Ammoniumchlorid

Strukturformel
	AmmoniumionChloridion
Allgemeines
Name	Ammoniumchlorid
Andere Namen	Ammoniummuriat; Ammoniaksalz; Lötstein; Salmiak; 510 (INS); Vorlage:INCI;
Summenformel	NH4Cl
Kurzbeschreibung	farbloser, geruchloser, kühlend salzig schmeckender Feststoff<ref name="LdC">Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): Lexikon der Chemie, Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2001.</ref><ref name="TMI"></ref>
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	235-186-4
ECHA-InfoCard	100.031.976
PubChem	25517
ChemSpider	23807
DrugBank	DB06767
Wikidata	[[:d:Lua-Fehler in Modul:Wikidata, Zeile 1464: attempt to index field 'wikibase' (a nil value)\|Lua-Fehler in Modul:Wikidata, Zeile 1464: attempt to index field 'wikibase' (a nil value)]]
Arzneistoffangaben
ATC-Code	G04BA01
Eigenschaften
Molare Masse	53,49 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,52 g·cm−3<ref name="GESTIS">Eintrag zu Vorlage:Linktext-Check in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFAVorlage:Abrufdatum (JavaScript erforderlich)</ref>
Schmelzpunkt	zersetzt sich bei 338 °C<ref name="GESTIS"/>
Dampfdruck	1,3 hPa (160 °C)<ref name="GESTIS"/>
Löslichkeit	gut löslich in Wasser (372 g·l−1 bei 20 °C)<ref name="GESTIS"/> und Glycerin<ref name="TMI" />; mäßig löslich in Ethanol<ref name="TMI" />; nahezu unlöslich in Aceton, Diethylether und Ethylacetat<ref name="TMI" />;
Sicherheitshinweise
	Bitte die Befreiung von der Kennzeichnungspflicht für Arzneimittel, Medizinprodukte, Kosmetika, Lebensmittel und Futtermittel beachten
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),<ref name="CLP_100.031.976">Eintrag zu Vorlage:Linktext-Check in der Datenbank ECHA CHEM der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA)Vorlage:Abrufdatum Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.</ref> ggf. erweitert<ref name="GESTIS" /> Achtung	Gefahrensymbol
	Gefahrensymbol
H- und P-Sätze	H: 302‐319
	P: 264‐270‐280‐301+312‐305+351+338‐337+313<ref name="GESTIS" />
MAK	Schweiz: 3 mg·m−3 (gemessen als alveolengängiger Staub)<ref>Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 12125-02-9 bzw. Ammoniumchlorid)Vorlage:Abrufdatum</ref>
Toxikologische Daten	1650 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)<ref>Sbornik Vysledku Toxixologickeho Vysetreni Latek A Pripravku, Marhold, J.V., Institut Pro Vychovu Vedoucicn Pracovniku Chemickeho Prumyclu Praha, Czechoslovakia, (15), 1972.</ref>
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−314,6 kJ·mol−1<ref>PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, S. 116.</ref>
	Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Ammoniumchlorid (NH₄Cl) ist eine anorganische chemische Verbindung und das Ammoniumsalz der Salzsäure. Dieses bildet einen farblosen, geruchlosen, kühlend salzig schmeckenden Feststoff. Natürlich kommt dieser als Mineral Salmiak vor. Es gibt viele Anwendungsbereiche von Ammoniumchlorid, darunter die Chemie, die Lebensmitteltechnologie und die Metallverarbeitung.

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.

Gewinnung und Darstellung

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

<math>\mathrm{NH_3 + HCl \longrightarrow NH_4Cl}</math>

Bei einem Reaktionsschritt der Soda-Gewinnung nach dem Solvay-Verfahren, bei dem Natriumhydrogencarbonat entsteht, fällt Ammoniumchlorid als Nebenprodukt an.

