Ammoniumchlorid

Strukturformel
AmmoniumionChloridion
Allgemeines
Name Ammoniumchlorid
Andere Namen
  • Ammoniummuriat
  • Ammoniaksalz
  • Lötstein
  • Salmiak
  • E 510
Summenformel NH4Cl
Kurzbeschreibung

farblose Kristalle[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 12125-02-9
PubChem 25517
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Arzneistoffangaben
ATC-Code

G04BA01

Eigenschaften
Molare Masse 53,49 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,53 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

zersetzt sich bei 338 °C[1]

Dampfdruck

1,3 hPa (160,4 °C)[1]

Löslichkeit

gut in Wasser (372 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
Bitte die Befreiung von der Kennzeichnungspflicht für Arzneimittel, Medizinprodukte, Kosmetika, Lebensmittel und Futtermittel beachten
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
Gefahrensymbol

Achtung

H- und P-Sätze H: 302​‐​319
P: 305+351+338 [1]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−314,6 kJ·mol−1[3]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Ammoniumchlorid ist das Ammoniumsalz der Salzsäure. Es ist ein farbloser, kristalliner Feststoff mit der chemischen Formel NH4Cl.

Vorkommen

Natürlich vorkommendes Ammoniumchlorid ist als Mineral Salmiak bekannt. Das Mineral ist ein Feststoff, der nicht mit einer wässrigen Lösung von Ammoniak, dem Salmiakgeist, verwechselt werden sollte. Der Name Salmiak leitet sich von lat. "sal ammoniacum" (Salz des Ammon, siehe auch Namensherkunft von Ammoniak) ab, da es in der Antike in der Nähe eines Ammon-Tempels im heutigen Ägypten vorkam und äußerlich dem Halit (Steinsalz) ähnelt.

Gewinnung und Darstellung

Ammoniumchlorid kann durch Neutralisation von wässriger Ammoniaklösung mit Salzsäure oder durch die Reaktion von gasförmigem Ammoniak mit gasförmigem Chlorwasserstoff gewonnen werden.

$ \mathrm {NH_{3}+HCl\longrightarrow NH_{4}Cl} $

Ammoniumchlorid fällt als Nebenprodukt bei der Gewinnung von Soda nach dem Solvay-Verfahren an.

$ \mathrm {NaCl+CO_{2}+NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow NaHCO_{3}+NH_{4}Cl} $

Eigenschaften

Ammoniumchlorid ist ein farbloses, gut wasserlösliches Salz, welches kubische Kristalle bildet. Wässrige Lösungen reagieren sauer. Der pH-Wert einer 1%igen Lösung beträgt etwa 5,5. Es ist schlecht in Ethanol löslich und unlöslich in Aceton und Ether. Mit steigender Temperatur dissoziiert Ammoniumchlorid zunehmend zu Ammoniak und Chlorwasserstoff.

$ \mathrm {NH_{4}Cl\ \xrightarrow {\Delta T} \ NH_{3}+\ HCl} $

Bei 340 °C scheint der Stoff vollständig zu sublimieren, dissoziiert jedoch in die beiden Gase Chlorwasserstoff und Ammoniak. Da es sich hierbei um eine chemische Reaktion handelt, kann man nicht von einer Sublimation sprechen. Unter Druck (34,4 bar) schmilzt Ammoniumchlorid bei 520 °C. Beim Versetzen von Ammoniumchlorid mit starken Basen (wie zum Beispiel Kalilauge) wird gasförmiges Ammoniak freigesetzt.

$ \mathrm {NH_{4}Cl+KOH\longrightarrow NH_{3}+KCl+H_{2}O} $

Verwendung

Verwendung findet Ammoniumchlorid heute unter anderem zur Herstellung von Kältemischungen, in der Färberei und Gerberei. Ebenfalls findet es Anwendung beim Verzinnen, Verzinken oder Löten, da es die Fähigkeit besitzt, mit Metalloxiden leicht rauchende und schwach anhaftende Chloride zu bilden und somit die Metalloberfläche zu reinigen. Des Weiteren dient es in der Medizin als Hustenlöser (Expektorans) und wird als Elektrolyt in Zink-Kohle-Batterien eingesetzt. Außerdem ist es in Salmiak-Lakritz (Salmiakpastillen) enthalten. Die Tabakverordnung erlaubt den Zusatz von Ammoniumchlorid zu einigen Tabakprodukten. Mit Ammoniak versetzte Ammoniumchlorid-Lösungen können auch als Puffer verwendet werden. Es ist auch häufig in Rauchpulver (weiß) vorhanden. Zusammen mit Alkalinitraten dient es als Komponente in Wettersprengstoffen.[5]

Toxikologie

Tägliche Dosen von acht Gramm Ammoniumchlorid führten in einem Fall nach mehreren Wochen zu einer Azidose, die auch bei höheren Dosen die Symptomatik bestimmt. Bei bestehender Leber- oder Nierenerkrankung oder Kaliummangel ist entsprechend Vorsicht geboten.[6]

Literatur

  • Helga Dittberner: Zur Geschichte des Salmiaks in der islamischen und vorislamischen Chemie, Rete 1 (1972), S. 347–363.
  • Pradyot Patnaik: Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, New York 2002 ISBN 0-07-049439-8.
  • Julius Ruska: Sal ammoniacus, nusâdir und Salmiak, Sitzungsberichte der Heidelberger Akademie der Wissenschaften: phil.-historische Klasse, 14 (1923), 5, S. 3–23.

Weblinks

Wikisource: Historie des Salmiacs – Quellen und Volltexte

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Eintrag zu CAS-Nr. 12125-02-9 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  2. 2,0 2,1 Referenzfehler: Es ist ein ungültiger <ref>-Tag vorhanden: Für die Referenz namens ESIS wurde kein Text angegeben.
  3. PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, S. 116.
  4. Eintrag zu Ammoniumchlorid in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM).
  5. J. Köhler, R. Meyer, A. Homburg: Explosivstoffe, 10. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2008, ISBN 978-3-527-32009-7.
  6. Ammonium chloride acidosis. In: British medical journal Band 2, Nummer 5249, August 1961, S. 441; PMC 1969339 (freier Volltext).

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