月: 2023年5月

Was ist Lithiumsulfid?

Lithiumsulfid ist ein Sulfid des Lithiums. Die chemische Formel lautet Li2S. Andere Bezeichnungen sind Lithium-Dilithium-Sulfid, Thiobisulfid und Dilithiosulfid.

Es ist in der Regel ein farbloses bis weißes Pulver und hat einen charakteristischen Geruch nach faulen Eiern, den sogenannten Fauleiergeruch. Vorsicht: Es ist ätzend und kann bei Berührung mit den Augen oder der Haut Reizungen und Schmerzen verursachen.

Es ist nicht brennbar, aber beim Erhitzen entstehen Schwefeldioxid und Schwefelwasserstoff. Bei Kontakt mit Säuren entsteht ebenfalls Schwefelwasserstoff. Es ist auch in Wasser löslich, wird aber leicht hydrolysiert und zerfließt. Bei Kontakt mit Wasser entwickelt es Wärme und wässrige Lösungen sind alkalisch. Wässrige Lösungen lösen den Schwefel auf, wobei Polysulfide wie Li2S2 und Li2S4 entstehen.

Anwendungen von Lithiumsulfid

Lithiumsulfid hat sich als aktives Kathodenmaterial und Festelektrolyt in Festkörperbatterien bewährt.

In den letzten Jahren ist mit der Entwicklung elektronischer Geräte die Nachfrage nach wiederaufladbaren Batterien mit höherer Dichte und verbesserter Sicherheit gestiegen. Die Forschung und Entwicklung von wiederaufladbaren Batterien der nächsten Generation als Ersatz für die derzeitigen Lithium-Ionen-Batterien (LiB) ist im Gange. All-Solid-State-Batterien ziehen die Aufmerksamkeit auf sich, wobei All-Solid-State-Lithium-Schwefel-Batterien (LiSB) besonders vielversprechend sind.

Wenn Lithium-Schwefel-Batterien in der Praxis eingesetzt werden, dürften sich ihre Anwendungen über tragbare elektronische Geräte hinaus auch auf Elektrofahrzeuge und Flugzeuge ausweiten.

Was Ist Magnesiumhydrid?

Magnesiumhydrid ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel MgH2. Es ist ein grauer oder weißer kristalliner Feststoff, der sich bei Kontakt mit Wasser oder feuchter Luft entzünden kann.

Magnesiumhydrid absorbiert bis zu 7,6 Gewichtsprozent Wasserstoff. Dies ist mehr als bei anderen wasserstoffabsorbierenden Legierungen und Materialien, und der Reichtum an Rohstoffen auf der Erde hat dazu geführt, dass es als Wasserstoffspeicher untersucht wurde. Der Wasserstoff wird durch Hydrolyse von Magnesiumhydrid gewonnen.

Verwendungen von Magnesiumhydrid

Magnesiumhydrid ist seit langem als Wasserstoffspeicher bekannt, aber aufgrund seiner hohen Freisetzungstemperatur und langsamen Freisetzungsrate wurde es bisher noch nicht in der Praxis eingesetzt, und es wird immer noch daran geforscht, es praktisch nutzbar zu machen.

Was die praktischen Anwendungen betrifft, so wird davon ausgegangen, dass Magnesium zunächst in tragbaren und anderen kleinen Stromquellen und dann in großen Wasserstofftankstellen zum Einsatz kommen wird.

Neben diesen industriellen Anwendungen werden auch Verbraucheranwendungen wie Wasserstoffbäder, Badesalze und Schönheitsbehandlungen gefördert.

Was ist Lithiumaluminiumhydrid?

Lithiumaluminiumhydrid ist eine anorganische Verbindung mit stark reduzierender Wirkung, die durch die chemische Formel LiAlH4 dargestellt wird.

Es ist auch unter der Bezeichnung LAH bekannt. Sie hat eine stärkere reduzierende Wirkung als Natriumborhydrid (NaBH4), ein bekanntes Reduktionsmittel und kann Carbonsäuren und Amide reduzieren. Es ist als Gefahrstoff eingestuft.

Es ist leicht entzündlich und reagiert bei Kontakt mit Wasser explosiv, so dass beim Umgang damit Vorsicht geboten ist.

Anwendungen von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid hat eine stark reduzierende Wirkung und wird als Reduktionsmittel in der organischen Chemie verwendet. Beispiele sind Alkohole aus Estern, Ketonen und Aldehyden, Amine aus Amiden, Nitrilen und Nitroverbindungen und dehalogenierte Alkane aus halogenierten Verbindungen, um nur einige zu nennen.

