Ammoniak

Ammoniak ist eine anorganische _chemische Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff mit der Formel NH₃ . Als stabiles binäres Hydrid und einfachstes Pniktogenhydrid ist Ammoniak ein farbloses Gas mit charakteristischem stechendem Geruch. ^{[ 13 ]} Es findet breite Anwendung in Düngemitteln, Kältemitteln, Sprengstoffen und Reinigungsmitteln und dient als Ausgangsstoff für zahlreiche Chemikalien. ^{[ 13 ]} Erneuerbares Ammoniak gilt als wichtiger Energieträger in zukünftigen Energiesystemen. ^{[ 14 ] [ 15 ]} Biologisch gesehen ist es ein häufiges stickstoffhaltiges Abfallprodukt und trägt als Ausgangsstoff für Düngemittel wesentlich zur Ernährung terrestrischer Organismen bei . ^{[ 16 ] Rund 70 % des industriell produzierten Ammoniaks werden zur Herstellung von Düngemitteln [ 17 ]} in verschiedenen Formen und Zusammensetzungen, wie beispielsweise Harnstoff und Diammoniumphosphat, verwendet . Reines Ammoniak wird auch direkt auf den Boden ausgebracht.

Ammoniak ist direkt oder indirekt ein Baustein für die Synthese vieler Chemikalien. In vielen Ländern gilt es als extrem gefährlicher Stoff . ^{[ 18 ]} Ammoniak ist giftig und schädigt Zellen und Gewebe. Daher wird es von den meisten Tieren im Urin in Form von gelöstem Harnstoff ausgeschieden.

Ammoniak entsteht biologisch durch Stickstofffixierung , jedoch wird es industriell im Haber-Bosch-Verfahren in noch größeren Mengen produziert . Dieses Verfahren revolutionierte die Landwirtschaft durch die Bereitstellung kostengünstiger Düngemittel. Die weltweite industrielle Ammoniakproduktion betrug im Jahr 2021 235 Millionen Tonnen. ^{[ 19 ] [ 20 ]} Industrielles Ammoniak wird per Lkw in Tankwagen , per Bahn in Kesselwagen , per Schiff in Gastankern oder in Flaschen transportiert . ^{[ 21 ]} Ammoniak kommt natürlich vor und wurde im interstellaren Medium nachgewiesen .

Ammoniak siedet bei −33,34 °C (−28,012 °F) unter einem Druck von einer Atmosphäre , kann aber im Labor oft ohne externe Kühlung gehandhabt werden. Haushaltsammoniak oder Ammoniumhydroxid ist eine Ammoniaklösung in Wasser.

Der Name Ammoniak leitet sich vom Namen des ägyptischen Gottes Amun ( griechisch: Ammon ) ab, da Priester und Reisende jener Tempel Erde verbrannten, die reich an Ammoniumchlorid war, welches aus Tierdung und -urin gewonnen wurde. ^{[ 13 ]} Plinius erwähnt in Buch XXXI seiner Naturalis historia ein Salz namens Hammoniacum , benannt nach der Nähe seiner Quelle zum Tempel des Jupiter Amun ( griechisch : Ἄμμων Ammon ) in der römischen Provinz Kyrenaika . ^{[ 22 ]} Die Beschreibung des Salzes durch Plinius entspricht jedoch nicht den Eigenschaften von Ammoniumchlorid . Laut Herbert Hoovers Kommentar in seiner englischen Übersetzung von Georgius Agricolas De re metallica handelte es sich wahrscheinlich um gewöhnliches Meersalz. ^{[ 23 ]} Jedenfalls gab dieses Salz letztendlich Ammoniak und Ammoniumverbindungen ihren Namen.

Stoffe, die Ammoniak enthalten oder ihm ähnlich sind, werden als ammoniakalische Stoffe bezeichnet . ^{[ 24 ]}

Ammoniak kommt im gesamten Sonnensystem vor, unter anderem auf der Erde , der Venus , dem Mars , dem Jupiter , dem Saturn , dem Uranus , dem Neptun und dem Pluto . Auf kleineren, eisigen Himmelskörpern wie Pluto kann Ammoniak als geologisch wichtiges Frostschutzmittel wirken, da ein Gemisch aus Wasser und Ammoniak bei ausreichend hoher Konzentration einen Schmelzpunkt von bis zu −100 °C (−148 °F; 173 K) aufweisen kann. Dadurch können solche Körper innere Ozeane und aktive geologische Prozesse bei deutlich niedrigeren Temperaturen aufweisen, als dies mit reinem Wasser möglich wäre. ^{[ 25 ] [ 26 ]}

Ammoniak gelangt aus anthropogenen und natürlichen Quellen in die Atmosphäre. Die Landwirtschaft ist mit rund 80 % die Hauptquelle. ^{[ 27 ]} Dazu gehören Düngemittel, Harnstoff ^{[ 27 ]} aus der Tierhaltung und Gülle (in absteigender Reihenfolge ihres Beitrags). Auch die Verbrennung von Biomasse trägt zur Ammoniakbildung in der Atmosphäre bei; Waldbrände und die Verbrennung von landwirtschaftlichen Abfällen setzen etwa die gleiche Menge Ammoniak frei. Ammoniak kann auch auf natürliche Weise aus Böden und Pflanzen freigesetzt werden, wenn die Ammoniakkonzentration im Boden oder in der Pflanze höher ist als die Ammoniakkonzentration in der Luft. Dies ist Teil des bidirektionalen Austauschmodells. ^{[ 27 ]}

Regen ist die wichtigste Senke für atmosphärisches Ammoniak . Im Boden wandeln ammoniakoxidierende Archaeen (AOA) und ammoniakoxidierende Bakterien (AOB) Ammoniak in Nitrit um . ^{[ 28 ]} Die atmosphärische Lebensdauer von Ammoniak variiert durch diese Prozesse zwischen 12 und 48 Stunden. ^{[ 29 ]}

Ammoniak in der Atmosphäre bildet durch Reaktionen mit Schwefelsäure und Salpetersäure Sulfat-Nitrat-Aerosole , wobei Ammoniumsulfat aufgrund seines niedrigen Dampfdrucks eine dominierende Rolle spielt . ^{[ 29 ] [ 30 ]} Diese Aerosole beeinflussen das Klima und können Auswirkungen auf die menschliche Gesundheit haben. Ammoniak in der Atmosphäre kann zudem selbst durch das Hydroxylradikal oxidiert werden : ^{[ 29 ]}

NH ₃ + ·OH → ·NH ₂ + H ₂ O

Die Halbwertszeit von Ammoniak durch Oxidation ist deutlich länger als durch Deposition und beträgt nur 30 Tage. ^{[ 29 ]} Das Aminoradikal kann dann durch verschiedene Verbindungen zu Treibhausgasen wie Lachgas oxidiert werden . Die Oxidation von Ammoniak kann auch zur Bildung von Stickstoffmonoxid führen und die NOₓ _- Konzentrationen in ländlichen Gebieten, wo die relativen Werte im Vergleich zu städtischen Gebieten typischerweise niedriger sind, deutlich erhöhen . ^{[ 29 ]}

Flüssiges NH ₃

Festes NH ₃

Zwei sichtbare Zustände von NH ₃

Ammoniak ist ein farbloses Gas mit charakteristisch stechendem Geruch . Es ist leichter als Luft , seine Dichte beträgt 0,589-mal so viel wie die von Luft . Aufgrund der starken Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Molekülen lässt es sich leicht verflüssigen. Gasförmiges Ammoniak verflüssigt sich zu einer farblosen Flüssigkeit , die bei −33,1 °C (−27,58 °F) siedet und bei −77,7 °C (−107,86 °F) zu farblosen Kristallen erstarrt ^{[ 31 ]} . Für sehr hohe Temperaturen und Drücke liegen nur wenige Daten vor, der kritische Punkt zwischen flüssigem und gasförmigem Ammoniak liegt jedoch bei 405 K und 11,35 MPa ^{[ 32 ] .}

Die Kristallsymmetrie ist kubisch, Pearson-Symbol cP16, Raumgruppe P2 ₁ 3 Nr. 198, Gitterkonstante 0,5125  nm . ^{[ 33 ]}

Flüssiges Ammoniak besitzt ein starkes Ionisierungsvermögen , was sich in seinem hohen ε-Wert von 22 bei −35 °C (−31 °F) widerspiegelt. ^{[ 34 ]} Flüssiges Ammoniak weist eine sehr hohe Standardverdampfungsenthalpie von 23,5  kJ/mol auf ( ^{[ 35 ]} zum Vergleich: Wasser 40,65 kJ/mol, Methan 8,19 kJ/mol und Phosphin 14,6 kJ/mol) und kann in Druck- oder Kühlbehältern transportiert werden; allerdings verdampft flüssiges, wasserfreies Ammoniak bei Standardbedingungen . ^{[ 36 ]}

Ammoniak löst sich leicht in Wasser. In wässriger Lösung kann es durch Kochen entfernt werden. Die wässrige Ammoniaklösung ist basisch und wird als wässriges Ammoniak oder Ammoniumhydroxid bezeichnet . ^{[ 37 ]} Die maximale Ammoniakkonzentration in Wasser (eine gesättigte Lösung ) hat eine Dichte von 0,880 und wird oft als „0,880 Ammoniak“ bezeichnet. ^{[ 38 ]}

Flüssiges Ammoniak ist ein viel untersuchtes, nichtwässriges, ionisierendes Lösungsmittel. Seine auffälligste Eigenschaft ist die Fähigkeit, Alkalimetalle zu lösen und dabei hochpigmentierte, elektrisch leitfähige Lösungen mit solvatisierten Elektronen zu bilden _. Abgesehen von diesen bemerkenswerten Lösungen lässt sich ein Großteil der Chemie in flüssigem Ammoniak analog zu entsprechenden Reaktionen in wässrigen Lösungen klassifizieren . Ein Vergleich der physikalischen Eigenschaften von NH₃ mit denen von Wasser zeigt, dass _{NH₃ einen} niedrigeren Schmelzpunkt, Siedepunkt, eine geringere Dichte, Viskosität , Dielektrizitätskonstante und elektrische Leitfähigkeit aufweist . Diese Unterschiede werden zumindest teilweise auf die schwächeren Wasserstoffbrückenbindungen in NH₃ _{zurückgeführt} . Die ionische Selbstdissoziationskonstante von flüssigem NH₃ bei −50 °C beträgt etwa ^10⁻³³ .

