gärung|Gärvorgänge]] beobachtete. Isoliert wurde das Gas erstmals 1774 von [[Joseph Priestley]]. Weitere Forschungen erfolgten durch [[Carl Wilhelm Scheele]] und [[Claude-Louis Berthollet]], die die Zusammensetzung des Ammoniaks aus Stickstoff und Wasserstoff erkannten, sowie [[William Henry (Chemiker)|William Henry]], der das exakte Verhältnis der beiden Elemente von 1:3 und damit die chemische Formel NH<sub>3</sub> bestimmte.<ref>Leopold Gmelin: ''Handbuch der theoretischen Chemie.'' Band 1, Franz Varrentramp, Frankfurt 1827, S.&nbsp;421 ({{Google Buch |BuchID=0pxRAAAAMAAJ}}).</ref> Erste, jedoch erfolglose Versuche zur Synthese des Ammoniaks aus den Elementen führte [[Georg Friedrich Hildebrandt]] um 1795 durch, indem er Stickstoff und Wasserstoff in verschiedenen Mischungsverhältnissen über Wasser stehen ließ.<ref>[[Alwin Mittasch]]: ''Bemerkungen zur Katalyse.'' In: ''Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft.'' 59, 1926, S.&nbsp;13–36, [[doi:10.1002/cber.19260590103]].</ref>

In größerer Menge wurde Ammoniak ab 1840 benötigt, nachdem [[Justus von Liebig]] die [[Stickstoffdünger|Stickstoffdüngung]] zur Verbesserung der Erträge in der Landwirtschaft entwickelt hatte. Zunächst wurde Ammoniak als Nebenprodukt bei der Destillation von Kohle gewonnen, dies war jedoch nach kurzer Zeit nicht mehr ausreichend, um die Nachfrage nach Düngemittel zu decken. Ein erstes technisches Verfahren, um größere Mengen Ammoniak zu gewinnen, war 1898 das [[Frank-Caro-Verfahren]], bei dem [[Calciumcarbid]] und Stickstoff zu [[Calciumcyanamid]] und dieses anschließend mit Wasser zu Ammoniak umgesetzt wurden.<ref name="ullmann">Max Appl: ''Ammonia.'' In: ''Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry.'' Wiley-VCH, Weinheim 2006. ({{DOI|10.1002/14356007.a02_143.pub2}}).</ref>

Ab etwa 1900 begannen [[Fritz Haber]] und [[Walther Nernst]], mit der Erforschung der direkten Reaktion von Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak. Sie erkannten bald, dass diese Reaktion bei [[Normalbedingungen]] nur in sehr geringem Umfang stattfindet und dass für hohe Ausbeuten hohe Temperaturen, ein hoher Druck sowie ein geeigneter [[Katalysator]] nötig sind. 1909 gelang es Haber erstmals, mit Hilfe eines [[Osmium]]katalysators Ammoniak im Labormaßstab durch Direktsynthese herzustellen. Bei [[BASF]] wurden damals von [[Carl Bosch]] andere mögliche Synthesewege bearbeitet. Die Ergebnisse Habers führten zur Entscheidung, sein Verfahrenskonzept, das spätere [[Haber-Bosch-Verfahren]], für die Produktion im industriellen Maß auszuarbeiten. Dies gelang nach Überwindung der durch das Arbeiten unter hohem Druck verursachten technischen Probleme 1910 im Versuchsbetrieb. 1913 wurde bei BASF in [[Ludwigshafen am Rhein|Ludwigshafen]] die erste kommerzielle Fabrik zur Ammoniaksynthese in Betrieb genommen. Dabei wurde ein inzwischen von [[Alwin Mittasch]] entwickelter [[Eisen]]-Mischkatalysator anstatt des teuren Osmiums genutzt.<ref>Bernhard Timm: ''50 Jahre Ammoniak-Synthese.'' In: ''Chemie Ingenieur Technik – CIT.'' Band 35, Nr. 12, 1963, S.&nbsp;817–880 ([[doi:10.1002/cite.330351202]]).</ref> Produktionsanlagen nach diesem Verfahren wurden nach kurzer Zeit in großem Maßstab gebaut (Oppau, Leuna). Die Ammoniakproduktion beruht auch heute noch auf den Prinzipien diese Verfahrens. 1918 erhielt Fritz Haber für die Entwicklung der Ammoniaksynthese den [[Chemie-Nobelpreis]], 1931 zusammen mit [[Friedrich Bergius]] auch Carl Bosch für die Entwicklung von Hochdruckverfahren in der Chemie.

Über die genauen Abläufe der Reaktion am Katalysator war dagegen lange Zeit nichts Genaues bekannt. Da es sich hierbei um [[Oberflächenchemie|Oberflächenreaktionen]] handelt, konnten sie erst nach der Entwicklung geeigneter Techniken wie dem [[Ultrahochvakuum]] oder dem [[Rastertunnelmikroskop]] untersucht werden. Die einzelnen Teilreaktionen der Ammoniaksynthese wurden dabei von [[Gerhard Ertl]] identifiziert, der hierfür auch den Nobelpreis für Chemie 2007 erhielt.<ref>Gerhard Ertl: ''Reaktionen an Oberflächen: vom Atomaren zum Komplexen (Nobel-Vortrag).'' In: ''[[Angewandte Chemie (Zeitschrift)|Angewandte Chemie]].'' Band 120, 2008, S.&nbsp;3578–3590 ([[doi:10.1002/ange.200800480]]).</ref>

Die Reaktion von Ammoniak zu [[Salpetersäure]] wurde erstmals ab 1825 von [[Frédéric Kuhlmann]] untersucht.<ref>Frédéric Kuhlmann: ''Abhandlung über die Salpeterbildung. Neue Erzeugung von Salpetersäure u. Ammoniak.'' In: ''Annalen der Pharmacie.'' Band 29, Nr. 3, 1839, S.&nbsp;272–291 ([[doi:10.1002/jlac.18390290305]]).</ref> Ein technisch anwendbares Verfahren für die Salpetersäuresynthese aus Ammoniak wurde mit dem heutigen [[Ostwald-Verfahren]] Anfang des 20. Jahrhunderts von [[Wilhelm Ostwald]] entwickelt. Dieses wurde nach Einführung des Haber-Bosch-Verfahrens technisch wichtig und konnte die Herstellung aus dem natürlich vorkommenden [[Chilesalpeter]] (Natriumnitrat) ablösen, was die Versorgung der Rüstungsindustrie Deutschlands im Ersten Weltkrieg sicherstellte.<ref>Lothar Dunsch: ''Das Portrait: Wilhelm Ostwald (1853–1932).'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]].'' Band 16, Nr. 6, 1982, S.&nbsp;186–196 ([[doi:10.1002/ciuz.19820160604]]).</ref>

== Vorkommen ==
Da Ammoniak leicht mit sauren Verbindungen reagiert, kommt freies Ammoniakgas nur in geringen Mengen auf der Erde vor. Es entsteht z.&nbsp;B. bei der Zersetzung von abgestorbenen Pflanzen und tierischen Exkrementen. Bei der sogenannten [[Humifizierung]] werden stickstoffhaltige Bestandteile der Biomasse durch Mikroorganismen so abgebaut, dass unter anderem Ammoniak entsteht. Dieses gelangt als Gas in die Luft, reagiert dort jedoch mit Säuren wie [[Schwefelsäure|Schwefel-]] oder [[Salpetersäure]] und bildet die entsprechenden Salze. Diese können auch über größere Strecken transportiert werden und gelangen leicht in den Boden. Fast die komplette [[Emission (Umwelt)|Emission]] von Ammoniak fällt dabei auf die [[Nutztierhaltung]].<ref>{{Webarchiv |url=http://www.lubw.baden-wuerttemberg.de/servlet/is/20247/ |wayback=20110130041833 |text=Relevante Luftverunreinigungen}}: ''Ammoniak''. Landesanstalt für Umwelt, Messungen und Naturschutz Baden-Württemberg, Stand April 2008.</ref><ref>{{Internetquelle |url=https://www.umweltbundesamt.de/daten/luft/luftschadstoff-emissionen-in-deutschland/ammoniak-emissionen |titel=Ammoniak-Emissionen |werk=[[Umweltbundesamt (Deutschland)|umweltbundesamt.de]] |datum=2018-07-30 |abruf=2019-01-13}}</ref><ref>{{Internetquelle |url=https://www.bafu.admin.ch/bafu/de/home/themen/luft/fachinformationen/massnahmen-zur-luftreinhaltung/luftreinhaltung-in-der-landwirtschaft.html |titel=Luftreinhaltung in der Landwirtschaft |werk=[[Bundesamt für Umwelt|bafu.admin.ch]] |datum=2018-07-20 |abruf=2019-01-13}}</ref> In geringerem Umfang können auch [[Vulkanisches Gas|vulkanische Gase]] einen Beitrag zur [[Umweltverschmutzung|Umweltbelastung]] leisten, ebenso wie der [[Straßenverkehr]].