Aufgrund seiner hohen Reaktivität wird es nicht in großen Mengen, sondern häufig in kleinen Versuchen eingesetzt.

Eigenschaften von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid ist ein starkes Reduktionsmittel in Pulverform. Es ist viel stärker als das Reduktionsmittel NaBH4, weil die Al-H-Bindungen im Vergleich zu den B-H-Bindungen schwach sind.

Lithiumaluminiumhydrid und Wasser reagieren heftig unter Bildung von Wasserstoff. Daher ist für die Verwendung ein entwässerndes Lösungsmittel wie Diethylether erforderlich.

Es zersetzt sich bei 150 °C und hat eine molare Masse von 37,954 g/mol und eine Dichte von 0,917 g/cm3.

Struktur von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid ist eine Wasserstoffverbindung des Aluminiums, die einen Ionenkristall aus Aluminiumhydrid-Ionen (AlH4-) und Lithium-Ionen (Li+) enthält. Die Kristallstruktur gehört zum monoklinen System; AlH4- hat eine tetraedrische Struktur und der Al-H-Bindungsabstand im Kristall beträgt etwa 1,55 Å.

Weitere Informationen zu Lithiumaluminiumhydrid

1. Synthese von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid kann durch die Reaktion von Aluminiumchlorid (AlCl3) mit Lithiumhydrid (LiH) synthetisiert werden. Die Gewichtsausbeute beträgt 97 %. Das Reaktionsgemisch wird in Ether aufgelöst und filtriert, um das verbleibende feste Lithiumchlorid (LiCl) zu entfernen. 

2. Zersetzung von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid ist stark basisch und zersetzt sich in einer einzigen Reaktion mit protischen Lösungsmitteln wie Alkoholen. Bei Raumtemperatur ist es metastabil.

Bei längerer Lagerung zersetzt es sich allmählich in LiH und Li3AlH6. Die Zersetzung wird durch die Anwesenheit von Eisen, Titan und Vanadium beschleunigt.

3. Anorganische Reaktionen von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid reagiert mit Natriumhydrid in THF zu Natriumaluminiumhydrid (NaAlH4). In ähnlicher Weise kann Kaliumaluminiumhydrid (KAlH4) in 90 %iger Ausbeute synthetisiert werden.

Die umgekehrte Reaktion von NaAlH4 und KAlH4 zu Lithiumaluminiumhydrid erfolgt ebenfalls mit LiCl und THF oder Diethylether als Lösungsmittel.

Ansonsten reagiert Lithiumaluminiumhydrid mit Magnesiumbromid (MgBr2) zu Magnesiumaluminiumhydrid (Mg(AlH4)2).

4. Organische Reaktionen von Lithiumaluminiumhydrid

Lithiumaluminiumhydrid ist hochreaktiv und kann als starkes Reduktionsmittel in der organischen Chemie eingesetzt werden. Vor allem die Reduktion von Estern und Carbonsäuren zu primären Alkoholen ist weithin bekannt.

Bei dieser Reaktion reagieren Hydrid-Ionen (H-) mit den aktiven Zentren organischer Verbindungen mit geringer Elektronendichte durch induktive und mesomere Effekte, gleichzeitig mit der Zersetzung von AlH4-. Die Reaktion findet im aktiven Zentrum von organischen Verbindungen mit geringer Elektronendichte statt.

Was ist Silberhydroxid?

Silberhydroxid ist das Hydroxid des Silbers.
Es wird durch die chemische Formel AgOH dargestellt.
Da Ag allein eine geringe Ionisierungstendenz hat, kann es das Wasserstoffion H+ nicht reduzieren und ist nicht in Salzsäure oder verdünnter Schwefelsäure löslich. Es ist nur in Säuren mit starkem Oxidationsvermögen löslich, wie verdünnte, konzentrierte sowie heiße konzentrierte Schwefelsäure.

Es wird als weißer Niederschlag gewonnen, indem man eine alkalische Lösung wie Natriumhydroxid oder Ammoniakwasser zu einer wässrigen Lösung, die Silber(1) in Ag+ enthält, wie Silbersulfat Ag2SO4 oder Silbernitrat AgNO3, hinzufügt und diese neutralisiert, bis der pH-Wert etwa 8,5 oder höher ist.

