Herstellung von ammoniak

Wirtschaftliche Bedeutung von Ammoniak: Ab 1830 erkannte man in zunehmendem Maß die Bedeutung der mineralischen Stickstoffdüngung für die Erhöhung der Ernteerträge und damit für die Ernährung einer stark wachsenden Bevölkerung.

Stickstoffmineralien sind relativ selten und der Stickstoff der Luft ist für die meisten Pflanzen nicht verwertbar, also war man bestrebt, den Stickstoff der Luft in eine für die Pflanzen verwertbare Form zu überführen. Die technisch beste Lösung ist heute noch immer die Umsetzung von Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak. Fritz Haber gelang 1909 die Synthese im Labor, Carl Bosch übertrug die Synthese in die Technik. Chemisch-physikalische Grundlagen: Die Ammoniak Synthese ist eine katalytische Redoxreaktion, bei der sich ein chemisches Gleichgewicht einstellt, dessen Lage von Temperatur und Druck abhängt. N² + 3 H² = 2 NH³ + 29 kJ Ammoniak NH3 T giftig N umweltgefährlich farbloses, stechend riechendes Gas Vorkommen: im Harn als Abbauprodukt des Stoffwechsels MAK: 50 ml/m3 MG: 17,03 g/mol Dichte: 0,771 g/l (NH3 : Luft = 0,5967) Schmelztemperatur: -78 °C Siedetemperatur: -33 °C Wasserlöslichkeit (alkalisch): bei 20 °C 520 l/l Explosionsgrenze: 15,5-28 Vol. -% (Luft) Wirkung auf den menschlichen Körper: Das Einatmen der Dämpfe reizt und verätzt die Schleimhäute und die Augen. Durch das kurzzeitige Einatmen kann es zu Entzündungen in den Atemwegen kommen.

Eine Konzentration von 1,5 bis 2,5g/m3 Ammoniak in der Atemluft wirken nach 30 bis 60 Minuten tödlich. Als Gegenmaßnahme wird völlige Ruhigstellung und das Einatmen von Essigdämpfen empfohlen. Die Aufnahme von Ammoniaklösung in den Magen verursacht Magenblutungen und Kreislaufkollaps. 3-5ml konzentrierte Ammoniaklösung sollen tödlich wirken. Zur Neutralisation im Magen eignet sich Essig- oder Zitronensäure. Eigenschaften: Ammoniak ist ein farbloses, stechend riechendes Gas, das nicht brennbar ist. Es ist in Wasser außerordentlich gut löslich, bei Zimmertemperatur lösen sich 520 Liter Gas in einem Liter Wasser. Die Lösung des Gases in Wasser heißt Ammoniaklösung oder Salmiakgeist. Bei Zimmertemperatur ist das Gas relativ beständig. Bei höheren Temperaturen unter dem Einfluss von Katalysatoren oder bei der Einwirkung von UV-Licht oder einer elektrischen Funkenentladung zerfällt es in Stickstoff und Wasserstoff: 2 NH3  N2 + 3 H2 HR = +92 kJ/mol Ammoniak-Luftgemische sind innerhalb der Explosionsgrenzen explosiv. Bei höheren Temperaturen lässt sich Ammoniak verbrennen: 4 NH3 + 3 O2  2 N2 + 6 H2O HR = -1532 kJ/mol Mit Säuren verbindet sich Ammoniak zu Ammoniumsalzen, z.B. beim Zusammentreffen mit Chlorwasserstoff bildet sich ein weißer Nebel von Ammoniumchlorid (Bild): NH3 + HCl  NH4Cl Mit Salpetersäure entsteht Ammoniumnitrat: HNO3 + NH3  NH4NO3 Herstellung: Im Labor erhält man Ammoniak durch das Erhitzen von mit Calciumchlorid gesättigter Ammoniaklösung oder durch das Erhitzen eines Gemisches aus Calciumhydroxid und Ammoniumchlorid: 2 NH4Cl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2 NH3 + 2H2O Die großtechnische Herstellung erfolgt hauptsächlich durch das Haber-Bosch-Verfahren Verwendung: Wichtiger Grundstoff zur Herstellung anderer Verbindungen (Harnstoff, Chemiefasern, Blausäure, Natriumcarbonat, Salpetersäure, Sprengstoffe, u.a.); wichtigstes Zwischenprodukt zur Herstellung von Düngemitteln; zur Entschwefelung von Rauchgas. Das Haber-Bosch-Verfahren Das Gas Ammoniak mit der Formel NH3 ist in der Chemie ein wichtiges Zwischenprodukt. 90% aller Düngemittel werden heute aus Ammoniak gewonnen. Außerdem kann man aus Ammoniak Salpetersäure herstellen. Das Haber-Bosch-Verfahren wurde zwischen 1905 und 1913 von dem Chemiker Haber und dem Ingenieur Bosch entwickelt. Das Ammoniak wird bei diesem Verfahren aus Stickstoff und Wasserstoff nach folgender Reaktionsgleichung hergestellt: N2 + 3 H2  2 NH3 HR = -92 kJ/mol Stickstoff + Wasserstoff  Ammoniak Haber und Bosch fanden durch langjährige Versuche heraus, dass zwischen Stickstoff und Wasserstoff unter folgenden Bedingungen am meisten Ammoniak gebildet wird: 1. Bei einer Temperatur von 500°C 2. Unter sehr hohem Druck: 450 Bar (Atmosphären) 3. Bei folgendem Mengenverhältnis der Ausgangsprodukte: Stickstoff : Wasserstoff = 3 : 1 4. Beim Vorliegen eines Katalysators, welcher die Reaktion beschleunigt. Erst wenn alle vier Reaktionsbedingungen gleichzeitig vorliegen, ist die Ausbeute an Ammoniak optimal. 1. In einer Pumpe, einem Kompressor, wird das Gasgemisch aus Stickstoff und Wasserstoff auf 450 Bar komprimiert. 2. In einem Gasreiniger wird das Gasgemisch von unerwünschten Verunreinigungen wie Schwefelverbindungen oder Kohlenmonoxid gereinigt. 3. Im Kontaktofen läuft die eigentliche Reaktion nach der oben beschriebenen Reaktionsgleichung ab. In einem zylinderförmigen, druckfesten Reaktionsrohr wird das Gasgemisch bei 450 Bar auf 500°C erhitzt. Dabei strömt das Gasgemisch an einer mit dem Katalysator beschichteten Fläche vorbei und reagiert zu Ammoniakgas. Der Katalysator besteht aus einem Gemisch von Eisenoxid und Aluminiumoxid. Außen ist das Reaktionsrohr mit druckbeständigem, dickem Stahl verstärkt. Innen darf kein Stahl verwendet werden, weil der Wasserstoff mit dem im Stahl enthaltenen Kohlenstoff reagieren würde. Deshalb besteht das Innenrohr aus kohlenstoffarmem, reinen Eisen. 4. Im Kühler wird das noch heiße Ammoniakgas abgekühlt. 5. Im Abscheider wird das Ammoniakgas von nicht umgesetzten Ausgangsprodukten (Wasserstoff und Stickstoff) getrennt. Im Kontaktofen setzen sich trotz optimaler Reaktionsbedingungen nur etwa 15% der Ausgangsstoffe in Ammoniak um. Die nicht umgesetzten Restgase werden an der Stelle (6) wieder eingeführt. Stickstoff und Wasserstoff kann aus Erdgas gewonnen werden. Eine moderne Haber-Bosch-Anlage verbraucht pro Tag 72 Millionen Liter Erdgas und produziert 1350 Tonnen Ammoniakgas.