Flüssiges Ammoniak ist ein ionisierendes Lösungsmittel, wenn auch weniger stark als Wasser, und löst eine Reihe ionischer Verbindungen, darunter viele Nitrate , Nitrite , Cyanide , Thiocyanate , Metallcyclopentadienylkomplexe und Metallbis(trimethylsilyl)amide . ^{[ 39 ]} Die meisten Ammoniumsalze sind löslich und wirken in flüssigen Ammoniaklösungen als Säuren. Die Löslichkeit von Halogenidsalzen nimmt von Fluorid zu Iodid zu . Eine gesättigte Ammoniumnitratlösung ( Divers-Lösung , benannt nach Edward Divers ) enthält 0,83 mol gelösten Stoff pro mol Ammoniak und hat selbst bei 25 °C einen Dampfdruck von unter 1 bar. Oxyanionensalze mit anderen Kationen sind hingegen kaum löslich . ^{[ 41 ]}

Flüssiges Ammoniak löst alle Alkalimetalle und andere elektropositive Metalle wie Ca , ^{[ 42 ]} Sr , Ba , Eu und Yb (sowie Mg mittels eines elektrolytischen Verfahrens ^{[ 40 ]} ). Bei niedrigen Konzentrationen (< 0,06 mol/L) bilden sich tiefblaue Lösungen: Diese enthalten Metallkationen und solvatisierte Elektronen , d. h. freie Elektronen, die von einem Käfig aus Ammoniakmolekülen umgeben sind.

Diese Lösungen sind starke Reduktionsmittel. Bei höheren Konzentrationen weisen sie ein metallisches Aussehen und eine entsprechende elektrische Leitfähigkeit auf. Bei niedrigen Temperaturen können die beiden Lösungstypen als nicht mischbare Phasen koexistieren.

In der Praxis verlaufen sowohl die Oxidation zu Distickstoff als auch die Reduktion zu Dihydrogen langsam, obwohl Ammoniak prinzipiell unter beiden Bedingungen labil ist. Die thermodynamische Stabilität flüssiger Ammoniaklösungen ist gering, da Ammoniak leicht zu Distickstoff oxidiert wird.

N ₂ + 6 [NH ₄ ] ⁺ + 6 e ⁻ ⇌ 8 NH ₃ E ° = +0,04 V

Obwohl die Oxidation von flüssigem Ammoniak in der Regel langsam verläuft, besteht dennoch Explosionsgefahr, insbesondere wenn Übergangsmetallionen als mögliche Katalysatoren vorhanden sind. Die Stabilität von Ammoniak unter reduzierenden Bedingungen zeigt sich in der langsamen (stundenlangen) Zersetzung von Lösungen, die Alkalimetalle enthalten. Bei dieser Zersetzung entstehen Metallamide und Dihydrogen.

2 NH ₃ + 2 M → 2 MNH ₂ + H ₂

Das Ammoniakmolekül besitzt eine trigonal-pyramidale Struktur, wie von der VSEPR-Theorie ( Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie ) vorhergesagt, mit einem experimentell bestimmten Bindungswinkel von 106,7°. ^{[ 43 ]} Das zentrale Stickstoffatom hat fünf Außenelektronen und je ein zusätzliches Elektron von jedem Wasserstoffatom. Dies ergibt insgesamt acht Elektronen bzw. vier Elektronenpaare, die tetraedrisch angeordnet sind . Drei dieser Elektronenpaare bilden Bindungspaare, wodurch ein freies Elektronenpaar verbleibt. Das freie Elektronenpaar stößt Elektronen stärker ab als Bindungspaare; daher beträgt der Bindungswinkel nicht 109,5°, wie für eine reguläre tetraedrische Anordnung zu erwarten wäre, sondern 106,7°. ^{[ 43 ]} Diese Struktur verleiht dem Molekül ein Dipolmoment und macht es polar . Die Polarität des Moleküls und insbesondere seine Fähigkeit zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen machen Ammoniak gut mit Wasser mischbar. Das freie Elektronenpaar macht Ammoniak zu einer Base , einem Protonenakzeptor. Ammoniak ist mäßig basisch. Eine 1,0  M wässrige Lösung hat einen pH-Wert von 11,6. Wird einer solchen Lösung eine starke Säure zugegeben, bis sie neutral ist ( pH = 7 ), sind 99,4 % der Ammoniakmoleküle protoniert . Temperatur und Salzgehalt beeinflussen ebenfalls den Anteil an Ammoniumionen [NH₄ _] ⁺ ^. Diese besitzen die Form eines regulären Tetraeders und sind isoelektronisch mit Methan .

Das Ammoniakmolekül unterliegt bei Raumtemperatur einer Stickstoffinversion ; eine anschauliche Analogie ist ein Regenschirm, der sich bei starkem Wind umstülpt. Die Energiebarriere für diese Inversion beträgt 24,7 kJ/mol, und die Resonanzfrequenz liegt bei 23,79  GHz , was einer Mikrowellenstrahlung mit einer Wellenlänge von 1,260 cm entspricht . Die Absorption bei dieser Frequenz war das erste beobachtete Mikrowellenspektrum ^{[ 44 ]} und wurde im ersten Maser genutzt .

Eine der charakteristischsten Eigenschaften von Ammoniak ist seine Basizität . Ammoniak gilt als schwache Base. Es reagiert mit Säuren zu Ammoniumsalzen . So bildet es mit Salzsäure Ammoniumchlorid , mit Salpetersäure Ammoniumnitrat usw. Vollkommen trockenes Ammoniakgas reagiert nicht mit vollkommen trockenem Chlorwasserstoffgas ; Feuchtigkeit ist für die Reaktion notwendig . ^{[ 45 ] [ 46 ]}

Bei einem Demonstrationsexperiment unter Luft mit Umgebungsfeuchtigkeit erzeugen geöffnete Flaschen mit konzentrierter Ammoniak- und Salzsäurelösung eine Wolke aus Ammoniumchlorid , die scheinbar "aus dem Nichts" entsteht, wenn sich das Salz- Aerosol dort bildet, wo die beiden diffundierenden Reagenzienwolken zwischen den beiden Flaschen aufeinandertreffen.

Obwohl Ammoniak als schwache Base bekannt ist, kann es auch als extrem schwache Säure wirken. Es ist eine protische Substanz und kann Amide (die das NH₂⁻ - Ion enthalten) bilden . Beispielsweise löst sich Lithium in flüssigem Ammoniak und ergibt eine blaue Lösung ( solvatisiertes Elektron ) von Lithiumamid .

Wie Wasser unterliegt auch flüssiges Ammoniak der molekularen Autoprotolyse und bildet dabei seine Säure- und Basenkonjugate :

Ammoniak wirkt oft als schwache Base und besitzt daher eine gewisse Pufferwirkung . pH-Wert-Änderungen führen zu einer Erhöhung oder Verringerung der Konzentration von Ammoniumkationen ( NH₄⁺ ) und Amid-Anionen ( NH₄⁻ ) in der Lösung . Unter Normalbedingungen ( Druck und Temperatur )

Ammoniak brennt nur schwer und hält die Verbrennung nur unter geringen Mengenverhältnissen von 15–28 Vol.-% Ammoniak in Luft aufrecht. ^{[ 47 ]} In Verbindung mit Sauerstoff verbrennt es mit einer blassgelblich-grünen Flamme. Die Zündung erfolgt durch Einleiten von Chlor in Ammoniak, wobei Stickstoff und Chlorwasserstoff entstehen _; bei einem Überschuss an Chlor bildet sich zusätzlich das hochexplosive Stickstofftrichlorid ( NCl₃ ).

Die Verbrennung von Ammoniak zu Stickstoff und Wasser ist exotherm :

Die Standardverbrennungsenthalpie ΔH ° c , bezogen auf ein _Mol Ammoniak und unter Berücksichtigung _der Kondensation des entstehenden Wassers, beträgt −382,81 kJ/mol. Distickstoff ist das thermodynamische Produkt der Verbrennung : Alle Stickoxide sind gegenüber N₂ und O₂ instabil , was das Prinzip des Katalysators ist . Stickoxide können in Gegenwart geeigneter Katalysatoren als kinetische Produkte gebildet werden; diese Reaktion _ist von großer industrieller Bedeutung für die Salpetersäureherstellung .

Eine nachfolgende Reaktion führt zu NO ₂ :

Die Verbrennung von Ammoniak in Luft ist ohne Katalysator (wie Platingewebe oder warmes Chrom(III)-oxid ) aufgrund der relativ geringen Verbrennungswärme , der niedrigen laminaren Brenngeschwindigkeit, der hohen Selbstentzündungstemperatur , der hohen Verdampfungswärme und des engen Zündbereichs sehr schwierig . Neuere Studien haben jedoch gezeigt, dass eine effiziente und stabile Ammoniakverbrennung mithilfe von Drallbrennern erreicht werden kann, wodurch das Forschungsinteresse an Ammoniak als Brennstoff für die thermische Energieerzeugung neu entfacht wurde. ^{[ 48 ]} Der Zündbereich von Ammoniak in trockener Luft liegt bei 15,15–27,35 % und in Luft mit 100 % relativer Luftfeuchtigkeit bei 15,95–26,55 %. ^{[ 49 ]} Für die Untersuchung der Kinetik der Ammoniakverbrennung ist die Kenntnis eines detaillierten und zuverlässigen Reaktionsmechanismus erforderlich, dessen Ermittlung sich jedoch als schwierig erwiesen hat. ^{[ 50 ]}

Ammoniak ist ein direkter oder indirekter Vorläufer der meisten industriell hergestellten stickstoffhaltigen Verbindungen . Es ist der Vorläufer von Salpetersäure, die wiederum die Quelle für die meisten stickstoffsubstituierten aromatischen Verbindungen ist.

Amine können durch die Reaktion von Ammoniak mit Alkylhalogeniden oder, häufiger, mit Alkoholen gebildet werden :

Durch Ringöffnungsreaktion mit Ethylenoxid entstehen Ethanolamin , Diethanolamin und Triethanolamin .