Ammoniumsalze sind dagegen auf der Erde weit verbreitet. Das häufigste Ammoniumsalz ist Salmiak ([[Ammoniumchlorid]]), aber auch [[Diammoniumhydrogenphosphat]] ([[Phosphammit]]), [[Ammoniumsulfat]] ([[Mascagnin]]) und eine Anzahl komplizierter aufgebauter Ammoniumsalze mit weiteren Kationen sind aus der Natur bekannt. Diese findet man vor allem in der Umgebung von Vulkanen oder [[Kohlebrand|brennenden Kohleflözen]], in denen organische Substanzen unter anderem zu Ammoniak zersetzt werden.<ref name="Wlotzka">Frank Wlotzka: ''Untersuchungen zur Geochemie des Stickstoffs.'' In: ''Geochimica et Cosmochimica Acta.'' Band 24, 1961, S.&nbsp;106–154 ([[doi:10.1016/0016-7037(61)90010-2]]).</ref> So wird Salmiak vorwiegend als [[Sublimation (Physik)|Sublimationsprodukt]] um [[Fumarole]]n gefunden, wo sich die im heißen Dampf enthaltenen Chlorwasserstoff- und Ammoniak-Gase als Ammoniumchlorid niederschlagen.<ref>''Salmiak.'' In: Richard A. Bideaux, Kenneth W. Bladh, Monte C. Nichols, John W. Anthony: ''Handbook of Mineralogy.'' Band 1. 1990, S.&nbsp;101 [https://www.handbookofmineralogy.org/pdfs/salammoniac.pdf (PDF)]</ref>

Auch viele Gesteine und Sedimente, vor allem [[Muskovit]], [[Biotit]] und [[Feldspat]]-Minerale, enthalten Ammonium. Dagegen enthalten [[Quarz]]gesteine nur geringe Mengen Ammonium. Für die Verteilung spielt neben dem Ursprung des Ammoniums auch das Entweichen von Ammoniak bei der [[Metamorphose (Geologie)|Metamorphose]] eine Rolle.<ref name="Wlotzka" />

Ammoniak kommt auch im [[Weltall]] vor. Es war 1968 das erste Molekül, das durch sein [[Mikrowellenspektroskopie|Mikrowellenspektrum]] im [[Interstellarer Raum|interstellaren Raum]] gefunden wurde.<ref>Paul P. T. Ho, Charles H. Townes: ''Interstellar Ammonia.'' In: ''Annual review of astronomy and astrophysics.'' Band 21, 1983, S.&nbsp;239–270 ([[doi:10.1146/annurev.aa.21.090183.001323]]).</ref> Auch auf den [[Gasplanet]]en des Sonnensystems kommt Ammoniak vor.<ref>Phil Davies, Kirk Munsell: {{Webarchiv |url=http://solarsystem.nasa.gov/multimedia/display.cfm?IM_ID=166 |wayback=20060220100208 |text=''NASA's Solar Exploration: Multimedia: Gallery: Gas Giant Interiors''}}. [[National Aeronautics and Space Administration|NASA]]: abgerufen am 8. August 2009.</ref>

== Globale Produktion ==
Ammoniak ist eine [[Grundchemikalie]] und wird in großem Maßstab produziert. Im Jahr 2020 wurden weltweit 147&nbsp;Millionen Tonnen hergestellt. Die Hauptproduzenten sind die [[Volksrepublik China]], [[Indien]], [[Russland]] und die [[Vereinigte Staaten|Vereinigten Staaten]].<ref name="usgs_2022">[https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2022/mcs2022-nitrogen.pdf Nitrogen (fixed) – Ammonia] (PDF; 23&nbsp;kB). In: ''[[United States Geological Survey]] Mineral Commodity Summaries.'' 2022</ref> Für die Ammoniakproduktion werden zurzeit noch große Mengen fossiler Energieträger benötigt. Der Anteil der Ammoniakproduktion am weltweiten Verbrauch fossiler Energieträger beträgt etwa 1,4 %.<ref name="ullmann" />

Einen Überblick über die globale Verteilung der Produktionsmengen und die historische Entwicklung der globalen Ammoniakproduktion geben folgende Tabelle und Grafik:

{{Manueller Rahmen
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}}
| caption = Entwicklung der globalen Ammoniakproduktion ab 1950<ref name="usgs_2022" /><ref>[https://www.usgs.gov/centers/national-minerals-information-center/bureau-mines-minerals-yearbook-1932-1993 USGS.gov, Bureau of Mines Minerals Yearbook (1932–1993)]</ref>
}}
{{Absatz}}
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| {{TTO}} || 4.480 || 4.170
|-
| {{UKR}} || 1.500 || 2.300
|-
| {{UZB}} || 1.100 || 1.100
|-
| {{USA}} || 13.500 || 14.000
|-
| {{VIE}} || 1.100 || 1.150
|-
| {{UNO|#}}Andere Länder || 16.400 || 15.400
|-
| '''Summe''' || '''142.000''' || '''147.000''' 
|}

== Herstellung ==

=== Haber-Bosch-Verfahren ===

Über 90 % des produzierten Ammoniaks wird in der Direktsynthese über das [[Haber-Bosch-Verfahren]] produziert. Bei dieser Reaktion reagieren die Gase Stickstoff und Wasserstoff in einer [[Heterogene Katalyse|heterogen katalysierten]] [[Redoxreaktion]] in großen [[Chemischer Reaktor|Reaktoren]] miteinander. Bei der Reaktion wird formal betrachtet Stickstoff zu Ammoniak reduziert mit Wasserstoff als Reduktionsmittel, der dabei oxidiert wird und seine [[Oxidationszahl]] erhöht.
{{Formel |formel=<math>\mathrm{N_2 + 3\ H_2 \longrightarrow 2\ NH_3}\ + 46\,\mathrm{\tfrac{kJ}{mol}} </math>|text=Reaktionsgleichung der Direktsynthese aus Stickstoff und Wasserstoff.}}

[[Datei:Ammoniak Reaktor BASF.jpg|mini|Der 1921 gebaute Ammoniak-Reaktor der [[Badische Anilin- und Sodafabrik|Badischen Anilin- und Sodafabrik]] befindet sich heute auf dem Gelände des [[Karlsruher Institut für Technologie|Karlsruher Instituts für Technologie]]]]

Die Reaktion ist [[exotherm]], hat aber eine hohe [[Aktivierungsenergie]], weshalb man einen [[Katalysator]] braucht, um eine nennenswerte Umsetzungsrate zu erreichen.<ref name="chemgapedia">[http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/10/heterogene_reaktoren/anwendungen/anwendungen.vlu/Page/vsc/de/ch/10/heterogene_reaktoren/anwendungen/ammoniak_synthese/ammoniak_synthese.vscml.html "Chemgapedia – heterogene Katalyse"] abgerufen am 20. Juni 2020.</ref>

Vor der eigentlichen Reaktion müssen zunächst die Ausgangsstoffe gewonnen werden. Während Stickstoff als Luftbestandteil in großen Mengen zur Verfügung steht und durch [[Luftverflüssigung]] gewonnen wird, muss Wasserstoff zunächst aus geeigneten Quellen hergestellt werden. Das zurzeit noch (2020) wichtigste Verfahren stellt dabei die [[Dampfreformierung]] dar, bei dem vor allem [[Erdgas]], aber auch [[Kohle]] und [[Naphtha]] in zwei Schritten mit Wasser und Sauerstoff zu Wasserstoff und [[Kohlenstoffdioxid]] umgesetzt werden. Nach Abtrennung des Kohlenstoffdioxides wird der Wasserstoff im richtigen Verhältnis mit Stickstoff gemischt und je nach Verfahren auf 80–400&nbsp;[[Bar (Einheit)|bar]], typischerweise auf 150–250&nbsp;bar,<ref name="ullmann" /> verdichtet. In Zukunft ist zu erwarten, dass der Wasserstoff mehr und mehr auf elektrolytischem Weg aus Wasser unter Verwendung von regenerativ erzeugtem Strom erzeugt wird.

Das Gasgemisch wird in den Reaktionskreislauf eingespeist. Dort wird es zunächst zur Entfernung von Wasserspuren gekühlt und anschließend an [[Wärmetauscher]]n auf 400–500&nbsp;°C erhitzt. Das heiße Gasgemisch kann nun im eigentlichen Reaktor an [[Eisen]]katalysatoren, die mit verschiedenen [[Promotor (Katalyse)|Promotoren]] wie [[Aluminiumoxid]] oder [[Calciumoxid]] vermischt sind, zu Ammoniak reagieren. Aus wirtschaftlichen Gründen werden die Gase im technischen Betrieb nur eine kurze Zeit den Katalysatoren ausgesetzt, so dass sich das Gleichgewicht nicht einstellen kann und die Reaktion nur unvollständig abläuft. Das Gasgemisch, das nun einen Ammoniakgehalt von etwa 16,4 %<ref name="ullmann" /> hat, wird in mehreren Stufen abgekühlt, so dass das Ammoniak flüssig wird und abgetrennt werden kann. Das verbleibende Gemisch aus Stickstoff, Wasserstoff und einem kleinen Restanteil Ammoniak wird zusammen mit frischem Gas wieder in den Kreislauf eingespeist.

Eine mögliche Katalysator-Alternative wäre [[Ruthenium]], das eine deutlich höhere Katalysatoraktivität besitzt und damit höhere Ausbeuten bei niedrigen Drücken ermöglicht. Aufgrund des hohen Preises für das seltene [[Edelmetall]] Ruthenium findet die industrielle Anwendung eines solchen Katalysators aber bislang nur in geringem Umfang statt.<ref name="ullmann" />

=== Grünes Ammoniak ===

Mehrere Arbeitsgruppen arbeiten an einer CO<sub>2</sub>-neutralen Ammoniakproduktion auf der Basis von elektrochemischen Verfahren („elektrochemische Ammoniaksynthese“).<ref>Kurt Kugler, Alexander Mitos u.&nbsp;a.: [https://issuu.com/rwth/docs/themen1_2015_web/52 ''Ammoniaksynthese 2.0 - Elektrochemie versus Haber Bosch.''] RWTH-Themen Energy, Chemical & Process Engineering, Ausgabe 1/2015, S.&nbsp;52–55.</ref> Der durch Elektrolyse von Wasser erzeugte Wasserstoff soll dabei in Gegenwart von Katalysatoren und Membranen direkt mit Stickstoff zu Ammoniak reagieren. Der Strom soll dabei künftig im Wesentlichen aus regenerativen Quellen stammen.<ref name="DOI10.1038/srep01145">Rong Lan, John T. S. Irvine, Shanwen Tao: ''Synthesis of ammonia directly from air and water at ambient temperature and pressure.'' In: ''Scientific Reports.'' 3, 2013, [[doi:10.1038/srep01145]].</ref><ref name="nh3fuela-160822">{{Internetquelle |autor= Wayne Gellett, Steve Szymanski |url=https://nh3fuelassociation.org/2016/08/22/developments-in-electrochemical-ammonia-synthesis/ |titel=Developments in Electrochemical Ammonia Synthesis |werk=nh3fuelassociation.org |datum=2016-09-27 |sprache=en |abruf=2017-07-04}}</ref> 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 Anteil von 99 Prozent Stickstoffmonoxid, bilden. Das Stickstoffmonoxid reagiert mit dem Wasserstoff zu Ammoniak und Wasser.<ref name="heise.de">heise online: [https://www.heise.de/hintergrund/Ammoniak-bald-aus-dem-Plasma-Reaktor-6180446.html Ammoniak bald aus dem Plasma-Reaktor], abgerufen am 3. September 2021.</ref>