<math>\mathrm{NaCl + CO_2 + NH_3 + H_2O \longrightarrow NaHCO_3 + NH_4Cl}</math>

Eigenschaften

Ammoniumchlorid ist ein farbloses, geruchloses, kühlend salzig schmeckendes, gut wasserlösliches Salz, welches kubische Kristalle bildet. Wässrige Lösungen reagieren wie auch Lösungen von anderen Ammoniumsalzen mit Anionen starker Säuren wegen der sogenannten Salzhydrolyse des Ammoniumkations leicht sauer – der pH-Wert einer 1%igen Lösung beträgt etwa 5,5. Ammoniumchlorid ist gut löslich in Glycerin, kaum löslich in Alkohol und nahezu unlöslich in Aceton, Diethylether und Ethylacetat.<ref name="TMI" />

Mit steigender Temperatur dissoziiert Ammoniumchlorid nach

<math>\mathrm{NH_4Cl \ \xrightarrow{\Delta T} \ NH_3 + \ HCl}</math>

zunehmend zu Ammoniak und Chlorwasserstoff. Die Zersetzungstemperatur, die bei Normaldruck 338 °C beträgt, steigt entsprechend dem Prinzip vom kleinsten Zwang mit dem Druck, bis das Salz bei 34,4 bar und 520 °C schmilzt. Beim Versetzen von Ammoniumchlorid mit starken Basen (wie zum Beispiel Natron- oder Kalilauge) wird gasförmiges Ammoniak freigesetzt, beim Versetzen mit schwerflüchtigen konzentrierten Säuren (etwa Schwefelsäure oder Phosphorsäure) Chlorwasserstoff.

<math>\mathrm{NH_4Cl_{(s)} + KOH_{(aq)} \longrightarrow NH_{3(g)} + KCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}}</math>

<math>\mathrm{NH_4Cl_{(s)} + H_2SO_{4(l)} \longrightarrow HCl_{(g)} + NH_4HSO_{4(solv)}}</math>

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 wird es als Elektrolyt in Zink-Kohle-Batterien eingesetzt.

Ammoniumchlorid dient in der Medizin als Hustenlöser (Expektorans). Dazu ist es z. B. in Salmiak-Lakritz (Salmiakpastillen) enthalten. In Deutschland ist der Zusatz von Ammoniumchlorid zu Schnupf- und Kautabak laut Tabakverordnung erlaubt.

Mit Ammoniak versetzte Ammoniumchlorid-Lösungen können auch als chemischer Puffer verwendet werden. Es ist auch häufig in weißem Rauchpulver vorhanden. Zusammen mit Alkalinitraten dient es als Komponente in Wettersprengstoffen.<ref name="Explosivstoffe">J. Köhler, R. Meyer, A. Homburg: Explosivstoffe, 10. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2008, ISBN 978-3-527-32009-7.</ref> Auch zum Entrußen von Kaminen, Kachel-, Kohle- und Ölöfen findet es Verwendung.

Ammoniumchlorid-kristalle

Ammoniumchlorid-kristalle
Ammoniumchlorid auf einem Uhrglas

Ammoniumchlorid auf einem Uhrglas
Ammoniakdämpfe reagieren mit Salzsäuredämpfen zu Ammoniumchlorid

Ammoniakdämpfe reagieren mit Salzsäuredämpfen zu Ammoniumchlorid
Bildung von Ammoniumchlorid in der Gasphase

Bildung von Ammoniumchlorid in der Gasphase
Bildung von Ammoniumchlorid aus Ammoniak und Salzsäure

Bildung von Ammoniumchlorid aus Ammoniak und Salzsäure

Toxikologie

Ammoniumchlorid verursacht deutliche Reizungen der Augen, Atemwege und Schleimhäute, für die Haut ist es aber nur schwach reizend. Es gilt als gesundheitsschädlich bei Verschlucken, so kann es bei oraler Aufnahme höherer Mengen eine Azidose auslösen.<ref name="GESTIS" />

Tägliche Dosen von acht Gramm Ammoniumchlorid führten in einem berichteten Einzelfall 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.<ref>Ammonium chloride acidosis. In: British Medical Journal. Band 2, Nr. 5249, 1961, S. 441, PMID 14447351, PMC 1969339 (freier Volltext). </ref>

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

Wiktionary: Ammoniumchlorid – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Wikisource: Historie des Salmiacs – Quellen und Volltexte

Einzelnachweise

Vorlage:Klappleiste/Anfang Ammoniumfluorid | Ammoniumchlorid | Ammoniumbromid | Ammoniumiodid Vorlage:Klappleiste/Ende