Amide lassen sich durch die Reaktion von Ammoniak mit Carbonsäuren und deren Derivaten herstellen . Beispielsweise reagiert Ammoniak mit Ameisensäure (HCOOH) unter Erhitzen zu Formamid ( HCONH₂ ). Acylchloride sind am reaktivsten, jedoch muss Ammoniak mindestens im zweifachen Überschuss vorliegen, um den entstehenden Chlorwasserstoff zu neutralisieren _. Auch Ester und Anhydride reagieren mit Ammoniak zu Amiden. Ammoniumsalze von Carbonsäuren können durch Erhitzen auf 150–200 °C zu Amiden dehydratisiert werden , sofern keine temperaturempfindlichen Gruppen vorhanden sind.

• Aminosäuren , hergestellt mittels Strecker-Aminosäuresynthese
• Acrylnitril im Sohio-Verfahren

Zu den weiteren stickstoffhaltigen Organoverbindungen gehören Alprazolam , Ethanolamin , Ethylcarbamat und Hexamethylentetramin .

Salpetersäure wird nach dem Ostwald-Verfahren durch Oxidation von Ammoniak mit Luft über einem Platinkatalysator bei 700–850 °C (1292–1562 °F), ≈9 atm, erzeugt . Stickstoffmonoxid und Stickstoffdioxid sind Zwischenprodukte dieser Umwandlung: ^{[ 51 ]}

Salpetersäure wird zur Herstellung von Düngemitteln , Sprengstoffen und vielen stickstoffhaltigen organischen Verbindungen verwendet.

Der Wasserstoff im Ammoniak kann durch eine Vielzahl von Substituenten ersetzt werden. Mit Alkenen und Alkoholen bildet Ammoniak Alkylamine.

Ammoniakgas reagiert mit _metallischem Natrium zu Natriumamid , NaNH₂

Mit Chlor entsteht Monochloramin .

Pentavalentes Ammoniak ist als λ⁵ ^- Amin bekannt; Stickstoffpentahydrid zersetzt sich unter Normalbedingungen spontan in trivalentes Ammoniak (λ³ ^- Amin) und Wasserstoffgas. Diese Substanz wurde 1966 als möglicher Feststoffraketentreibstoff untersucht. ^{[ 52 ]}

Ammoniak wird auch zur Herstellung folgender Verbindungen verwendet:

• Hydrazin , im Olin-Raschig-Verfahren und im Peroxidverfahren
• Cyanwasserstoff im BMA-Verfahren und im Andrussow-Verfahren
• Hydroxylamin und Ammoniumcarbonat im Raschig-Prozess
• Harnstoff , im Bosch-Meiser-Harnstoffprozess und in der Wöhler-Synthese
• Ammoniumperchlorat , Ammoniumnitrat und Ammoniumbicarbonat

Ammoniak ist ein Ligand , der Metall-Ammin-Komplexe bildet . Aus historischen Gründen wird Ammoniak in der Nomenklatur von Koordinationsverbindungen als Ammin bezeichnet . Ein bekannter Ammin-Komplex ist Cisplatin ( Pt(NH₃ ₎ ₂Cl₂ _{) ,} ein weit verbreitetes Krebsmedikament. Ammin-Komplexe von Chrom (III) bildeten die Grundlage für Alfred Werners revolutionäre Theorie zur Struktur von Koordinationsverbindungen. Werner stellte fest, dass nur zwei Isomere ( fac- und mer- ) des Komplexes [CrCl₃ ₍ NH₃ ₎ ₃ _] gebildet werden können, und schloss daraus, dass die Liganden um das Metallion an den Ecken eines Oktaeders angeordnet sein müssen .

Ammoniak bildet 1:1- Addukte mit verschiedenen Lewis-Säuren wie I₂ , Phenol und Al(CH₃ ₎ ₃ _. Ammoniak ist eine harte Base (HSAB-Theorie) und seine E- und C-Parameter sind E _{_B} = 2,31 und C _{_B = 2,04. Seine relative Donorstärke gegenüber einer Reihe von Säuren im Vergleich zu anderen Lewis-Basen kann mithilfe von} CB-Diagrammen veranschaulicht werden .

Schwefelstäbe werden verbrannt, um kleine Lecks in industriellen Ammoniak-Kälteanlagen aufzuspüren. Im Labor kann gasförmiges Ammoniak mit konzentrierter Salzsäure oder gasförmigem Chlorwasserstoff nachgewiesen werden. Bei der Reaktion von Ammoniak mit HCl entsteht ein dichter weißer Rauch ( Ammoniumchloriddampf ). ^{[ 53 ]}

Der antike griechische Historiker Herodot erwähnte Salzvorkommen in einem Gebiet Libyens, das von einem Volk namens „Ammoniten“ bewohnt war (heute die Oase Siwa im Nordwesten Ägyptens, wo es noch immer Salzseen gibt). ^{[ 54 ] [ 55 ]} Auch der griechische Geograph Strabo erwähnte das Salz aus dieser Region. Die antiken Autoren Dioskurides , Apicius , Arrian , Synesius und Aëtius von Amida beschrieben dieses Salz jedoch als klare Kristalle, die zum Kochen verwendet werden konnten und im Wesentlichen Steinsalz waren . ^{[ 56 ]} Hammoniacus sal erscheint in den Schriften des Plinius , ^{[ 57 ]} wobei nicht bekannt ist, ob der Begriff dem moderneren Sal ammoniac (Ammoniumchlorid) entspricht. ^{[ 31 ] [ 58 ] [ 59 ]}

Die bakterielle Fermentation von Urin erzeugt eine Ammoniaklösung ; daher wurde fermentierter Urin in der Antike zum Waschen von Stoffen und Kleidung, zum Entfernen von Haaren von Tierhäuten vor dem Gerben, als Beizmittel beim Färben von Stoffen und zum Entrosten von Eisen verwendet. ^{[ 60 ]} Auch antike Zahnärzte nutzten ihn zur Zahnreinigung. ^{[ 61 ] [ 62 ] [ 63 ]}

In Form von Salmiak (نشادر, Nushadir ) war Ammoniak für die muslimischen Alchemisten von Bedeutung . Es wird im Buch der Steine ​​erwähnt , das wahrscheinlich im 9. Jahrhundert verfasst und Jābir ibn Hayyān zugeschrieben wird . ^{[ 64 ]} Auch für die europäischen Alchemisten des 13. Jahrhunderts war es wichtig ; Albertus Magnus erwähnte es . ^{[ 31 ]} Im Mittelalter verwendeten Färber es in Form von fermentiertem Urin , um die Farbe pflanzlicher Farbstoffe zu verändern. Im 15. Jahrhundert wies Basilius Valentinus nach, dass Ammoniak durch die Einwirkung von Alkalien auf Salmiak gewonnen werden kann. ^{[ 65 ]} Später, als Salmiak durch Destillation von Rinderhufen und -hörnern und Neutralisation des entstehenden Carbonats mit Salzsäure gewonnen wurde , erhielt Ammoniak die Bezeichnung „Hirschhorngeist“. ^{[ 31 ] [ 66 ]}

Gasförmiges Ammoniak wurde erstmals 1756 von Joseph Black durch die Reaktion von Salmiak ( Ammoniumchlorid ) mit gebranntem Magnesiumoxid isoliert . ^{[ 67 ] [ 68 ]} Es wurde 1767 von Peter Woulfe erneut isoliert , ^{[ 69 ] [ 70 ]} 1770 von Carl Wilhelm Scheele ^{[ 71 ]} und 1773 von Joseph Priestley , der es als „alkalische Luft“ bezeichnete. ^{[ 31 ] [ 72 ]} Elf Jahre später, 1785, bestimmte Claude Louis Berthollet seine Zusammensetzung. ^{[ 73 ] [ 31 ]}

Die Ammoniakherstellung aus Stickstoff (und Wasserstoff) in der Luft wurde von Fritz Haber und Robert LeRossignol erfunden. Das Patent wurde 1909 eingereicht (USPTO Nr. 1.202.995) und 1916 erteilt. Später ^entwickelte Carl Bosch das industrielle Verfahren zur Ammoniakproduktion ( Haber-Bosch-Verfahren ). Es wurde erstmals im Ersten Weltkrieg in Deutschland im industriellen Maßstab eingesetzt [ ^{74 ]} , nachdem die alliierte Blockade die Nitratversorgung aus Chile unterbrochen hatte . Das Ammoniak wurde zur Herstellung von Sprengstoffen für die Kriegsanstrengungen verwendet. ^{[ 75 ]} Der Nobelpreis für Chemie 1918 wurde Fritz Haber „für die Synthese von Ammoniak aus seinen Elementen“ verliehen.

Vor der Verfügbarkeit von Erdgas wurde Wasserstoff als Vorstufe zur Ammoniakproduktion durch Elektrolyse von Wasser oder mittels des Chloralkali-Verfahrens hergestellt .

Mit dem Aufkommen der Stahlindustrie im 20. Jahrhundert wurde Ammoniak zu einem Nebenprodukt der Kokskohleproduktion .

In den USA wurden 2019 etwa 88 % des Ammoniaks als Düngemittel verwendet , entweder als Salz, Lösung oder wasserfrei . ^{[ 76 ]} Bei der Ausbringung auf Böden trägt es zu höheren Erträgen von Nutzpflanzen wie Mais und Weizen bei . ^{[ 77 ]} 30 % des in den USA ausgebrachten landwirtschaftlichen Stickstoffs liegen in Form von wasserfreiem Ammoniak vor, weltweit werden jährlich 110 Millionen Tonnen ausgebracht. ^{[ 78 ]} Ammoniaklösungen mit Konzentrationen von 16 % bis 25 % werden in der Fermentationsindustrie als Stickstoffquelle für Mikroorganismen und zur pH-Wert-Regulierung während der Fermentation eingesetzt. ^{[ 79 ]} Afrikanische Länder wollen ihr Potenzial zur Produktion von erneuerbarem Ammoniak nutzen, um ihre Abhängigkeit von Düngemittelimporten zu verringern . ^{[ 80 ] [ 81 ] [ 82 ]}

Aufgrund seiner Verdampfungseigenschaften ist Ammoniak ein nützliches Kältemittel . ^{[ 74 ]} Es wurde häufig verwendet, bevor Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW, Freone) populär wurden. Wasserfreies Ammoniak findet aufgrund seiner hohen Energieeffizienz und geringen Kosten breite Anwendung in der industriellen Kältetechnik und in Eishockeystadien. Seine Toxizität und die Notwendigkeit korrosionsbeständiger Komponenten schränken jedoch seine Verwendung im Haushalt und in kleineren Anlagen ein. Neben seiner Verwendung in modernen Kompressionskältemaschinen wird es in Absorptionskältemaschinen zusammen mit Wasserstoff und Wasser eingesetzt . Der Kalina-Kreislauf , der für Geothermiekraftwerke zunehmend an Bedeutung gewinnt, nutzt den breiten Siedebereich des Ammoniak-Wasser-Gemisches.