== Eigenschaften ==
=== Physikalische Eigenschaften ===
Ammoniak ist bei Raumtemperatur ein farbloses, [[Diamagnetismus|diamagnetisches]], stechend riechendes Gas. Bei 1,013 bar ist der Siedepunkt  −33,3&nbsp;°C. Flüssiges Ammoniak ist farblos und stark lichtbrechend und hat am Siedepunkt eine [[Dichte]] von 0,6819 kg/l.<ref name="GESTIS" /> Auch durch Druckerhöhung lässt sich das Gas leicht verflüssigen; bei 20&nbsp;°C ist schon ein Druck von 900&nbsp;kPa oder 9 bar ausreichend.<ref name="römpp">{{RömppOnline|ID=RD-01-02123|Name=Ammoniak|Abruf=2014-06-13}}</ref> Die [[Kritischer Punkt (Thermodynamik)|kritische]] Temperatur ist 132,4&nbsp;°C, der kritische Druck beträgt 113&nbsp;bar, die kritische Dichte ist 0,236&nbsp;g/cm<sup>3</sup>.<ref name="HoWi665">{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=665}}</ref>
Innerhalb des Bereichs von 15,4 bis 33,6&nbsp;Vol-% (108–240&nbsp;g/m<sup>3</sup>) sind Ammoniak-Luft-Gemische zündfähig. Seine Zündtemperatur liegt bei 630&nbsp;°C.

In der flüssigen Phase bildet Ammoniak [[Wasserstoffbrückenbindung]]en aus, was den verhältnismäßig hohen Siedepunkt und eine hohe [[Verdampfungsenthalpie]] von 23,35&nbsp;kJ/mol<ref name="HoWi665" /> begründet. Um diese Bindungen beim Verdampfen aufzubrechen, wird viel Energie gebraucht, die aus der Umgebung zugeführt werden muss. Deshalb eignet sich Ammoniak sehr gut als Kältemittel (R717). Vor der Einführung  der [[Halogenkohlenwasserstoffe|Fluorchlorkohlenwasserstoffe]] war Ammoniak ein häufig benutztes [[Kältemittel]] in Kühlschränken und wird in großem Maßstab in industriellen Kälteanlagen eingesetzt.

Unterhalb von −77,7&nbsp;°C erstarrt Ammoniak in Form von farblosen Kristallen. Es kristallisiert dabei im [[Kubisches Kristallsystem|kubischen Kristallsystem]] mit einem [[Gitterparameter]] a&nbsp;=&nbsp;508,4&nbsp;[[Pikometer|pm]] (−196&nbsp;°C). Bei −102&nbsp;°C beträgt der Gitterparameter a&nbsp;=&nbsp;513,8&nbsp;pm. Die Struktur lässt sich von einem [[Kubisch-flächenzentriertes Gitter|kubisch-flächenzentrierten Gitter]] ableiten, wobei sechs der zwölf Nachbarmoleküle näher zum Zentralmolekül gelegen sind, als die übrigen sechs. Jedes freie Elektronenpaar ist dabei mit jeweils drei Wasserstoffatomen koordiniert.<ref>I. Olovsson, D. H. Templeton: ''X-ray study of solid ammonia.'' In: ''Acta Crystallographica.'' 12, 1959, S.&nbsp;832–836 ([[doi:10.1107/S0365110X59002420]]).</ref>

==== Dichte- und Ausdehnungsanomalie von flüssigem Ammoniak ====
Bei jeder Temperatur hat das Flüssiggas einen anderen [[Dampfdruck]], entsprechend seiner [[Antoine-Gleichung|Dampfdruckfunktion]]. Daher erfolgt hier die temperaturbedingte Ausdehnung oder [[Wärmeausdehnung|Kontraktion]] des Volumens nicht [[Isobare Zustandsänderung|isobar]].

{| class="wikitable"
|+ Substanz: flüssiges Ammoniak, siedend (bei eigenem Dampfdruck)<ref>W. Fratzscher, H.-P. Picht: ''Stoffdaten und Kennwerte der Verfahrenstechnik.'' Verlag für Grundstoffindustrie, Leipzig, DDR 1979/BRD 1993, S. 144–146 thermodynamische Daten von Ammoniak, Dichtewerte aus spezifischen Volumina v` berechnet</ref>
! <math>T_0</math> / <math>T_2</math> in °C
! <math>\rho_0</math> / <math>\rho_2</math> in g/cm³
! <math>\Delta T</math> in K
! [[Arithmetisches Mittel|mittlere]] Temperatur <math>T_\text{mittl.}</math> in °C
! <math>\gamma_\text{mittl.}</math> 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 [[Dichteanomalie]]n auf.

Die mittleren [[Ausdehnungskoeffizient]]en <math>\gamma_\text{mittl.}</math> wurden aus den Dichtewerten berechnet:
{{Formel |formel=<math>\gamma_\text{mittl.} = \bar\gamma = \frac{\Delta{V}}{V_0 \cdot \Delta{T}} = \frac{\left(\frac{V_2}{V_0}\right) -1}{\Delta{T}}=\frac{\left(\frac{v_2}{v_0}\right) -1}{\Delta{T}} = \frac{\left(\frac{\rho_0}{\rho_2}\right) -1}{\Delta{T}}</math>}}

Die Dichtequotienten sind den Volumenquotienten oder den Quotienten der spezifischen Volumina <math>v</math> ([[Spezifisches Volumen|massenspezifisch]] oder [[molares Volumen]]) jeweils indirekt proportional.

=== Molekulare Eigenschaften ===
[[Datei:Ammonia 2D dimensions.svg|mini|Molekülgeometrie von Ammoniak]]

Ammoniak besteht aus einem Stickstoff- und drei Wasserstoffatomen. Diese sind dabei nicht in einer Ebene, sondern in Form einer dreiseitigen [[Pyramide (Geometrie)|Pyramide]] ([[Dreieck|trigonal]]-pyramidal) angeordnet. Das Stickstoffatom bildet die Spitze, die Wasserstoffatome die Grundfläche der Pyramide. Für diese Form verantwortlich ist ein [[freies Elektronenpaar]] des Stickstoffs. Wird dieses berücksichtigt, entspricht die Struktur der eines verzerrten [[Tetraeder]]s. Gemäß dem [[VSEPR-Modell]] ergibt sich durch das freie Elektronenpaar eine Abweichung vom idealen Tetraederwinkel (109,5°) zu einem Wasserstoff-Stickstoff-Wasserstoff-Winkel von 107,3°.<ref name="HoWi665" /> Dieser liegt damit zwischen den [[Bindungswinkel]]n im [[Methan]] (idealer Tetraederwinkel von 109,5°) und [[Wasser]] (größere Verzerrung durch zwei freie Elektronenpaare, Winkel 104,5°<ref name="HoWi529">{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=529}}</ref>). Die [[Bindungslänge]] der Stickstoff-Wasserstoff-Bindung im Ammoniak liegt bei 101,4&nbsp;pm,<ref name="HoWi665" /> was wiederum zwischen den Bindungslängen im Methan von 108,7&nbsp;pm und Wasser (95,7&nbsp;pm<ref name="HoWi529" />) liegt. Dies lässt sich durch die zunehmende [[Elektronegativitätsdifferenz]] von Kohlenstoff über Stickstoff zu Sauerstoff und damit einer stärkeren [[Polare Atombindung|polaren Bindung]] erklären.

Als Molekülsymmetrie besitzt das Ammoniakmolekül die [[Punktgruppe]] C<sub>3v</sub>.<ref name="HOWI">{{Holleman-Wiberg |Auflage=103-1 |Startseite=755 |Endseite=755 }}</ref>

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&nbsp;kJ/mol<ref>Christoph Kölmel, Christian Oehsenfeld, Reinhart Ahlrichs: ''An ab initio investigation of structure and inversion barrier of triisopropylamine and related amines and phosphines.'' In: ''Theor. Chim. Acta.'' 82, 1991, S.&nbsp;271–284 ([[doi:10.1007/BF01113258]]).</ref> so klein, dass sich bei Raumtemperatur von Ammoniak und davon ableitbaren [[Amine]]n NR<sub>3</sub> (R: organische [[Rest (Chemie)|Reste]]) keine [[Enantiomer]]e isolieren lassen. Ammoniakmoleküle besitzen eine sehr exakte und konstante [[Schwingung]]sfrequenz von 23,786&nbsp;[[Hertz (Einheit)|GHz]],<ref>Paul A Tipler, Ralph A Llewellyn: ''Moderne Physik.'' 1. Auflage. Oldenbourg Verlag, 2002, ISBN 3-486-25564-9, S.&nbsp;328 ({{Google Buch |BuchID=QQ16FcLm2OMC |Seite=328 |Linktext=Auszug}}).</ref> die zur Zeitmessung verwendet werden kann. Unter anderem wurde 1949 die erste [[Atomuhr]] mit Hilfe der Ammoniak-Schwingungsfrequenz konstruiert.<ref>Michael A. Lombardi, Thomas P. Heavner, Steven R. Jefferts: ''NIST Primary Frequency Standards and the Realization of the SI Second.'' In: ''NCSL International measure.'' 2, Nr. 4, 2007, S.&nbsp;74–89 [http://tf.nist.gov/general/pdf/2039.pdf (PDF)]</ref>

=== Chemische Eigenschaften ===
==== Flüssiges Ammoniak ====
[[Datei:Liquid ammonia bottle.jpg|mini|Wasserfreies Ammoniak in einem 10-Bar-Druckbehälter]]

Flüssiges Ammoniak ist ein polar protisches [[Lösungsmittel]] und zeigt ähnliche Eigenschaften wie Wasser. Es löst viele organische Verbindungen, wie [[Alkohole]], [[Phenole]], [[Aldehyde]] und [[Ester]]<ref name="ABC-Chemie">Hans-Dieter Jakubke, Hans Jeschkeit (Hrsg.): ''Fachlexikon ABC Chemie.'' Harri Deutsch, Frankfurt am Main 1987.</ref> und viele Salze unter [[Solvatisierung]] der sich bildenden Ionen.