Ammoniak wird auch in den Radiatoren der Internationalen Raumstation in Kreisläufen als Kühlmittel eingesetzt, um die Innentemperatur zu regulieren und temperaturabhängige Experimente zu ermöglichen. ^{[ 83 ] [ 84 ]} Das Ammoniak steht unter ausreichendem Druck, um während des gesamten Prozesses flüssig zu bleiben. Einphasige Ammoniak-Kühlsysteme versorgen zudem die Leistungselektronik jedes Solarzellenpaares.

Die potenzielle Bedeutung von Ammoniak als Kältemittel hat mit der Entdeckung zugenommen, dass freigesetzte FCKW und HFKW starke und stabile Treibhausgase sind. ^{[ 85 ]}

Bereits 1895 war bekannt, dass Ammoniak stark antiseptisch wirkt; zur Konservierung von Rinderbrühe werden 1,4 Gramm pro Liter benötigt . ^{[ 86 ]} In einer Studie zerstörte wasserfreies Ammoniak 99,999 % der zoonotischen Bakterien in drei verschiedenen Tierfutterarten , jedoch nicht in Silage . ^{[ 87 ] [ 88 ]} Wasserfreies Ammoniak wird derzeit kommerziell zur Reduzierung oder Beseitigung mikrobieller Kontaminationen von Rindfleisch eingesetzt . ^{[ 89 ] [ 90 ]} Mageres, fein zerkleinertes Rindfleisch ( in der Fleischindustrie auch als „ rosa Schleim “ bekannt) wird aus fetthaltigen Rindfleischabschnitten (ca. 50–70 % Fett) hergestellt. Dazu wird das Fett durch Hitze und Zentrifugation entfernt und das Fleisch anschließend mit Ammoniak behandelt, um E. coli abzutöten . Das Verfahren wurde vom US-Landwirtschaftsministerium (USDA) aufgrund einer Studie, die eine Reduzierung von E. coli auf nicht nachweisbare Werte nachwies, als wirksam und sicher eingestuft . ^{[ 91 ]} Es gab Sicherheitsbedenken hinsichtlich des Verfahrens sowie Verbraucherbeschwerden über den Geschmack und Geruch von mit Ammoniak behandeltem Rindfleisch. ^{[ 92 ]}

Ammoniak wird als Brennstoff verwendet und gilt als Alternative zu fossilen Brennstoffen und Wasserstoff, insbesondere in der Schifffahrt . Da Ammoniak bei Umgebungstemperatur unter seinem eigenen Dampfdruck flüssig ist und eine hohe volumetrische und gravimetrische Energiedichte aufweist, wird es als geeigneter Träger für Wasserstoff angesehen ^{[ 93 ]} und könnte kostengünstiger sein als der direkte Transport von flüssigem Wasserstoff ^{[ 94 ] .}

Ammoniak lässt sich im Vergleich zu Wasserstoff leichter lagern. Im Vergleich zu Wasserstoff als Brennstoff ist Ammoniak deutlich energieeffizienter und kann wesentlich kostengünstiger hergestellt, gelagert und transportiert werden als Wasserstoff, der komprimiert oder als kryogene Flüssigkeit gehalten werden muss. ^{[ 95 ] [ 96 ]} Die Rohenergiedichte von flüssigem Ammoniak beträgt 11,5 MJ/L ^{[ 95 ]} , was etwa einem Drittel derjenigen von Dieselkraftstoff entspricht . Ammoniak kann auch wieder in Wasserstoff umgewandelt und zur Stromversorgung von Wasserstoff-Brennstoffzellen genutzt werden. Alternativ kann es direkt in Hochtemperatur- Festoxid- Direktammoniak-Brennstoffzellen eingesetzt werden, um effiziente und emissionsfreie Energiequellen zu schaffen . [ ^{97 ] [ 98 ] Die} Umwandlung von Ammoniak in Wasserstoff kann durch das Natriumamid- Verfahren ^{[ 99 ]} oder die katalytische Zersetzung von Ammoniak mit Feststoffkatalysatoren erfolgen . ^{[ 100 ]}

Die Ammoniakproduktion verursacht derzeit 1,8 % der globalen CO₂ _- Emissionen. „Grünes Ammoniak“ wird aus grünem Wasserstoff (Wasserstoff aus Elektrolyse mit Strom aus erneuerbaren Energien) hergestellt, während „blaues Ammoniak“ aus blauem Wasserstoff (Wasserstoff aus Dampfreformierung von Methan) gewonnen wird, wobei das Kohlendioxid abgeschieden und gespeichert wurde. ^{[ 101 ]} Saudi-Arabien lieferte 2020 als weltweit erstes Land 40 Tonnen flüssiges „blaues Ammoniak“ nach Japan zur Verwendung als Brennstoff. ^{[ 102 ]} Es entsteht als Nebenprodukt der petrochemischen Industrie und kann ohne Freisetzung von Treibhausgasen verbrannt werden . Seine Energiedichte ist fast doppelt so hoch wie die von flüssigem Wasserstoff. Gelingt es, die Herstellung von grünem Ammoniak ausschließlich mit erneuerbaren Ressourcen zu skalieren, könnte dies einen entscheidenden Beitrag zum Klimaschutz leisten . ^{[ 103 ]}

Grünes Ammoniak gilt als potenzieller Treibstoff für neue Schiffe , einschließlich zukünftiger Containerschiffe . Es wird erwartet, dass Ammoniak als Treibstoffquelle in der Schifffahrt an Bedeutung gewinnen wird ^{[ 104 ].} Die IEA prognostiziert, dass Ammoniak bis 2050 etwa 45 % des Treibstoffbedarfs der Schifffahrt decken wird ^{[ 105 ] .}

Im Jahr 2020 kündigten die Unternehmen DSME und MAN Energy Solutions den Bau eines mit Ammoniak betriebenen Schiffes an. DSME plant, dieses bis 2025 zu kommerzialisieren. ^{[ 106 ]} Auch die Verwendung von Ammoniak als potenzieller alternativer Treibstoff für Flugzeugtriebwerke wird erforscht. ^{[ 107 ]} Darüber hinaus wurden Hybridtriebwerkskonfigurationen für die Überschallluftfahrt mit Ammoniak als Treibstoff untersucht. [ ^{108 ] Japan} verfolgt einen Plan zur Entwicklung einer Ammoniak-Mitverbrennungstechnologie, die den Ammoniakeinsatz in der Stromerzeugung steigern soll. Dies ist Teil der Bemühungen, inländische und andere asiatische Energieversorger bei ihrem Übergang zur Klimaneutralität zu unterstützen . ^{[ 109 ]} Im Oktober 2021 fand die erste Internationale Konferenz über Ammoniak als Treibstoff (ICFA2021) statt. ^{[ 110 ] [ 111 ]}

Im Juni 2022 gelang es der IHI Corporation , die Treibhausgasemissionen bei der Verbrennung von flüssigem Ammoniak in einer 2.000-Kilowatt-Gasturbine um über 99 % zu reduzieren und damit eine CO₂-freie Stromerzeugung zu erreichen _. [ ^{112 ] Im} Juli 2022 vereinbarten die Quad- Staaten Japan, USA, Australien und Indien auf ihrem ersten Energietreffen, die technologische Entwicklung von sauber verbrennendem Wasserstoff und Ammoniak als Kraftstoffe zu fördern. ^{[ 113 ]} Allerdings werden auch 2022 noch erhebliche Mengen an _NOₓ produziert . ^{[ 114 ]} Lachgas stellt ebenfalls ein Problem dar, da es ein Treibhausgas ist, dessen Treibhauspotenzial (GWP) bis zu 300-mal höher ist als das von Kohlendioxid . ^{[ 115 ]}

Ammoniakmotoren, die Ammoniak als Arbeitsmedium nutzen , wurden vorgeschlagen und vereinzelt eingesetzt. ^{[ 116 ]} Das Prinzip ähnelt dem einer feuerlosen Lokomotive , jedoch wird hier Ammoniak anstelle von Dampf oder Druckluft als Arbeitsmedium verwendet. Ammoniakmotoren wurden im 19. Jahrhundert von Goldsworthy Gurney in Großbritannien und in den 1870er und 1880er Jahren von der St. Charles Streetcar Line in New Orleans experimentell eingesetzt. ^{[ 117 ]} Während des Zweiten Weltkriegs trieb Ammoniak in Belgien Busse an . ^{[ 118 ]}

Ammoniak wird gelegentlich als praktikable Alternative zu fossilen Brennstoffen für Verbrennungsmotoren vorgeschlagen . ^{[ 118 ] [ 119 ] [ 120 ] [ 121 ]} Aufgrund seines sehr engen Zündbereichs lässt sich Ammoniak jedoch nicht ohne Weiteres in bestehenden Ottomotoren einsetzen . Trotzdem wurden bereits mehrere Versuche durchgeführt. ^{[ 122 ] [ 123 ] [ 124 ]} Seine hohe Oktanzahl von 120 ^{[ 125 ]} und die niedrige Flammentemperatur ^{[ 126 ]} ermöglichen hohe Verdichtungsverhältnisse ohne erhöhte NO _{_x} -Emissionen. Da Ammoniak keinen Kohlenstoff enthält, entstehen bei seiner Verbrennung weder Kohlendioxid , Kohlenmonoxid , Kohlenwasserstoffe noch Ruß . Bei hoher Temperatur und in Gegenwart eines geeigneten Katalysators zersetzt sich Ammoniak in seine Bestandteile. ^{[ 127 ]} Die Ammoniakzersetzung ist ein leicht endothermer Prozess, der 23 kJ/mol (5,5  kcal/mol ) Ammoniak benötigt und Wasserstoff und Stickstoff liefert .

Auch Ammoniak wurde bereits als Treibstoff für Raketentriebwerke eingesetzt. Das Raketentriebwerk XLR99 von Reaction Motors , das das Hyperschallforschungsflugzeug X-15 antrieb, nutzte flüssiges Ammoniak. Obwohl es nicht so leistungsstark wie andere Treibstoffe war, hinterließ es im wiederverwendbaren Triebwerk keinen Ruß , und seine Dichte entsprach annähernd der Dichte des Oxidationsmittels, flüssigem Sauerstoff , was die Konstruktion des Flugzeugs vereinfachte. Flüssiges Ammoniak stellt zudem eine attraktive Alternative zu flüssigem Wasserstoff als nuklear-thermischer Raketentreibstoff dar und bietet einen höheren Schub (bei geringerer Treibstoffeffizienz ). ^{[ 128 ]}

Das Unternehmen ACWA Power und die Stadt Neom haben den Bau einer Anlage zur Herstellung von grünem Wasserstoff und Ammoniak im Jahr 2020 angekündigt. ^{[ 129 ]}

_{Ammoniak wird zur Abscheidung von} SO₂ aus der Verbrennung fossiler Brennstoffe verwendet . Das entstehende Produkt wird zu Ammoniumsulfat umgewandelt und als Düngemittel eingesetzt. Ammoniak neutralisiert außerdem die von Dieselmotoren emittierten Stickoxide ( NOₓ ₎ . Diese Technologie, die als SCR ( selektive katalytische Reduktion ) bezeichnet wird, basiert auf einem Vanadiumoxid -Katalysator. ^{[ 130 ]}

Ammoniak kann zur Eindämmung von Phosgen- Gasaustritten eingesetzt werden . ^{[ 131 ]}

Ammoniak, dessen Dampf von Riechsalzen freigesetzt wird , findet breite Anwendung als Atemstimulans. Es wird häufig zur illegalen Herstellung von Methamphetamin mittels Birch-Reduktion verwendet . ^{[ 133 ]} Die Birch-Methode zur Methamphetaminherstellung ist gefährlich, da sowohl das Alkalimetall als auch flüssiges Ammoniak extrem reaktiv sind und die Temperatur des flüssigen Ammoniaks es anfällig für explosives Sieden macht, wenn Reagenzien hinzugefügt werden. ^{[ 134 ]}

Flüssiges Ammoniak wird zur Behandlung von Baumwollmaterialien verwendet, wodurch Eigenschaften wie die Mercerisierung mittels Alkalien erzielt werden. Insbesondere wird es zum Vorwaschen von Wolle eingesetzt. ^{[ 135 ]}

Bei Standardbedingungen (Temperatur und Druck) ist Ammoniak weniger dicht als die Atmosphäre und besitzt etwa 45–48 % der Tragkraft von Wasserstoff oder Helium . Ammoniak wurde gelegentlich als Traggas zum Befüllen von Ballons verwendet . Aufgrund seines relativ hohen Siedepunkts (verglichen mit Helium und Wasserstoff) könnte Ammoniak an Bord eines Luftschiffs gekühlt und verflüssigt werden , um den Auftrieb zu verringern und Ballast hinzuzufügen (und anschließend wieder verflüssigt werden, um den Auftrieb zu erhöhen und den Ballast zu verringern). ^{[ 136 ]}

Ammoniak wurde verwendet, um gevierteltes Weißeichenholz in Möbeln des Arts & Crafts- und Mission-Stils dunkler zu färben. Ammoniakdämpfe reagieren mit den natürlichen Gerbstoffen im Holz und bewirken so eine Farbveränderung. ^{[ 137 ]}

Ammoniak wird als Bestandteil verschiedener Reinigungsmittel verwendet, beispielsweise in Windex (bis 2006), und zwar in Form einer Ammoniaklösung .

Die US-amerikanische Arbeitsschutzbehörde (OSHA) hat einen 15-minütigen Expositionsgrenzwert für gasförmiges Ammoniak in der Raumluft von 35 ppm (Volumenprozent) und einen 8-stündigen Expositionsgrenzwert von 25 ppm (Volumenprozent) festgelegt. ^{[ 139 ]} Das Nationale Institut für Arbeitssicherheit und Gesundheitsschutz (NIOSH) hat kürzlich den IDLH-Wert (unmittelbar lebens- oder gesundheitsgefährdend, die Konzentration, der ein gesunder Arbeitnehmer 30 Minuten lang ausgesetzt sein kann, ohne irreversible Gesundheitsschäden zu erleiden) von 500 auf 300 ppm gesenkt. Diese Senkung basiert auf neueren, konservativeren Interpretationen von Forschungsergebnissen aus dem Jahr 1943. Andere Organisationen verwenden abweichende Expositionsgrenzwerte. Die US-Marinestandards [US Bureau of Ships 1962] legen folgende maximal zulässige Konzentrationen (MAC) fest: 25 ppm für eine kontinuierliche Exposition (60 Tage) und 400 ppm für eine einstündige Exposition. ^{[ 140 ]}

Ammoniak ist reizend, und die Reizwirkung verstärkt sich mit steigender Konzentration; der zulässige Expositionsgrenzwert liegt bei 25  ppm , und Konzentrationen über 500 ppm sind tödlich. ^{[ 141 ]}

Ammoniakdampf hat einen stechenden, reizenden Geruch, der vor potenziell gefährlicher Exposition warnt. Die durchschnittliche Geruchsschwelle liegt bei 5 ppm und damit weit unterhalb jeglicher Gefahren- oder Schadensgefahr. Die Exposition gegenüber sehr hohen Konzentrationen von gasförmigem Ammoniak kann zu Lungenschäden und zum Tod führen. ^{[ 139 ]} In den USA wird Ammoniak als nicht brennbares Gas reguliert, erfüllt aber die Definition eines Stoffes, der beim Einatmen giftig ist und für den Transport von Mengen über 3.500 US-Gallonen (13.000 Liter; 2.900 britische Gallonen) eine Gefahrgutgenehmigung erfordert. ^{[ 142 ]}

Die Toxizität von Ammoniaklösungen verursacht normalerweise keine Probleme für Menschen und andere Säugetiere, da diese über Stoffwechselwege verfügen, die eine Anreicherung von Ammoniak im Blutkreislauf verhindern. Ammoniak wird durch das Enzym Carbamoylphosphatsynthetase in Carbamoylphosphat umgewandelt und gelangt dann in den Harnstoffzyklus , wo es in Aminosäuren eingebaut oder als Harnstoff ausgeschieden wird. ^{[ 143 ]}

Fische und Amphibien besitzen diesen internen Entgiftungsmechanismus nicht, da sie Ammoniak normalerweise direkt ins umgebende Wasser abgeben. Daher reagieren sie äußerst empfindlich auf erhöhte Ammoniakkonzentrationen in der Umwelt: Selbst geringe Mengen im Wasser können die Ausscheidung behindern und zu einer toxischen Anreicherung führen. Aus diesem Grund wird Ammoniak in aquatischen Ökosystemen als umweltgefährdend eingestuft . Atmosphärisches Ammoniak spielt zudem eine wichtige Rolle bei der Bildung von Feinstaub . ^{[ 144 ]}

Ammoniak ist auch ein Bestandteil von Tabakrauch . ^{[ 145 ]}

Ammoniak ist in den Abwässern von Kokereien als flüssiges Nebenprodukt der Koksherstellung aus Kohle enthalten . ^{[ 146 ]} In einigen Fällen wird das Ammoniak in die Meeresumwelt eingeleitet , wo es als Schadstoff wirkt. Das Stahlwerk Whyalla in Südaustralien ist ein Beispiel für eine Kokerei, die Ammoniak ins Meer einleitet. ^{[ 147 ]}

Ammoniakvergiftung gilt als Ursache für ansonsten unerklärliche Verluste in Fischzuchtbetrieben . Überschüssiges Ammoniak kann sich anreichern und Stoffwechselveränderungen oder einen Anstieg des pH-Werts im Körper der betroffenen Organismen verursachen. Die Toleranz variiert zwischen den Fischarten. ^{[ 148 ]} Bereits in niedrigen Konzentrationen um 0,05 mg/l ist nicht-ionisiertes Ammoniak schädlich für Fische und kann zu schlechtem Wachstum und Futterverwertung, verminderter Fruchtbarkeit und erhöhter Anfälligkeit für bakterielle Infektionen und Krankheiten führen. ^{[ 149 ]} Bei Exposition gegenüber überschüssigem Ammoniak können Fische Gleichgewichtsstörungen, Übererregbarkeit, erhöhte Atmungsaktivität und Sauerstoffaufnahme sowie einen erhöhten Herzschlag erleiden. ^{[ 148 ]} Konzentrationen über 2,0 mg/l verursachen durch Ammoniak Kiemen- und Gewebeschäden, extreme Lethargie, Krämpfe, Koma und Tod. ^{[ 148 ] [ 150 ]} Experimente haben gezeigt, dass die letale Konzentration für verschiedene Fischarten zwischen 0,2 und 2,0 mg/L liegt. ^{[ 150 ]}

Im Winter, wenn die Futtermenge für Aquakulturbestände reduziert wird, können die Ammoniakwerte ansteigen. Niedrigere Umgebungstemperaturen verringern die Photosyntheserate der Algen, wodurch weniger Ammoniak von den vorhandenen Algen abgebaut wird. In Aquakulturen, insbesondere in großem Maßstab, gibt es kein schnell wirkendes Mittel gegen erhöhte Ammoniakwerte. Zur Reduzierung von Schäden an den Zuchtfischen ^{[ 150 ]} und in offenen Gewässern an der Umwelt wird Prävention statt Korrektur empfohlen.