In Analogie zu Wasser unterliegt flüssiges Ammoniak auch der [[Autoprotolyse]] mit dem [[Ionenprodukt]] von nur 10<sup>−29</sup>&nbsp;mol<sup>2</sup>/l<sup>2</sup> und einem [[Neutralisation (Chemie)|Neutralpunkt]] von 14,5:<ref name="Huheey">[[James E. Huheey]]: ''Anorganische Chemie: Prinzipien von Struktur und Reaktivität.'' de Gruyter, Berlin 1988, ISBN 3-11-008163-6, S.&nbsp;309 ff.</ref>
{{Formel |formel=<math>\mathrm{ 2 \ NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ \ + \ NH_2^- }</math>}}
{{Formel |formel=<math>\mathrm{ 2 \ H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ \ + \ OH^- }</math>}}

Flüssiges Ammoniak ist auch ein Lösungsmittel für elementare [[Alkalimetalle]] und für die [[Erdalkalimetalle]] [[Calcium]], [[Strontium]] und [[Barium]]. Es bilden sich tiefblaue Lösungen,<ref name="LdC">Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): ''Lexikon der Chemie.'' Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2001.</ref> in denen solvatisierte Metallionen und [[Solvatisiertes Elektron|solvatisierte Elektronen]] vorliegen. Die Farbe wird durch solvatisierte Elektronen verursacht, die ohne Bindung zu einem bestimmten Atom in der Lösung vorhanden sind und auch eine gute [[elektrische Leitfähigkeit]] der Lösungen verursachen.

{{Formel |formel=<math>\mathrm{ (x+4) \ NH_3 \ +\ Na \ \longrightarrow \ \lbrack Na(NH_3)_4 \rbrack^+ + \lbrack e^-(NH_3)_x\rbrack }</math>}}

Solche Lösungen werden zur Reduktion von Aromaten verwendet, siehe [[Birch-Reduktion]]. Die Lösung ist über längere Zeit stabil; in einer Redoxreaktion bildet sich unter Freisetzung von elementarem Wasserstoff langsam ein Metallamid M'NH<sub>2</sub> in Gegenwart eines Katalysators wie [[Eisen(II)-chlorid]] rasch:<ref name="HoWi85">{{Holleman-Wiberg|Auflage=91.–100.|Startseite=?}}</ref>

{{Formel |formel=<math>\mathrm{ 2 \ Na \ + \ 2 \ NH_3 \ \longrightarrow 2 \ NaNH_2 \ + \ H_2 }</math>}}

==== Wässrige Lösungen ====
{{Hauptartikel|Ammoniakwasser}}

In Wasser ist Ammoniak sehr gut löslich. Bei 0&nbsp;°C lösen sich 1176&nbsp;Liter Ammoniak in einem Liter Wasser.<ref name="HoWi665" /> Die Lösungen werden [[Ammoniumhydroxid]], ''[[Salmiakgeist]]'' oder ''Ammoniakwasser'' genannt und reagieren basisch.

Als [[Base (Chemie)|Base]] mit einer [[Basenkonstante]] p''K''<sub>b</sub> von 4,76 reagiert Ammoniak mit Wasser unter Bildung von [[Hydroxidion]]en (OH<sup>−</sup>):
{{Formel |formel=<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}</math>}}

Das Gleichgewicht der Reaktion liegt jedoch weitgehend auf der Seite von Ammoniak und Wasser. Ammoniak liegt daher weitgehend als [[Molekül|molekular]] gelöste Verbindung vor. In wässrigen Lösungen bilden sich keine [[Amid-Ion]]en (NH<sub>2</sub><sup>−</sup>), da diese in Wasser eine sehr starke Base mit p''K''<sub>b</sub>&nbsp;=&nbsp;−9 wären und Ammoniak somit hier nicht als Säure ([[Protonendonator]]) reagiert. Mit einer starken [[Säuren|Säure]] setzt sich Ammoniak zu [[Ammonium]]ionen (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) um:
{{Formel |formel=<math>\mathrm{NH_3 \ + \ H_3O^+ \ \longrightarrow \ NH_4^+ \ + \ H_2O}</math>}}

Wird Ammoniak im klassischen Sinne [[Neutralisation (Chemie)|neutralisiert]], bildet sich eine Lösung von Ammoniumsalz. Mit [[Salzsäure]] bildet sich [[Ammoniumchlorid]]:

{{Formel |formel=<math>\mathrm{NH_3 \ + \ H_3O^+ + \ Cl^- \ \longrightarrow \ NH_4^+ + \ Cl^- + \ H_2O \ }</math>}}

==== Redoxreaktionen ====
Ammoniak kann mit [[Sauerstoff]] reagieren und zu Stickstoff und Wasser verbrennen.<ref name="TCS" /> 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 [[Oxidationsmittel]]n wie [[Halogene]]n, [[Wasserstoffperoxid]] oder [[Kaliumpermanganat]].<ref name="TCS">Arnold Willmes: ''Taschenbuch Chemische Substanzen.'' Harri Deutsch, Frankfurt am Main 2007.</ref> Ammoniak hat nach DIN 51850 einen Brennwert von 22,5 MJ/kg oder einen Heizwert von 5,2 kWh/kg.<ref>{{Internetquelle |autor=Marika Natalie Gasteiger |url=https://diglib.tugraz.at/download.php?id=5f3522ed9de4d&location=browse |titel=Prozesssimulation einer NH3-SOFC-Anlage |werk=Masterarbeit |hrsg=TU-Graz, Institut für Wärmetechnik |datum=2018-05 |abruf=2024-04-13}}</ref>

{{Formel |formel=<math>\mathrm{4\ NH_3 + 3\ O_2 \ \longrightarrow \ 2\ N_2 + 6\ H_2O}</math>}}

In Gegenwart von [[Platin]]- oder [[Rhodium]]-[[Katalysator]]en reagiert Ammoniak und Sauerstoff nicht zu Stickstoff und Wasser, sondern zu [[Stickoxide]]n, wie etwa [[Stickstoffmonoxid]]. Diese Reaktion wird bei der Produktion von [[Salpetersäure]] im [[Ostwald-Verfahren]] genutzt.
{{Formel |formel=<math>\mathrm{4 \ NH_3 + 5 \ O_2 \ \xrightarrow[ ]{ [Katalysator] } \ 4\ NO + 6\ H_2O}</math>}}

Mit besonders reaktionsfähigen Metallen wie [[Alkalimetalle|Alkali-]] oder [[Erdalkalimetalle]]n und in Abwesenheit von Wasser bilden sich in einer [[Redoxreaktion]] [[Metallamide|Amide]] der allgemeinen Form M<sup>I</sup>NH<sub>2</sub> (M<sup>I</sup>: einwertiges Metallatom),<ref name="HoWi1315" /> wie z.&nbsp;B. [[Natriumamid]].
{{Formel |formel=<math>\mathrm{2\ NH_3 + 2 \ M \ \longrightarrow 2\ M^{I}NH_2 \ + \ H_2}</math>}}

Verbindungen der Form M<sub>2</sub>NH, bei denen zwei der drei Wasserstoffatome ersetzt sind, heißen [[Imide]] und sind keine Wasserstoffatome vorhanden, spricht man von [[Nitride]]n. Sie lassen sich durch Erhitzen von Amiden gewinnen.<ref name="HoWi85" />

:{|
|-
| [[Imide]]: || <math>\mathrm{ M^{II}(NH_2)_2 \ \xrightarrow[ ]{\Delta T} \ M^{II}NH \ + \ NH_3}</math> || z.&nbsp;B. [[Magnesiumimid]]
|-
| [[Nitride]]: || <math>\mathrm{ 3\ M^{II}NH \ \xrightarrow[ ]{\Delta T} \ M^{II}_3N_2 \ + \ NH_3}</math> || z.&nbsp;B. [[Magnesiumnitrid]]
|}

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

==== Amminkomplexe ====
[[Datei:Amminokomplexe.jpg|mini|Amminkomplexe von Cu(II)- (links) und Cobalt(III)-ionen]]

Ammoniak neigt zur [[Komplexchemie|Komplexbildung]] mit vielen [[Übergangsmetalle]]n. Beständige Komplexe sind besonders von [[Chrom|Cr]]<sup>3+</sup>, [[Cobalt|Co]]<sup>3+</sup>, [[Palladium|Pd]]<sup>2+</sup>, [[Platin|Pt]]<sup>4+</sup>, [[Nickel|Ni]]<sup>2+</sup>, [[Kupfer|Cu]]<sup>2+</sup> bekannt.<ref name="HoWi85" /> Bei einem reinen Amminkomplex liegt ein Kation vor, das die Ladung des Metalls trägt und die Ammoniakmoleküle als einzähnige [[Ligand]]en 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
{{Formel |formel=<math>\mathrm{[M(NH_3)}_m]^{n+}</math>}} mit M<sup>''n''+</sup> als Metall-Kation mit ''n'' Ladungen und ''m'' Liganden.
Ein bekannter Amminkomplex ist der Kupfertetramminkomplex [Cu(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]<sup>2+</sup>, der eine typische blaue Farbe besitzt und als Nachweis für [[Kupfer]] genutzt werden kann. Stabile Komplexe lassen sich in Form von [[Salze]]n, z.&nbsp;B. als [[Sulfate]] gewinnen und werden Ammin-Salze oder Ammoniakate genannt.<ref name="CDRömpp">{{RömppOnline|ID=RD-01-02119|Name=Ammin-Salze|Abruf=2014-06-13}}</ref>

Amminkomplexe können neben Ammoniak auch andere Liganden tragen. Neben dem reinen Chromhexamminkomplex <math>\mathrm{[Cr(NH_3)}_6]^{3+}</math> sind auch Komplexe mit der allgemeinen Struktur
{{Formel |formel=<math>\mathrm{[Cr(NH_3)}_{6-n} \mathrm{L}_n]^{(3-n)+}</math>}} mit ''n'' gleich 0 bis 6 und mit dem Ligand L, wie z.&nbsp;B. [[Fluoride|F<sup>−</sup>]], [[Chloride|Cl<sup>−</sup>]], [[Cyanide|CN<sup>−</sup>]]

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)<sub>2</sub>(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>], ein quadratisch-planarer [[Platin]](II)-Komplex mit zwei Amminliganden und zwei Chlorid-Ionen, der ein wichtiges [[Zytostatikum]] darstellt.

An Ammoniak-Chlor-Komplexen des [[Cobalt]]s wurde 1893 von [[Alfred Werner (Chemiker)|Alfred Werner]] erstmals eine Theorie zur Beschreibung von Komplexen aufgestellt.<ref name="HoWi1315">{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=1315}}</ref>

== Verwendung ==
[[Datei:Kalkammonsalpeter.jpg|mini|Ammoniumhaltiger Dünger (Kalkammonsalpeter – Calciumammoniumnitrat)]]

=== Herstellung stickstoffhaltiger Verbindungen ===
Für praktisch alle stickstoffhaltigen industriell hergestellten Verbindungen stellt Ammoniak die primäre Stickstoffquelle dar. Die dafür eingesetzten Verfahren verwenden entweder direkt Ammoniak oder ein aus Ammoniak hergestelltes Zwischenprodukt.

Mit einem Anteil von 40 % im Jahr 1995<ref name="ullmann" /> ist [[Harnstoff]] die wichtigste aus Ammoniak hergestellte Verbindung, die vorwiegend als [[Düngemittel]] und für die Produktion von [[Harnstoffharz]]en eingesetzt wird. Eine neu hinzugekommene Verwendung ist der Einsatz als wässrige Lösung zur katalytischen Entstickung von Dieselabgasen ([[Adblue]]). Gewonnen wird Harnstoff durch Reaktion von Ammoniak mit [[Kohlenstoffdioxid]]. Daneben werden auch weitere [[Stickstoffdünger]] aus Ammoniak hergestellt. Zu den wichtigsten zählen die Ammoniumsalze [[Ammoniumnitrat]], [[Ammoniumphosphat|-phosphat]] und [[Ammoniumsulfat|-sulfat]]. In geringerem Umfang wird flüssiges Ammoniak direkt in den Boden vor der Aussaat injiziert, was neben der Düngung auch als Herbizid und Insektizid wirkt. Insgesamt lag der Anteil von Düngemitteln am Gesamtammoniakverbrauch im Jahr 2003 bei 83 %.<ref name="ullmann" />

Ein weiterer wichtiger aus Ammoniak hergestellter Stoff ist die [[Salpetersäure]], die wiederum Ausgangsmaterial für eine Vielzahl weiterer Verbindungen ist. Im [[Ostwald-Verfahren]] reagiert Ammoniak an [[Platin]]netzen mit Sauerstoff und bildet so Stickoxide, die mit Wasser und weiterem Sauerstoff zu Salpetersäure reagieren. Zu den aus Salpetersäure hergestellten Verbindungen zählen unter anderem Sprengstoffe wie [[Nitroglycerin]] oder [[TNT]]. Weitere industriell wichtige Zwischenprodukte sind [[Blausäure]], [[Hydroxylamin]], [[Hydrazin]] und [[Methylamin]]. Weitere direkt oder indirekt aus Ammoniak synthetisierte Stoffe sind [[Amine]], [[Metallamide|Amide]], [[Cyanide]], [[Nitrate]], [[Nitrite]], [[Nitride]], [[Isocyanate]] und [[Aminosäuren]].

=== Rolle in verschiedenen organischen Synthesen ===
Primäre [[Carbonsäureamide]] können aus Ammoniak und geeigneten Carbonsäurederivaten wie [[Carbonsäurechloride]]n oder -[[Carbonsäureester|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.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-01-01943|Name=Amide|Abruf=2014-06-13}}</ref><ref>Reinhard Brückner: ''Reaktionsmechanismen.'' 3. Auflage. Spektrum Akademischer Verlag, München 2004, ISBN 3-8274-1579-9, S.&nbsp;329.</ref>

Aromatische Amine werden durch Nitrierung (Einführung der Nitrogruppe mit einem Salpetersäure-Schwefelsäure-Gemisch) und anschließende katalytische Reduktion mit Wasserstoff in der Flüssig- oder Gasphase hergestellt. 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.<ref>Thomas Kahl, Kai-Wilfried Schröder, F. R. Lawrence, W. J. Marshall, Hartmut Höke, Rudolf Jäckh: ''Aniline.'' In: ''Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry.'' Wiley-VCH, Weinheim 2005 ({{DOI|10.1002/14356007.a02_303}}).</ref>

=== Besondere Anwendungen ===
==== Rauchgasreinigung ====
Die Reaktion von Ammoniak als Base mit Säuren zu [[Ammoniumsalz]]en 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 [[Schwefeloxide|Schwefel-]] und [[Stickoxide]] als Ammoniumsalze aus den Rauchgasen entfernen. Weiterhin dient Ammoniak als Reduktionsmittel zur Umsetzung von Stickoxiden zu Stickstoff mit Hilfe von SCR-Katalysatoren ''(Selective Catalytic Reduction)''.

==== Kältemittel ====
Aufgrund seiner großen spezifischen [[Verdampfungsenthalpie]] von 1368&nbsp;kJ/kg<ref name="herwig">Heinz Herwig: ''Wärmeübertragung A–Z: Systematische und ausführliche Erläuterungen wichtiger Größen und Konzepte.'' Springer, 2000, ISBN 3-540-66852-7, S.&nbsp;109.</ref> wird Ammoniak unter der Bezeichnung R-717 auch als [[Kältemittel#Ammoniak (R-717)|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&nbsp;°C.<ref name="herwig" /> Der weitaus überwiegende Teil von Großkälteanlagen, z.&nbsp;B. Eishockeystadien oder Kühlhäuser für  tiefgekühlte Lebensmittel, wird mit Ammoniak betrieben. Nachteilig ist die potentielle Toxizität von Ammoniak<ref name="GESTIS" /> und die damit einhergehenden Sicherheitsanforderungen<ref>{{Internetquelle |autor=Armin Feurer, Peter Christen, Peter Locher, N. Heinemann |url=https://www.bafu.admin.ch/bafu/de/home/themen/stoerfallvorsorge/publikationen-studien/studien.html |titel=Bericht Störfallvorsorge bei Kälteanlagen |werk=www.bafu.admin.ch |hrsg=Bundesamt für Umwelt BAFU, Schweiz |datum=2015-05-15 |sprache=de |abruf=2022-10-12}}</ref>.

==== Färbungen ====
Ammoniak reagiert mit der in Hölzern vorkommenden [[Gerbsäure]] und färbt das Holz je nach Konzentration der Gerbsäure dunkelbraun. So wird beispielsweise [[Eiche]]nholz mit Ammoniak oder Salmiak zu der dunkelbraun erscheinenden [[Räuchereiche]] verwandelt. Auch bei der Herstellung von Lichtpausen ([[Diazotypie]]n) wird Ammoniak zur Bildung der blauen Färbung verwendet.

== Ammoniak als Treibstoff ==
{{Hauptartikel|Power-to-Ammonia}}

Neuere Studien, unter anderem des Fraunhoferinstituts, legen eine Verwendung von Ammoniak als Treibstoff nahe. Er gilt als leichter zu gewinnen sowie sicherer und einfacher zu lagern und transportieren als Wasserstoff.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.iee.fraunhofer.de/de/presse-infothek/Presse-Medien/2022/gruenes-ammoniak-fuer-klimaschutz-ptx-atlas.html |titel=Grünes Ammoniak für den Klimaschutz: Globaler PtX-Atlas zeigt Potenziale und Kosten für den Export nach Europa |datum=2022-09-07 |abruf=2022-11-27}}</ref><ref>{{Internetquelle |url=https://futurefuels.blog/in-der-theorie/import-von-gruenem-ammoniak/ |titel=Import von grünem Ammoniak: PtX-Atlas zeigt Potenziale und Kosten |werk=future:fuels |datum=2022-10-25 |abruf=2022-11-27}}</ref> Der Klimawandel macht eine Veränderung globaler Energiespeicherung und Bereitstellung notwendig, folglich suchen wirtschaftliche Akteure nach Alternativen zur klassischen kohlenstoffbasierten Energiewirtschaft. Ammoniak kann in großen Mengen „grün“, also ohne CO<sub>2</sub>-Ausstoß, erzeugt werden.

=== Treibstoff für Verbrennungsmotoren ===
Bereits 1943 wurden mangels Diesels mehrere belgische Busse mit einem Ammoniak-Stadtgasgemisch in einem Verbrennungsmotor betrieben. In den 1960er Jahren wurde u.&nbsp;a. Ammoniak als Treibstoff für das raketenangetriebene Experimentalflugzeug [[North American X-15]] eingesetzt.

Prinzipiell ist die Arbeitsweise und Geometrie von Ammoniak-Motoren herkömmlichen Motoren mit fossilen Kraftstoffen ähnlich. Das derzeitige Problem ist die hohe Menge an unverbranntem Ammoniak („Ammoniakschlupf“) und die Stickoxidemissionen  (NO<sub>x</sub>) aufgrund des im Brennstoff gebundenen Stickstoffs. Darum ist das Implementieren einer [[Katalysator|katalytischen Vorrichtung]] erforderlich. Wegen des Platzbedarfs für ein solches Nachbehandlungssystem kann Ammoniak derzeit nur in Anwendungen in der Schifffahrt, der Stromerzeugung und schweren Nutzfahrzeugen als praktikable Lösung angesehen werden. Am weitesten fortgeschritten sind Entwicklungen von ammoniakgetriebenen Motoren für die Seeschifffahrt, hier wiederum solche, die wie Dieselmotoren als Selbstzünder arbeiten. Frühe Versuche, Ammoniak als Mono-Kraftstoff zu verwenden, zeigten, dass eine hohe Kompression (> 35:1) zur Selbstzündung führt und damit hohe Temperaturen erforderlich sind. Um niedrigere Kompressionsraten (< 15:1) zur Zündung zu erreichen, mischte man in einer zweiten Entwicklungsphase (engl. ''dual-fuel operation'') einen weiteren Kraftstoff, meist Diesel, hinzu.<ref>{{Literatur |Autor=Pavlos Dimitriou Rahat Javaid |Titel=Review Article: A review of ammonia as a compression ignition engine fuel |Sammelwerk=International journal of hydrogen energy |Band=45 |Datum=2020 |DOI=10.1016/j.ijhydene.2019.12.209}}</ref> Ferner ist der [[Wirkungsgrad]] bei Ammoniak niedriger (etwa 40 %) als bei herkömmlichen Schiffsdieselmotoren (55 %), was weitere Optimierung erforderlich machte. Wegen der [[Korrosion|Korrosivität]] von Ammoniak müssen gewisse Materialien vermieden werden.