Ähnlich wie Propan siedet wasserfreies Ammoniak bei Atmosphärendruck unterhalb der Raumtemperatur. Ein Lagerbehälter mit einem Druck von 250  psi (1,7  MPa ) eignet sich zur Lagerung der Flüssigkeit. ^{[ 151 ]} Ammoniak findet in zahlreichen industriellen Anwendungen Verwendung , die Lagerbehälter aus Kohlenstoffstahl oder Edelstahl erfordern. Ammoniak mit einem Wassergehalt von mindestens 0,2 Gew.-% ist nicht korrosiv gegenüber Kohlenstoffstahl. Lagertanks _aus Kohlenstoffstahl mit einem Wassergehalt von mindestens 0,2 Gew.-% können über 50 Jahre im Einsatz bleiben. [ ^{152 ] Experten} warnen davor, dass Ammoniumverbindungen mit Basen in Kontakt kommen dürfen (außer in einer beabsichtigten und kontrollierten Reaktion), da gefährliche Mengen Ammoniakgas freigesetzt werden können.

Die Gefahren von Ammoniaklösungen hängen von ihrer Konzentration ab: „Verdünnte“ Ammoniaklösungen enthalten üblicherweise 5–10 Gew.-% (< 5,62 mol/L); „konzentrierte“ Lösungen werden üblicherweise mit > 25 Gew.-% hergestellt. Eine 25 Gew.-%ige Lösung hat eine Dichte von 0,907 g/cm³ ^, und eine Lösung mit geringerer Dichte ist konzentrierter. Die EU-Klassifizierung von Ammoniaklösungen ist in der Tabelle aufgeführt.

Konzentration nach Gewicht (w/w)	Molarität	Konzentration Masse/Volumen (w/v)	GHS-Piktogramme	H-Phrasen
5–10 %	2,87–5,62 mol/L	48,9–95,7 g/L		H314
10–25 %	5,62–13,29 mol/L	95,7–226,3 g/L		H314 , H335 , H400
>25 %	>13,29 mol/L	>226,3 g/L		H314 , H335 , H400 , H411

Ammoniakdämpfe aus konzentrierten Ammoniaklösungen reizen Augen und Atemwege stark . Experten warnen daher davor, diese Lösungen nur im Abzug zu handhaben . Gesättigte Lösungen (0,880 – siehe Abschnitt Eigenschaften ) können bei warmem Wetter in einer geschlossenen Flasche einen erheblichen Druck entwickeln. Experten raten daher, die Flasche vorsichtig zu öffnen. Bei 25%igen Lösungen (0,900) ist dies in der Regel kein Problem.

Experten warnen davor, Ammoniaklösungen mit Halogenen zu mischen , da dabei giftige und/oder explosive Produkte entstehen. Sie weisen außerdem darauf hin, dass der längere Kontakt von Ammoniaklösungen mit Silber- , Quecksilber- oder Iodidsalzen ebenfalls zur Bildung explosiver Produkte führen kann. Solche Gemische entstehen häufig bei der qualitativen anorganischen Analyse . Nach Abschluss der Analyse muss die Lösung leicht angesäuert, aber nicht konzentriert werden (< 6 % w/v), bevor sie entsorgt wird.

Wasserfreies Ammoniak ist als giftig ( T ) und umweltgefährdend ( N ) eingestuft. Das Gas ist entzündlich ( Selbstentzündungstemperatur : 651 °C) und kann mit Luft explosive Gemische (16–25 %) bilden. Der zulässige Expositionsgrenzwert (PEL) in den Vereinigten Staaten beträgt 50  ppm (35 mg/m³ ⁾ , während die IDLH- Konzentration auf 300 ppm geschätzt wird . Wiederholte Ammoniakexposition verringert die Geruchsempfindlichkeit: Normalerweise ist der Geruch bei Konzentrationen unter 50 ppm wahrnehmbar, desensibilisierte Personen können ihn jedoch selbst bei Konzentrationen von 100 ppm nicht mehr riechen. Wasserfreies Ammoniak korrodiert Kupfer- und Zinklegierungen , weshalb Messingarmaturen für den Umgang mit dem Gas ungeeignet sind. Flüssiges Ammoniak kann außerdem Gummi und bestimmte Kunststoffe angreifen.

Ammoniak reagiert heftig mit Halogenen . Stickstofftriiodid , ein hochexplosiver Stoff , entsteht bei der Reaktion von Ammoniak mit Iod . Ammoniak verursacht die explosive Polymerisation von Ethylenoxid . Es bildet außerdem explosive, fulminante Verbindungen mit Verbindungen von Gold , Silber , Quecksilber , Germanium oder Tellur sowie mit Stibin . Heftige Reaktionen wurden auch mit Acetaldehyd , Hypochloritlösungen , Kaliumhexacyanoferrat(III ) und Peroxiden beobachtet .

Ammoniak zählt zu den anorganischen Chemikalien mit den höchsten Produktionsraten. Die Produktion wird mitunter in Bezug auf „fixierten Stickstoff“ angegeben. Die weltweite Produktion wurde 2020 auf 160 Millionen Tonnen (147 Millionen Tonnen fixierter Stickstoff) geschätzt. ^{[ 154 ]} China trug mit 26,5 % dazu bei, gefolgt von Russland mit 11,0 %, den Vereinigten Staaten mit 9,5 % und Indien mit 8,3 %. ^{[ 154 ]}

Vor Beginn des Ersten Weltkriegs wurde Ammoniak hauptsächlich durch Trockendestillation ^{[ 155 ]} stickstoffhaltiger pflanzlicher und tierischer Abfallprodukte, einschließlich Kamelmist , gewonnen, wobei es durch Reduktion von salpetriger Säure und Nitriten mit Wasserstoff destilliert wurde ; außerdem wurde es durch Destillation von Kohle und auch durch die Zersetzung von Ammoniumsalzen durch alkalische Hydroxide ^{[ 156 ]} wie Branntkalk [ ^{31 ] hergestellt} .

Für die Synthese im kleinen Labormaßstab kann man Harnstoff und Calciumhydroxid oder Natriumhydroxid erhitzen :

Das Haber - Bosch- Verfahren ^{[ 157 ]} ist das wichtigste industrielle Verfahren zur Ammoniakherstellung . ^{[ 158 ] [ 159 ]} Es wandelt atmosphärischen Stickstoff (N ₂ ) durch Reaktion mit Wasserstoff (H ₂ ) unter Verwendung von fein verteiltem Eisenmetall als Katalysator in Ammoniak (NH _{3 ) um.}

${\displaystyle {\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}\qquad {\Delta H_{\mathrm {298~K} }^{\circ }=-92,28~{\text{kJ pro Mol }}{\ce {N2}}}}$

Diese Reaktion ist exotherm , aber entropisch ungünstig, da vier Äquivalente an Reaktionsgasen in zwei Äquivalente an Produktgas umgewandelt werden. Aufgrund der extrem hohen kinetischen Barrieren für die Bindungsspaltung sind jedoch hohe Drücke und Temperaturen erforderlich, um die Reaktion voranzutreiben . Das Haber-Bosch-Verfahren wurde ursprünglich von dem deutschen Chemiker Fritz Haber entwickelt und einige Jahre später von Carl Bosch weiterentwickelt.

Die deutschen Chemiker Fritz Haber und Carl Bosch entwickelten das Verfahren im ersten Jahrzehnt des 20. Jahrhunderts, und seine höhere Effizienz gegenüber bestehenden Methoden wie dem Birkeland-Eyde- und dem Frank-Caro -Verfahren stellte einen bedeutenden Fortschritt in der industriellen Ammoniakproduktion dar. ^{[ 160 ] [ 161 ] [ 162 ]}

Das Haber-Bosch-Verfahren lässt sich mit der Dampfreformierung kombinieren , um Ammoniak mit nur drei chemischen Ausgangsstoffen herzustellen: Wasser, Erdgas und Stickstoff aus der Luft. Sowohl Haber als auch Bosch wurden schließlich mit dem Nobelpreis für Chemie ausgezeichnet : Haber 1918 speziell für die Ammoniaksynthese und Bosch 1931 für verwandte Beiträge zur Hochdruckchemie .

Die elektrochemische Ammoniaksynthese beinhaltet die reduktive Bildung von Lithiumnitrid , das mit Hilfe einer Protonenquelle zu Ammoniak protoniert werden kann. Die erste Anwendung dieser Methode wurde 1930 beschrieben. Dabei wurden Lithiumlösungen in Ethanol zur Ammoniakherstellung bei Drücken von bis zu 1000 bar verwendet, wobei Ethanol als Protonenquelle diente. ^{[ 163 ]} Neben der reinen Vermittlung des Protonentransfers zur Stickstoffreduktionsreaktion spielt Ethanol eine vielschichtige Rolle: Es beeinflusst Elektrolytumwandlungen und trägt zur Bildung der Festelektrolyt-Grenzschicht bei, wodurch die Gesamtreaktionseffizienz gesteigert wird. ^{[ 164 ] [ 165 ]}

1994 nutzten Tsuneto et al. die Lithium-Elektrodeposition in Tetrahydrofuran zur Ammoniaksynthese bei moderateren Drücken mit akzeptabler Faradaischer Ausbeute . ^{[ 166 ]} In nachfolgenden Studien wurde das Ethanol-Tetrahydrofuran-System für die elektrochemische Ammoniaksynthese weiter untersucht. ^{[ 165 ] [ 167 ]}

Im Jahr 2020 wurde gezeigt, dass eine lösungsmittelunabhängige Gasdiffusionselektrode den Stickstofftransport zum reaktiven Lithium verbessert. Es wurden NH₃ _- Produktionsraten von bis zu 30 ± 5 nmol/(s⋅cm² ⁾ und Faradaische Wirkungsgrade von bis zu 47,5 ± 4 % bei Umgebungstemperatur und 1 bar Druck erreicht. ^{[ 168 ]}

Im Jahr 2021 wurde gezeigt, dass Ethanol durch ein Tetraalkylphosphoniumsalz ersetzt werden kann . [ ^{169 ] In} der Studie wurden NH₃ _- Produktionsraten von 53 ± 1 nmol/(s⋅cm² ⁾ bei einer Faradaischen Ausbeute von 69 ± 1 % unter einem Wasserstoffpartialdruck von 0,5 bar und einem Stickstoffpartialdruck von 19,5 bar bei Umgebungstemperatur beobachtet. ^{[ 169 ]} Technologien, die auf dieser Elektrochemie basieren, werden für die Herstellung von Düngemitteln und Kraftstoffen entwickelt. ^{[ 170 ] [ 171 ]}