Eine chinesische Gruppe hat mit einem Rückführungs-Verfahren (''in-cylinder reforming gas recirculation IRGR'' vergleichbar „Turbolader“) den Wirkungsgrad deutlich steigern können und dabei den Ammoniakausstoß merklich senken können, wobei der Treibstoff 97 % Ammoniak enthält.<ref>{{Literatur |Autor=Xinyi Zhou et al. |Titel=Ammonia marine engine design for enhanced efficiency and reduced greenhouse gas emissions |Sammelwerk=Nature Communications |Band=15 |Datum=2024 |DOI=10.1038/s41467-024-46452-z |Seiten=2110}}</ref>

[[MAN]] entwickelt in Dänemark einen Zweitakt-Selbstzünder-Motor zur Verbrennung von Ammoniak,<ref>{{Internetquelle |autor= Nils Lindstrand |url=https://www.man-es.com/discover/two-stroke-ammonia-engine |titel=The case for two-stroke ammonia engines |sprache=en |abruf=2022-12-06}}</ref> um den CO<sub>2</sub>-Ausstoß zu reduzieren. Dieser soll Ende 2024 marktreif sein<ref>{{Internetquelle |url=https://www.man-es.com/marine/products/two-stroke-engines/ammonia-engine |titel=A  new chapter – ammonia two-stroke engines |hrsg=MAN |sprache=en |abruf=2024-08-07}}</ref>. Ziel ist es, den beigemischten Diesel auf etwa 5 % zu reduzieren. [[Winterthur Gas & Diesel|WinGD]] ist ebenfalls in diesem Segment tätig und will den ersten Schiffsmotor im Jahr 2025 ausliefern.<ref>{{Internetquelle |autor=WinDG |url=https://www.wingd.com/en/news-media/press-releases/wingd-to-power-exmar-lpg%E2%80%99s-first-ammonia-fuelled-vessels/ |titel=WinGD to power EXMAR LPG’s first ammonia-fuelled vessels |werk=WinDG |hrsg=WinDG |datum=2023-10-16 |sprache=en |abruf=2023-11-02}}</ref> Damit wären  Motoren einsatzbereit, die 95 % weniger CO<sub>2</sub> freisetzen als solche, die kohlenstoffhaltige Treibstoffe benötigen. Dazu wird grünes Ammoniak benötigt, das demnächst im großen Stil von der saudischen Neugründung [[NEOM Green Hydrogen Company]] produziert werden soll.

Das erste mit Ammoniakantrieb betriebene Schiff ist die ''[[FFI Green Pioneer]]''.<ref>[https://www.hydrogeninsight.com/transport/brave-innovative-fortescue-ship-becomes-first-in-the-world-to-use-hydrogen-based-ammonia-as-a-maritime-fuel/2-1-1613356 Leigh Collins : ''‘Brave, innovative’ | Fortescue ship becomes first in the world to use hydrogen-based ammonia as a maritime fuel.'' In ''hydrogeninsight.com''], 15. März 2024 (englisch)</ref>

=== Elektrische Energie in Brennstoffzellen ===
Seit ein paar Jahren wächst das Interesse an der möglichen Nutzung von Ammoniak als potenziell klimaneutralen Energieträger. Ammoniak kann u.&nbsp;a. in Brennstoffzellen wiederverstromt werden. Diese weisen hierfür unterschiedliche technische Eignungen auf. Beispielsweise darf eine [[PEM-Brennstoffzelle]] nur mit einem maximalen Ammoniakgehalt von 0,5 ppm im Brenngas beaufschlagt werden, wohingegen [[Alkalische Brennstoffzelle|alkalische Brennstoffzellen]] diesbezüglich toleranter sind. Hierfür ist also ein vorgeschalteter Ammoniak-[[Cracken|Cracker]], der Ammoniak in ein Wasserstoff-Stickstoff-Gas konvertiert, und ggf. eine Gasreinigung nötig. Solche Brennstoffzellensysteme können Wirkungsgrade von 51,5 bis 57 % erreichen. Außerdem sind Direktammoniakbrennstoffzellen ([[Ammoniak-Brennstoffzelle]]) Stand der Entwicklung und Forschung. Weiterhin können modifizierte Verbrennungsmotoren und thermische Kraftwerke Ammoniak wiederverstromen.<ref name=":0">{{Literatur |Autor=Florian Ernst Nigbur |Titel=Ammoniak-Cracker zur Brenngasversorgung von Brennstoffzellen - Experimentelle und simulative Untersuchungen |Auflage=1 |Verlag=Cuvillier-Verlag |Ort=Göttingen |Datum=2021 |ISBN=978-3-7369-7497-5}}</ref>

=== Ammoniak und Wasserstoff ===
Ammoniak bietet sich als Speichermedium für Wasserstoff an,<ref>{{Internetquelle |url=https://futurefuels.blog/in-der-theorie/gruenes-ammoniak/ |titel=Grünes Ammoniak: Rohstoff, Energieträger und Kraftstoff in der Seefahrt |werk=future:fuels |datum=2022-06-27 |abruf=2022-12-06}}</ref> denn der [[Massenanteil]] von Wasserstoff im Ammoniak ist mit 17,8 % so groß, dass Ammoniak als ''Wasserstoffträger'' bezeichnet werden kann. Es offeriert in flüssiger Form eine Energiedichte von 3,3 kWh/l (zum Vergleich: Flüssigwasserstoff bei −253 °C: 2,4 kWh/l, Druckwasserstoff bei 1000 bar: 1,7 kWh/l). Die Einbeziehung von Tanksystemen in den Vergleich führt zu einer signifikanten Verringerung der volumen- und auch massebezogenen Energiedichte des Wasserstoffs, während die Energiedichte des Ammoniaks deutlich weniger stark abnimmt. Das liegt an der vorteilhaften und [[Autogas|LPG]]-ähnlichen Dampfdruckkurve des Ammoniaks. Bei 20 °C kann Ammoniak mit einem Druck von 8,58 bar flüssig gespeichert werden. Eine drucklose Speicherung ist bei einer Kühlung auf −33 °C möglich. Diese Eigenschaften ermöglichen es, große Mengen Ammoniak in kälteisolierten Tanks mit geringem Energieaufwand für die Rückverflüssigung zu speichern. Tanks mit 20.000 t Ammoniak sind Stand der Technik.<ref name=":0">{{Literatur |Autor=Florian Ernst Nigbur |Titel=Ammoniak-Cracker zur Brenngasversorgung von Brennstoffzellen - Experimentelle und simulative Untersuchungen |Auflage=1 |Verlag=Cuvillier-Verlag |Ort=Göttingen |Datum=2021 |ISBN=978-3-7369-7497-5}}</ref>

== Biologische Bedeutung ==
[[Datei:Nostoc.jpg|mini|Cyanobakterien können Ammoniak aus Stickstoff gewinnen]]

Nur wenige Mikroorganismen sind in der Lage, Ammoniak in der sogenannten [[Stickstofffixierung]] direkt aus dem Stickstoff der Luft zu gewinnen. Beispiele hierfür sind [[Cyanobakterien]] oder [[Proteobacteria|Proteobacterien]] wie [[Azotobacter]]. Aus diesem über das [[Enzym]] [[Nitrogenase]] gewonnenen Ammoniak werden von den Bakterien [[Aminosäuren]] synthetisiert, die von allen Lebewesen benötigt werden. Die meisten [[Hülsenfrüchtler]], wie [[Bohne]]n, [[Klee]] und [[Lupine]]n sind für eine bessere Versorgung mit Aminosäuren auch [[Symbiose]]n mit bestimmten Bakterienarten eingegangen.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-19-04108|Name=Stickstoff-Fixierung|Abruf=2014-06-13}}</ref>

Im Stoffwechsel beim Auf- und Abbau von Aminosäuren spielt Ammoniak, das unter biochemischen Bedingungen als Ammoniumion vorliegt, eine wichtige Rolle. Aus Ammoniumionen und [[Α-Ketoglutarsäure|α-Ketoglutarat]] entsteht durch reduktive [[Aminierung]] [[Glutaminsäure|Glutamat]], aus dem wiederum durch [[Transaminierung]] weitere Aminosäuren synthetisiert werden können. Während Mikroorganismen und Pflanzen auf diese Art alle Aminosäuren synthetisieren, beschränkt sich dies bei Mensch und Tieren auf die nicht-essentiellen Aminosäuren.<ref>''Aminosäuren.'' In: ''Lexikon der Biologie.'' [http://www.wissenschaft-online.de/abo/lexikon/bio/2870 Wissenschaft-online], Spektrum Verlag; eingesehen am 7. August 2009.</ref>

Ebenso erfolgt der Abbau von Aminosäuren zunächst über eine Transaminierung zu [[Glutaminsäure|Glutamat]], das durch das Enzym [[Glutamatdehydrogenase]] wieder in [[Α-Ketoglutarsäure|α-Ketoglutarat]] und Ammoniak gespalten wird. Da größere Mengen Ammoniak toxisch wirken und auch nicht vollständig für den Aufbau neuer Aminosäuren verwendet werden können, muss es eine Abbaumöglichkeit geben. Der Weg, das überschüssige Ammoniak aus dem Körper zu entfernen, entscheidet sich je nach Tierart und Lebensraum. Wasserbewohnende Lebewesen können Ammonium direkt an das umgebende Wasser abgeben und benötigen keinen ungiftigen Zwischenspeicher. Lebewesen, die auf dem Land leben, müssen das Ammoniak hingegen vor dem Ausscheiden in ungiftige Zwischenprodukte umwandeln. Dabei gibt es im Wesentlichen zwei Stoffe, die genutzt werden. [[Insekten]], [[Reptilien]] und [[Vögel]] verwenden die wasserunlösliche [[Harnsäure]], die als Feststoff ausgeschieden wird ([[Uricotelie]]). Dies ist in wasserarmen Gebieten und bei der Einsparung von Gewicht bei Vögeln vorteilhaft.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-19-04107|Name=Stickstoff-Exkretion|Abruf=2014-06-13}}</ref> [[Säugetiere]] sind dagegen in der Lage, Ammonium in der Leber über den [[Harnstoffzyklus]] in ungiftigen und wasserlöslichen Harnstoff umzuwandeln ([[Ureotelie]]). Dieser kann dann über den Urin ausgeschieden werden.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-08-00429|Name=Harnstoff-Cyclus|Abruf=2014-06-13}}</ref>