Im Jahr 2022 wurde Ammoniak mittels eines lithiumvermittelten Verfahrens in einem kontinuierlichen Durchflusselektrolyseur hergestellt, wobei auch Wasserstoffgas als Protonenquelle genutzt wurde. In der Studie wurde Ammoniak mit einer Faradaischen Ausbeute von 61 ± 1 % bei einer Stromdichte von −6 mA/cm², ¹ bar und Raumtemperatur synthetisiert. ^{[ 172 ]}

Ammoniak ist lebensnotwendig. ^{[ 174 ]} Es wird beispielsweise für die Bildung von Aminosäuren und Nukleinsäuren benötigt , den grundlegenden Bausteinen des Lebens. Ammoniak ist jedoch hochgiftig. Daher verwendet die Natur Transportproteine ​​für Ammoniak. Innerhalb einer Zelle übernimmt Glutamat diese Funktion. Im Blutkreislauf dient Glutamin als Ammoniakquelle. ^{[ 175 ]}

Ethanolamin, das für Zellmembranen benötigt wird, ist das Substrat für die Ethanolamin-Ammoniak-Lyase , die Ammoniak produziert: ^{[ 176 ].}

Ammoniak ist sowohl ein Stoffwechselprodukt als auch ein Stoffwechselprodukt in der gesamten Biosphäre . Es ist eine wichtige Stickstoffquelle für Lebewesen. Obwohl atmosphärischer Stickstoff in großen Mengen vorhanden ist (über 75 %), können nur wenige Lebewesen ihn in seiner zweiatomigen Form, dem Stickstoffgas N₂ _, nutzen . Daher ist die Stickstofffixierung für die Synthese von Aminosäuren, den Bausteinen der Proteine , unerlässlich . Einige Pflanzen sind auf Ammoniak und andere stickstoffhaltige Abfallprodukte angewiesen, die durch verrottendes Material in den Boden gelangen. Andere, wie beispielsweise stickstofffixierende Leguminosen , profitieren von Symbiosen mit Rhizobien -Bakterien, die Ammoniak aus atmosphärischem Stickstoff erzeugen. ^{[ 177 ]}

Das Einatmen hoher Ammoniakkonzentrationen kann beim Menschen tödlich sein. Ammoniak ist neurotoxisch und kann Kopfschmerzen , Ödeme , Gedächtnisstörungen, Krampfanfälle und Koma verursachen . ^{[ 178 ]}

In bestimmten Organismen wird Ammoniak aus atmosphärischem Stickstoff durch Enzyme , sogenannte Nitrogenasen, gebildet . Dieser Gesamtprozess wird als Stickstofffixierung bezeichnet . Intensive Forschungsbemühungen wurden unternommen, um den Mechanismus der biologischen Stickstofffixierung zu verstehen. Das wissenschaftliche Interesse an diesem Problem ist durch die ungewöhnliche Struktur des aktiven Zentrums des Enzyms motiviert, das aus einem Fe _₇MoS_₉-Ensemble besteht. ^{[ 179 ]}

Ammoniak ist auch ein Stoffwechselprodukt der Aminosäuredesaminierung , katalysiert durch Enzyme wie die Glutamatdehydrogenase 1. Ammoniak wird häufig von Wassertieren ausgeschieden. Beim Menschen wird es (in der Leber ) schnell zu Harnstoff umgewandelt , der deutlich weniger toxisch und insbesondere weniger basisch ist . Dieser Harnstoff ist ein Hauptbestandteil des Trockengewichts des Urins . Die meisten Reptilien, Vögel, Insekten und Schnecken scheiden Harnsäure ausschließlich als stickstoffhaltiges Abfallprodukt aus.

Ammoniak spielt sowohl in der normalen als auch in der pathologischen Tierphysiologie eine Rolle . Es wird im Rahmen des normalen Aminosäurestoffwechsels biosynthetisiert und ist in hohen Konzentrationen toxisch. Die Leber wandelt Ammoniak über eine Reihe von Reaktionen, den sogenannten Harnstoffzyklus , in Harnstoff um . Leberfunktionsstörungen, wie sie beispielsweise bei Leberzirrhose auftreten , können zu erhöhten Ammoniakwerten im Blut ( Hyperammonämie ) führen. Ebenso führen Defekte der für den Harnstoffzyklus verantwortlichen Enzyme, wie beispielsweise der Ornithin-Transcarbamylase , zu Hyperammonämie . Hyperammonämie trägt zur Verwirrtheit und zum Koma bei der hepatischen Enzephalopathie sowie zu den neurologischen Erkrankungen bei, die häufig bei Menschen mit Harnstoffzyklusdefekten und organischen Azidurien auftreten . ^{[ 180 ]}

Ammoniak ist wichtig für den normalen Säure-Basen-Haushalt von Tieren. Nach der Bildung von Ammonium aus Glutamin kann α -Ketoglutarat zu zwei Bicarbonat- Ionen abgebaut werden, die dann als Puffer für Säuren aus der Nahrung zur Verfügung stehen. Ammonium wird über den Urin ausgeschieden, was zu einem Nettoverlust an Säure führt. Ammoniak kann selbst durch die Nierentubuli diffundieren, sich mit einem Wasserstoffion verbinden und so eine weitere Säureausscheidung ermöglichen . ^{[ 181 ]}

Ammoniumionen sind ein toxisches Stoffwechselprodukt bei Tieren . Bei Fischen und aquatischen Wirbellosen werden sie direkt ins Wasser ausgeschieden. Bei Säugetieren, Haien und Amphibien werden sie im Harnstoffzyklus zu Harnstoff umgewandelt, der weniger toxisch ist und besser gespeichert werden kann. Bei Vögeln, Reptilien und Landschnecken wird metabolisches Ammonium in Harnsäure umgewandelt , die fest ist und daher mit minimalem Wasserverlust ausgeschieden werden kann. ^{[ 182 ]}

Ammoniak wurde in den Atmosphären der Riesenplaneten Jupiter , Saturn , Uranus und Neptun nachgewiesen , zusammen mit anderen Gasen wie Methan , Wasserstoff und Helium . Im Inneren des Saturn könnten gefrorene Ammoniakkristalle vorhanden sein. ^{[ 183 ]}

Ammoniak wurde 1968 erstmals im interstellaren Raum nachgewiesen, basierend auf Mikrowellenstrahlung aus Richtung des galaktischen Kerns . ^{[ 184 ]} Es war das erste mehratomige Molekül, das auf diese Weise entdeckt wurde. Die Empfindlichkeit des Moleküls gegenüber einem breiten Spektrum an Anregungen und die einfache Beobachtbarkeit in verschiedenen Regionen haben Ammoniak zu einem der wichtigsten Moleküle für die Erforschung von Molekülwolken gemacht . ^{[ 185 ]} Die relative Intensität der Ammoniaklinien kann zur Messung der Temperatur des emittierenden Mediums genutzt werden.

Folgende Ammoniakisotopenspezies wurden nachgewiesen: NH₃ _, ^¹⁵NH₃ , NH₂D , _NHD₂ und _{ND₃ .} Der Nachweis von dreifach _deuteriertem Ammoniak war überraschend , da Deuterium relativ selten ist. Man vermutet , dass die niedrigen Temperaturen das Überleben und die Anreicherung dieses Moleküls ermöglichen ^{. [ 186} ]

Seit seiner Entdeckung im interstellaren Raum hat sich Ammoniak ₍ NH₃ ₎ als unschätzbares spektroskopisches Werkzeug zur Erforschung des interstellaren Mediums erwiesen. Dank einer Vielzahl von Übergängen, die auf ein breites Spektrum an Anregungsbedingungen reagieren, konnte Ammoniak in der Astronomie vielfach nachgewiesen werden – seine Entdeckung wurde in Hunderten von Fachartikeln dokumentiert. Nachfolgend finden Sie eine Auswahl an Fachartikeln, die die Bandbreite der zur Ammoniakidentifizierung verwendeten Detektoren verdeutlicht.

Die Erforschung des interstellaren Ammoniaks war in den letzten Jahrzehnten für eine Reihe von Forschungsbereichen von Bedeutung. Einige davon werden im Folgenden erläutert und beinhalten hauptsächlich die Verwendung von Ammoniak als interstellares Thermometer.

Die interstellare Häufigkeit von Ammoniak wurde in verschiedenen Umgebungen gemessen. Das Verhältnis [ NH₃ _] /[ H₂ _] wurde auf Werte zwischen 10⁻⁷ ⁱⁿ kleinen Dunkelwolken ^{[ 187 ]} und 10⁻⁵ ^im dichten Kern des Orion-Molekülwolkenkomplexes ^{[ 188 ]} geschätzt . Obwohl insgesamt 18 Produktionswege vorgeschlagen wurden ^{[ 189 ],} ist der Hauptbildungsmechanismus für interstellares NH₃ die _{folgende Reaktion:}

Die Geschwindigkeitskonstante k dieser Reaktion hängt von der Umgebungstemperatur ab und hat bei 10 K einen Wert von ^{[ 190} ] . Die Geschwindigkeitskonstante wurde mit der Formel [ 190 ] berechnet . Für ^die primäre Bildungsreaktion gilt: a  = ${\displaystyle 5,2\times 10^{-6}}$${\displaystyle k=a(T/300)^{B}}$1,05 × 10⁻⁶ und B = −0,47 . Unter der Annahme einer NH₄⁺ - Häufigkeit vonfür Molekülwolken typischenElektronenhäufigkeit von 10⁻⁷ ^{erfolgt die Bildung} mit ^{einer Rate von}${\displaystyle 3\times 10^{-7}}$1,6 × 10 ⁻⁹  cm ⁻³ s ⁻¹ in einer Molekülwolke mit einer Gesamtdichte10 ⁵  cm ⁻³ . ^{[ 191 ]}

Alle anderen vorgeschlagenen Bildungsreaktionen weisen Geschwindigkeitskonstanten auf, die um zwei bis dreizehn Größenordnungen kleiner sind, wodurch ihr Beitrag zur Ammoniakkonzentration relativ unbedeutend ist. ^{[ 192 ]} Ein Beispiel für den geringen Beitrag anderer Bildungsreaktionen ist die folgende Reaktion:

hat eine Geschwindigkeitskonstante von 2,2 × 10 ⁻¹⁵ . Unter der Annahme von H ₂ -Dichten von 10 ⁵ und einem [ NH ₂ ]/[ H ₂ ]-Verhältnis von 10 ⁻⁷ verläuft diese Reaktion mit einer Geschwindigkeit von 2,2 × 10 ⁻¹² , also mehr als drei Größenordnungen langsamer als die oben genannte primäre Reaktion.

Weitere mögliche Bildungsreaktionen sind:

_{Insgesamt wurden 113 Reaktionen vorgeschlagen ,} die zur Zerstörung von NH₃ führen . 39 davon sind in umfangreichen Tabellen zur Chemie von C-, N- und O-Verbindungen aufgeführt. ^{[ 193 ]} Eine Übersichtsarbeit zu interstellarem Ammoniak nennt die folgenden Reaktionen als Hauptdissoziationsmechanismen: ^{[ 185 ]}

mit Geschwindigkeitskonstanten von 4,39 × 10⁻⁹ ^{[ 194 ] bzw.} 2,2 × 10⁻⁹ ^[ 195 ^{] .} Die obigen Gleichungen ( 1 , 2 ) laufen mit Geschwindigkeiten von 8,8 × 10⁻⁹ ^bzw. 4,4 × ^{10⁻¹³ ab} . Diese Berechnungen basieren auf den angegebenen Geschwindigkeitskonstanten und Häufigkeiten von [ NH ₃ ]/[ H ₂ ] = ^10⁻⁵ , [ [H ₃ ] ^⁺ ]/[ H ₂ ] = 2 × ^10⁻⁵ , [ HCO⁺ ^] /[ H ₂ ] = 2 × ^10⁻⁹ sowie Gesamtdichten von n = ^10⁵ , wie sie typisch für kalte, dichte Molekülwolken sind. ^{[ 196 ]} Von diesen beiden primären Reaktionen ist Gleichung ( 1 ) eindeutig die dominierende Zerstörungsreaktion, deren Reaktionsgeschwindigkeit etwa 10.000-mal höher ist als die von Gleichung ( 2 ). Dies ist auf die relativ hohe Konzentration von [H ₃ ] ⁺ zurückzuführen .

Radiobeobachtungen von NH₃ mit dem 100-m-Radioteleskop in Effelsberg zeigen _, dass die Ammoniaklinie in zwei Komponenten aufgespalten ist: einen Hintergrundkamm und einen unaufgelösten Kern. Der Hintergrund korrespondiert gut mit den Positionen, an denen zuvor CO nachgewiesen wurde. ^{[ 197 ]} Das 25-m- Teleskop in Chilbolton, England , detektierte Radiosignaturen von Ammoniak in H-II-Regionen , HNH₂O _- Masern , H-H-Objekten und anderen Objekten, die mit Sternentstehung in Verbindung stehen. Ein Vergleich der Emissionslinienbreiten deutet darauf hin, dass turbulente oder systematische Geschwindigkeiten in den zentralen Kernen von Molekülwolken nicht zunehmen. ^{[ 198 ]}

In mehreren galaktischen Objekten, darunter W3(OH), Orion A , W43 , W51 und fünf Quellen im galaktischen Zentrum, wurde Mikrowellenstrahlung von Ammoniak beobachtet. Die hohe Nachweisrate deutet darauf hin, dass es sich um ein häufig vorkommendes Molekül im interstellaren Medium handelt und dass Regionen hoher Dichte in der Galaxie häufig sind. ^{[ 199 ]}

VLA -Beobachtungen von NH₃ in sieben Regionen mit hochenergetischen Gasausflüssen zeigten Kondensationen von weniger als 0,1  pc in L1551, S140 und Cepheus A. In Cepheus A wurden drei einzelne Kondensationen detektiert, eine davon mit einer stark länglichen Form. Sie _könnten eine wichtige Rolle bei der Entstehung des bipolaren Ausflusses in der Region spielen. ^{[ 200 ]}

Extragalaktische Ammoniak-Moleküle wurden mit dem VLA in IC 342 abgebildet . Das heiße Gas weist Temperaturen über 70 K auf, was aus Ammoniak-Linienverhältnissen abgeleitet wurde, und scheint eng mit den innersten Bereichen des im CO sichtbaren Kernbalkens verbunden zu sein. _[ ^{201 ] NH₃} wurde außerdem mit dem VLA in Richtung einer Stichprobe von vier galaktischen ultrakompakten HII-Regionen beobachtet: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96−0.02 und G31.41+0.31. Basierend auf Temperatur- und Dichteanalysen wird geschlossen, dass solche Ansammlungen im Allgemeinen wahrscheinlich Orte massereicher Sternentstehung in einer frühen Entwicklungsphase vor der Entstehung einer ultrakompakten HII-Region sind. ^{[ 202 ]}

Absorption bei 2,97 Mikrometern aufgrund von festem Ammoniak wurde in interstellaren Staubkörnern im Becklin-Neugebauer-Objekt und vermutlich auch in NGC 2264-IR beobachtet. Dieser Nachweis trug zur Erklärung der physikalischen Form zuvor schlecht verstandener und verwandter Eisabsorptionslinien bei. ^{[ 203 ]}

Ein Spektrum der Jupiterscheibe wurde mit Hilfe des Kuiper Airborne Observatory aufgenommen und deckt den Spektralbereich von 100 bis 300 cm⁻¹ ab ^. Die Analyse des Spektrums liefert Informationen über die globalen mittleren Eigenschaften von Ammoniakgas und eines Ammoniak-Eisnebels. ^{[ 204 ]}

Insgesamt wurden 149 Positionen von Dunkelwolken mithilfe der rotierenden Inversionslinie (J,K) = (1,1) von NH₃ auf Hinweise auf „dichte Kerne“ untersucht _. Im Allgemeinen sind die Kerne nicht kugelförmig, sondern weisen Achsenverhältnisse zwischen 1,1 und 4,4 auf. Es zeigte sich außerdem, dass Kerne mit Sternen breitere Spektrallinien aufweisen als Kerne ohne Sterne. ^{[ 205 ]}

Ammoniak wurde im Draconebel und in einer oder möglicherweise zwei Molekülwolken nachgewiesen, die mit dem hochbreiten galaktischen Infrarot-Cirrus assoziiert sind . Dieser Befund ist bedeutsam, da es sich dabei um die Geburtsorte von Sternen des Spektraltyps B mit Metallizität der Population I im galaktischen Halo handeln könnte, die ihren Ursprung in der galaktischen Scheibe haben könnten. ^{[ 206 ]}

Durch den Vergleich von stimulierter und spontaner Emission lässt sich eine Beziehung zwischen Anregungstemperatur und Dichte herstellen. Da die Übergangsniveaus von Ammoniak bei niedrigen Temperaturen näherungsweise durch ein Zwei-Niveau-System beschrieben werden können, ist diese Berechnung relativ einfach. Dieses Prinzip lässt sich auf Dunkelwolken anwenden, Regionen mit vermuteten extrem niedrigen Temperaturen und potenziellen Orten zukünftiger Sternentstehung. Ammoniaknachweise in Dunkelwolken zeigen sehr schmale Linien – ein Indiz nicht nur für niedrige Temperaturen, sondern auch für geringe Turbulenzen im Inneren der Wolke. Berechnungen des Linienverhältnisses liefern eine von früheren CO-Beobachtungen unabhängige Messung der Wolkentemperatur. Die Ammoniakbeobachtungen stimmten mit CO-Messungen von Rotationstemperaturen von ≈10 K überein. Damit lassen sich Dichten bestimmen, die in Dunkelwolken zwischen 10⁴ und 10⁵ cm⁻³ liegen _. Kartierungen von ^NH₃ ergeben ^typische  Wolkengrößen ^von 0,1 pc  und Massen nahe einer Sonnenmasse. Diese kalten, dichten Kerne sind die Orte zukünftiger Sternentstehung.

Ultrakompakte HII-Regionen zählen zu den besten Indikatoren für die Entstehung massereicher Sterne. Das dichte Material, das diese Regionen umgibt, besteht wahrscheinlich hauptsächlich aus Molekülen. Da eine umfassende Untersuchung der Entstehung massereicher Sterne zwangsläufig auch die Wolke einbezieht, aus der der Stern entstanden ist, ist Ammoniak ein unschätzbares Werkzeug zum Verständnis dieses umgebenden molekularen Materials. Da dieses molekulare Material räumlich aufgelöst werden kann, lassen sich die Heiz- und Ionisationsquellen, Temperaturen, Massen und Größen der Regionen eingrenzen. Dopplerverschobene Geschwindigkeitskomponenten ermöglichen die Trennung verschiedener Regionen molekularen Gases, die Ausflüsse und heiße Kerne entstehender Sterne nachweisen können.

Ammoniak wurde in externen Galaxien nachgewiesen ^{[ 207 ] [ 208 ]} , und durch die gleichzeitige Messung mehrerer Spektrallinien lässt sich die Gastemperatur in diesen Galaxien direkt bestimmen. Linienverhältnisse deuten auf hohe Gastemperaturen (≈50 K) hin, die von dichten Wolken mit Ausdehnungen von mehreren zehn Parsec stammen. Dieses Bild stimmt mit dem in unserer Milchstraße überein : Heiße, dichte Molekülkerne bilden sich um neu entstehende Sterne, die in größere Wolken aus Molekülmaterial mit einer Ausdehnung von mehreren hundert Parsec (Riesenmolekülwolken; GMCs) eingebettet sind.

• Ammoniak (Datenseite)  – Chemische Datenseite
• Ammoniakbrunnen  – Art der chemischen Demonstration
• Ammoniakproduktion  – Überblick über Geschichte und Methoden zur Herstellung von _NH₃
• Ammoniaklösung  – Chemische Verbindung
• Stromkosten nach Energiequelle  – Kostenvergleich verschiedener Stromerzeugungsquellen
• Formiergas  – Gemisch aus Wasserstoff und Stickstoff
• Haber-Bosch-Verfahren  – Industrielles Verfahren zur Ammoniakproduktion
• Hydrazin  – Farblose, entzündbare Flüssigkeit mit ammoniakartigem Geruch
• Wasserreinigung  – Verfahren zur Entfernung von Verunreinigungen aus Wasser