Harnstoff kann durch das Enzym [[Urease]], das in manchen Pflanzen wie der [[Sojabohne]] oder der [[Schwertbohne]], in bestimmten Bakterien und wirbellosen Tieren vorkommt, in Ammoniak und Kohlenstoffdioxid gespalten werden. Diese Bakterien finden sich unter anderem im [[Pansen]] von [[Wiederkäuer]]n und bewirken, dass auch Jauche und Mist dieser Tiere ammoniakhaltig ist. Wegen der Ausgasung bei der Ausbringung der Exkremente ([[Gülle]]) als Dünger stellt dies die größte anthropogene Ammoniak-Quelle in der Umwelt dar.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-21-00703|Name=Urease|Abruf=2014-06-13}}</ref>

Eine besondere Bedeutung hat Ammoniak in der [[Ökologie]] der Gewässer. Abhängig von [[pH-Wert]] verschiebt sich hier das Verhältnis der gelösten Ammonium-Ionen und dem ungelösten Ammoniak im Wasser, wobei die Konzentration des Ammoniaks bei zunehmenden pH-Werten zunimmt, während die der Ammonium-Ionen entsprechend abnimmt. Bei Werten bis etwa pH&nbsp;8 liegen fast ausschließlich Ammonium-Ionen vor, bei einer Überschreitung eines pH-Wertes von 10,5 fast ausschließlich Ammoniak. Eine Steigerung des pH-Werts kann vor allem durch starke Steigerung der [[Photosynthese]]aktivität, etwa bei [[Algenblüte]]n, in schwach abgepufferten und abwasserbelasteten Gewässern auftreten. Da Ammoniak für die meisten Organismen der Gewässer toxisch ist, kann bei einer Überschreitung des kritischen pH-Wertes plötzliches [[Fischsterben]] auftreten.<ref>[[Winfried Lampert]], [[Ulrich Sommer (Biologe)|Ulrich Sommer]]: ''Limnoökologie.'' Georg Thieme Verlag, Stuttgart 1993, ISBN 3-13-786401-1, S.&nbsp;77.</ref>

== Toxikologie ==
[[Datei:Symptoms of hyperammonemia-de.svg|mini|Symptome einer Ammoniakvergiftung]]

Durch den unangenehmen Geruch, der schon bei niedrigen Konzentrationen wahrnehmbar ist, existiert eine Warnung, so dass Vergiftungsfälle mit Ammoniak selten sind. Der MAK-Wert beträgt 50 ppm<ref>{{Literatur |Titel=The MAK‐Collection for Occupational Health and Safety: Annual Thresholds and Classifications for the Workplace |Auflage=1 |Verlag=Wiley |Datum=2002-11 |ISBN=978-3-527-60041-0 |DOI=10.1002/3527600418.mb766441d0002 }}</ref> und liegt deutlich über der Geruchsschwelle. Im industriellen Umfeld geht die Gefährdung in erster Linie von Kälteanlagen aus. Gasförmiges Ammoniak wird vor allem über die [[Lunge]]n aufgenommen. Dabei wirkt es durch Reaktion mit Feuchtigkeit stark [[Ätzende Stoffe|ätzend]] auf die [[Schleimhaut|Schleimhäute]]. Auch die Augen werden durch die Einwirkung von Ammoniak erheblich geschädigt. Beim Einatmen hoher Konzentrationen ab etwa 1700&nbsp;ppm besteht Lebensgefahr durch Schäden in den Atemwegen (Kehlkopf[[ödem]], [[Stimmritzenkrampf]], [[Lungenödem]]e, [[Pneumonitis]]) und [[Atemstillstand]]. Beim Übergang substantieller Ammoniakmengen ins Blut steigt der Blutspiegel von NH<sub>4</sub><sup>+</sup> über 35&nbsp;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 [[Astrozyt]]en 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 Stickstoff-Verbindungen nicht zu Harnstoff umgebaut und ausgeschieden werden können („endogene Ammoniakvergiftung“).<ref>Georg Löffler: ''Biochemie und Pathobiochemie.'' 8. Auflage. Springer, 2006, S. 454.</ref> 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-Rezeptor]]s und in Folge davon zu einem erhöhten Calcium-Zufluss in die [[Nervenzelle]]n, was deren [[Apoptose|Zelltod]] bewirkt.<ref name="Randall">D. J. Randall, T. K. N. Tsui: ''Ammonia toxicity in fish.'' In: ''Marine Pollution Bulletin.'' 45, 2002, S.&nbsp;17–23 ([[doi:10.1016/S0025-326X(02)00227-8]]. PMID 12398363).</ref> Das [[Zellgift]]<ref>G. Halwachs-Baumann: ''Labormedizin: Klinik - Praxis - Fallbeispiele.'' Springer, 2006, ISBN 3-211-25291-6, S.&nbsp;96.</ref> Ammoniak wirkt vorwiegend auf Nerven- und Muskelzellen. Nahezu alle biologischen Membranen sind aufgrund der geringen Größe des Moleküls sowie seiner Lipidlöslichkeit für Ammoniak durchlässig.<ref name="furhmann">G. F. Fuhrmann: ''Toxikologie für Naturwissenschaftler: Einführung in die theoretische und spezielle Toxikologie.'' Vieweg+Teubner Verlag, 2006, ISBN 3-8351-0024-6, S.&nbsp;53, S.&nbsp;349.</ref> Die Cytotoxizität beruht dabei auch auf der Störung des [[Citratzyklus]], indem der wichtige Metabolit [[α-Ketoglutarsäure]] zu [[Glutaminsäure]] aminiert wird,<ref>Wissenschaft-Online-Lexika: ''Eintrag zu Ammoniak im Lexikon der Ernährung''; abgerufen am 26. August 2009.</ref> sowie auf der Störung des pH-Werts der Zellen. Die enzephalotoxische Wirkung wird auch mit einem erhöhten Glutaminspiegel im Gehirn<ref name="hallbach">J. Hallbach: ''Klinische Chemie für den Einstieg.'' 2. Auflage. Georg Thieme Verlag, 2006, ISBN 3-13-106342-4, S.&nbsp;207.</ref> sowie der Bildung von [[Reaktive Sauerstoffspezies|reaktiven Sauerstoffspezies]]<ref>J. E. O’Connor, B. F. Kimler, M. Costell, and J. Viña: [http://www.wiley.com/legacy/products/subject/life/cytometry/ISAC96/siii8.html ''Ammonia Cytotoxicity Involves Mitochondrial Disfunction, Impairment Of Lipid Metabolism And Oxidative Stress.''] Dpt. of Biochemistry, University of Valencia, Valencia, Spain; Dpt. of Radiation Biology, Kansas University Medical Center, Kansas City, KS; Instituto de Investigaciones Citológicas, Valencia, Spain.</ref> in Verbindung gebracht.

[[Datei:Entwicklung der Emmissionen von Ammoniak von 1990 bis 2020.jpg|mini|Entwicklung der Emissionen von Ammoniak von 1990 bis 2020]]
Auch chronische Auswirkungen bei längerer Einwirkung von Ammoniak sind vorhanden. Durch Schädigung der Atemwege kann es zu [[Asthma bronchiale|Bronchialasthma]], [[Husten]] oder [[Dyspnoe|Atemnot]] kommen.<ref name="GESTIS" /> Wässrige Ammoniaklösungen können auch über Haut und Magen aufgenommen werden und diese verätzen.<ref name="GESTIS_waessrig">{{GESTIS|Name=Wässrige Ammoniaklösung|ZVG=1750|CAS=1336-21-6|Abruf=2009-08-09}}</ref> Ammoniak kommt durch Düngung und Massentierhaltung in die Atemluft. Dort wandelt es sich in Ammoniumsulfat und -nitrat um, was maßgeblich dazu beiträgt, dass [[Feinstaub]]partikel entstehen.<ref>[[Leibniz-Institut für Troposphärenforschung]]: [https://www.tropos.de/forschung/atmosphaerische-aerosole/langzeit-prozess-und-trendanalysen/langzeitstudien-regionaler-bedeutung-und-luftqualitaet/modellierung-der-regionalen-und-staedtischen-luftqualitaet/ Modellierung der regionalen und städtischen Luftqualität], o.&nbsp;J.</ref><ref>[[Österreichische Akademie der Wissenschaften]]: {{Webarchiv |url=http://www.oeaw.ac.at/oesterreichische-akademie-der-wissenschaften/news/article/feinstaubquellen-massentierhaltung-und-holzheizung/ |archive-is=20160212 |text=''Feinstaubquellen Massentierhaltung und Holzheizung.''}} 24.&nbsp;März 2014.</ref> Zudem fördert Ammoniak zusammen mit Stickstoffoxiden die Bildung von gesundheitsschädlichem, bodennahem Ozon.<ref>[[Sachverständigenrat für Umweltfragen]]: [http://www.umweltrat.de/SharedDocs/Downloads/DE/02_Sondergutachten/2012_2016/2015_01_SG_Stickstoff_KF.pdf?__blob=publicationFile ''Stickstoff: Lösungsstrategien für ein drängendes Umweltproblem – Kurzfassung.''] Januar 2015, [http://www.umweltrat.de/SharedDocs/Downloads/DE/02_Sondergutachten/2012_2016/2015_01_SG_Stickstoff_HD.pdf?__blob=publicationFile Langfassung].</ref><ref>www.scinexx.de – Das Wissensmagazin: [http://www.scinexx.de/wissen-aktuell-19770-2016-01-26.html ''Wie groß ist unser Stickstoff-Fußabdruck?''] 26.&nbsp;Januar 2016.</ref> Es wird geschätzt, dass die [[Landwirtschaft]] dadurch im Jahr 2010 die Ursache für etwa 45 % aller Todesfälle durch [[Luftverschmutzung]] in Deutschland war.<ref>{{Literatur |Autor=[[Johannes Lelieveld]] u. a. |Titel=The contribution of outdoor air pollution sources to premature mortality on a global scale |Sammelwerk=[[Nature]] |Band=525 |Datum=2015 |Seiten=367–371 |DOI=10.1038/nature15371}}</ref><ref>[[Max-Planck-Gesellschaft]]: [https://www.mpg.de/9404032/sterberate-luftverschmutzung-todesfaelle ''Mehr Tote durch Luftverschmutzung.''] 16.&nbsp;September 2015.</ref> 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.<ref>{{Internetquelle |autor=Jonas Stoll |url=https://www.umweltbundesamt.de/themen/boden-landwirtschaft/umweltbelastungen-der-landwirtschaft/ammoniak-geruch-staub |titel=Ammoniak, Geruch und Staub |hrsg=Umweltbundesamt |datum=2013-05-27 |abruf=2021-11-27}} (Anmerkung: der Artikel datiert inzwischen vom 22. Juli 2021; in dieser Version wird kein Autor genannt)</ref> Ammoniak ist außerdem der einzige [[Luftschadstoff]], bei dem es seit 1990 bis 2020 nur zu einer Reduktion von ca. 25 % gekommen ist.<ref name="umweltbu-Trend_de">{{Internetquelle |url=https://www.umweltbundesamt.de/themen/luft/emissionen-von-luftschadstoffen/trend-der-luftschadstoff-emissionen |titel=Trend der Luftschadstoff-Emissionen |werk=umweltbundesamt.de |datum=2021-07-14 |abruf=2023-02-25}}</ref> Mit einer Reduzierung der Ammoniakemissionen um 50 % könnten weltweit etwa 250.000 Todesfälle jährlich durch Luftverschmutzung vermieden werden, bei einer kompletten Abschaffung dieser Emissionen sogar 800.000 Todesfälle.<ref>{{Literatur |Autor=Andrea Pozzer u. a. |Titel=Impact of agricultural emission reductions on fine-particulate matter and public health |Sammelwerk=[[Atmospheric Chemistry and Physics]] |Band=17 |Datum=2017 |Seiten=12813-12826 |DOI=10.5194/acp-17-12813-2017}}</ref>

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.<ref>Gerrit Dirksen u. a.: ''Innere Medizin und Chirurgie des Rindes.'' 5. Auflage. Georg Thieme Verlag, 2006, ISBN 3-8304-4169-X, S.&nbsp;1133–1134.</ref> 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 [[Atemwegsinfektion]]en, zu verminderter Futteraufnahme und Leistungseinbußen.<ref>[[Wolfgang Methling]], Jürgen Unshelm: ''Umwelt- und tiergerechte Haltung von Nutz-, Heim- und Begleittieren.'' Georg Thieme Verlag, 2002, ISBN 3-8263-3139-7.</ref>

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 Ammoniaks in ungiftigere Verbindungen wie Harnstoff, oder sogar Pumpen, um Ammoniak aus dem Körper aktiv zu entfernen, die bei [[Schlammspringer]]n beobachtet wurden.<ref name="Randall" /> 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 einer 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.<ref>Jan Wolter, [[Frank Mutschmann]]: ''Ammoniakvergiftung.'' In: Karl Gabrisch, Peernel Zwart (Hrsg.): ''Krankheiten der Heimtiere.'' 6. Auflage. Schlütersche Verlagsgesellschaft, Hannover 2005, ISBN 3-89993-010-X, S.&nbsp;917.</ref>

=== Geruchsreizstoff ===
Die früher üblichen Riechfläschchen enthielten [[Ammoniumcarbonat]] (Hirschhornsalz) oder eine trockene Mischung von Ammoniumchlorid und [[Kaliumcarbonat]] (Pottasche). Durch Zutritt von Luftfeuchtigkeit wird Ammoniak freigesetzt, der als Geruchsreiz bei Ohnmacht diente. Analog dazu wird heute Ammoniaklösung in Riechampullen verwendet. Der extreme Geruchsreiz dient als [[Dissoziation (Psychologie)|antidissoziative Strategie]], etwa im Rahmen einer [[Dialektisch-Behaviorale Therapie|Dialektisch-Behavioralen Therapie]].<ref>Frank Schneider: ''Facharztwissen Psychiatrie und Psychotherapie.'' Springer DE, 2012, ISBN 978-3-642-17192-5, S. 357.</ref>

== Chemische Nachweise ==
[[Datei:Bestimmung von Gesamtstickstoff in Gülle.jpg|mini|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 [[Indikator (Chemie)|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 [[Kupfer]]salzlösungen. Dabei entstehen dunkelblaue [Cu(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]<sup>2+</sup>-Kristalle.<ref name="römpp" />

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 (Hg<sub>2</sub>N)I reagiert. Ein weiterer Nachteil ist auch die Verwendung des giftigen [[Quecksilber]]s.
{{Formel |formel=<math>\mathrm{NH_3 + 2 \ K_2[HgI_4]+ 3 \ NaOH \longrightarrow [Hg_2N]I \downarrow + 4\ KI + 3\ NaI + 3\ H_2O}</math>|text=Ammoniak, Kaliumtetraiodomercurat(II) und [[Natronlauge]] reagieren zum Iodidsalz der [[Millonsche Base|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 [[Phenole]]n zu [[Indophenol]]en 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.<ref name="römpp" />

== Messen von Ammoniak in der Luft ==
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 [[Feinstaub|Feinstäuben]] zu verhindern.<ref>Ulrich Dämmgen, Lotti Thöni, Ralf Lumpp, Kerstin Gilke, Eva Seitler, Marion Bullinger: ''Verfahrenskenngrößen für die Bestimmung von Ammoniakkonzentrationen in der Umgebungsluft – Teil 2: Messungen mit Passivsammlern.'' In: ''[[Gefahrstoffe – Reinhaltung der Luft|Gefahrstoffe – Reinhalt. Luft]].'' 70, Nr. 9, 2010, S.&nbsp;367–372.</ref>

Belastungen der Außenluft mit Ammoniak können mit beschichteten Diffusionsabscheidern, sogenannten [[Denuder]]n, quantitativ erfasst werden.<ref>Ulrich Dämmgen, Lotti Thöni, Ralf Lumpp, Kerstin Gilke, Eva Seitler, Marion Bullinger: ''Verfahrenskenngrößen für die Bestimmung von Ammoniakkonzentrationen in der Umgebungsluft – Teil 1: Messungen mit Denudern.'' In: ''Gefahrstoffe – Reinhalt. Luft.'' 70, Nr. 5, 2010, S.&nbsp;197–201.</ref> Als sorbierende Beschichtung dient eine Säure (z.&nbsp;B. [[Oxalsäure]]), die nach Abschluss der Probenahme analysiert wird.<ref>VDI 3869 Blatt 3:2010-10 ''Messen von Ammoniak in der Außenluft; Probenahme mit beschichteten Diffusionsabscheidern (Denudern); Fotometrische oder ionenchromatografische Analyse (Measurement of ammonia in ambient air; Sampling with diffusion separators (denuders); Photometric or ion chromatographic analysis).'' Beuth Verlag, Berlin, S.&nbsp;17.</ref>

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.<ref>VDI 3869 Blatt 4:2012-03 ''Messen von Ammoniak in der Außenluft; Probenahme mit Passivsammlern; Fotometrische oder ionenchromatografische Analyse (Measurement of ammonia in ambient air; Sampling with diffusive samplers; Photometric or ion chromatographic analysis).'' Beuth Verlag, Berlin, S.&nbsp;9.</ref>

Weitere Verfahren sind das Indophenol-Verfahren und das Neßler-Verfahren. Beim Indophenol-Verfahren wird die Luft durch eine mit verdünnter Schwefelsäure befüllten Waschflasche geleitet und als Ammoniumsulfat gebunden. Nach Umsetzung zu [[Indophenol]] wird dessen Konzentration photometrisch bestimmt.<ref>Franz Joseph Dreyhaupt (Hrsg.): ''VDI-Lexikon Umwelttechnik.'' VDI-Verlag, Düsseldorf 1994, ISBN 3-18-400891-6, S.&nbsp;637–638.</ref> Beim [[Nessler-Verfahren]] wird das gewonnene Ammoniumsulfat mit [[Neßlers Reagenz]] umgesetzt und die Färbungsintensität des gewonnenen Kolloids photometrisch bestimmt.<ref>VDI 2461 Blatt 2:1976-05 ''Messung gasförmiger Immissionen; Messen der Ammoniak-Konzentration; NESSLER-Verfahren.'' VDI-Verlag, Düsseldorf, S.&nbsp;2.</ref> Beiden Verfahren ist gemein, dass sie nicht selektiv gegenüber Ammoniak sind.

== Literatur ==
* Max Appl: ''Ammonia.'' In: ''[[Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry]]'', Wiley-VCH, Weinheim 2006 ({{DOI|10.1002/14356007.a02_143.pub3}}).
* {{RömppOnline|ID=RD-01-02123|Name=Ammoniak|Abruf=2014-06-13}}
* {{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=?}}
* Robert Schlögl: ''Katalytische Ammoniaksynthese – eine „unendliche Geschichte“?'' In: ''[[Angewandte Chemie (Zeitschrift)|Angewandte Chemie]].'' Band 115, Nr. 18, 2003, S.&nbsp;2050–2055. [[doi:10.1002/ange.200301553]]

== Weblinks ==
{{Commonscat|Ammonia|Ammoniak}}
{{Wiktionary}}
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Ammonium}}
* {{DNB-Portal|4001735-7}}

== Einzelnachweise ==
<references responsive />

{{Exzellent|3. September 2009|64039901}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4001735-7|LCCN=sh85004538|NDL=00560264}}

[[Kategorie:Stickstoffverbindung]]
[[Kategorie:Wasserstoffverbindung]]
[[Kategorie:Kältemittel]]
[[Kategorie:Aromastoff (EU)]]