Da Silberhydroxid jedoch thermisch sehr instabil ist, zersetzt es sich schnell und die Dehydratisierungsreaktion führt zu Silber(I)-oxid.
Wenn sich ein Metall in einer Säure auflöst, entsteht im Allgemeinen Wasserstoff, nicht jedoch im Falle von Silber.
Handelt es sich bei der Säure um verdünnte oder konzentrierte Salpetersäure, entstehen Stickstoffoxid NO und Stickstoffdioxid NO2.

Handelt es sich bei der Säure um heiße konzentrierte Schwefelsäure, so entsteht auch Schwefeldioxid SO2.

Anwendungen von Silberhydroxid

Silberhydroxid zersetzt sich schnell zu Silberoxid Ag2O.
Wenn die Lösung, die den Niederschlag enthält, mit überschüssigem Ammoniak basisch gemacht wird, bildet sich der Silberaminkomplex, [Ag(NH3)2]+, der sich auflöst.

Wenn man der Lösung eine Verbindung mit einer Formylgruppe, z. B. einen Aldehyd, hinzufügt und sie erhitzt, kommt es zur Reduktion und Ausfällung von Silberionen.
Diese Reaktion ist als Silberspiegelreaktion bekannt, da das abgeschiedene Silber gleichmäßig spiegelartig ist.

Seit der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts wird sie in verschiedenen industriellen Bereichen als Hauptversilberungsmethode für die Oberflächenbeschichtung von Dewargefäßen und zur Herstellung von Spiegeln verwendet.

Was ist Kaliumhypochlorit?

Kaliumhypochlorit ist eine anorganische Verbindung von Kalium, deren chemische Formel ClKO lautet.

Kaliumhypochlorit entsteht durch die Reaktion von Chlor und Kaliumhydroxid, wobei Kaliumhypochlorit und Kaliumchlorid gebildet werden. Zu den Gefahren von Kaliumhypochlorit gehören das Risiko schwerer Hautverätzungen und Augenschäden, schwere Augenschäden und Reizungen der Atemwege.

Zu den Sicherheitsmaßnahmen gehören das Verschließen von Behältern, das Vermeiden des Einatmens von Staub, Rauch, Gasen, Nebeln, Dämpfen und Sprays, gründliches Händewaschen nach der Handhabung und die Verwendung im Freien oder in einem gut belüfteten Bereich.

Anwendungen von Kaliumhypochlorit

Kaliumhypochlorit wird als Oxidationsmittel eingesetzt. Es wird manchmal in Bleichmitteln verwendet und hat ein gefährliches Reaktionspotenzial.

Kaliumhypochlorit ist gefährlich, wenn es mit starken Säuren, Wasserstoffperoxid, Permanganaten und Mangandioxid in Kontakt kommt, da Chlor freigesetzt wird.

Zu den betrieblichen Maßnahmen gehören die Bereitstellung von Belüftungseinrichtungen, Bodenabläufe dürfen nicht vorhanden sein und in der Nähe des Handhabungsbereichs müssen Augenwasch- und Reinigungseinrichtungen vorhanden sein. Als Schutzausrüstung werden Atemschutz, Handschutz (Schutzhandschuhe), Augenschutz (Schutzbrille und Schutzmaske) sowie Haut- und Körperschutz (Schutzkleidung) empfohlen.

Was ist Chlorsäure?

Chlorsäure ist eine Art von Chloroxosäure, eine Verbindung, die aus einem +5-wertigen Chloratom, einer Hydroxygruppe und zwei Sauerstoffatomen besteht.

Die chemische Formel lautet HClO3 und das Molekulargewicht beträgt 84,46.
Sie wird durch Zugabe von Schwefelsäure zu einer wässrigen Lösung von Bariumchlorsäure und Abtrennung des Bariumsulfat-Niederschlags synthetisiert. Die freie Säure lässt sich nicht isolieren und kann nur als wässrige Lösung gewonnen werden.

Durch Konzentration unter vermindertem Druck erhält man eine Lösung von etwa 40 %, die sich jedoch bei einer Konzentration von über 40 % unter Bildung von Chlor und Sauerstoff zersetzt.

Anwendungen von Chlorsäure

Wässrige Lösungen von Chlorsäure sind starke Säuren und haben ein starkes Oxidationsvermögen.
Sie hat daher eine stark bleichende Wirkung und wird industriell als Bleichmittel für Zellstoff und verschiedene andere Stoffe verwendet.
Sie wird auch als Rohstoff für Chlorsäure (z. B. Natriumchlorosäure, Kaliumchlorat, Ammoniumchlorat, Zinkchlorat) verwendet, indem sie viele Metalle und deren Oxide, Hydroxide und Karbonate auflöst.

Sie wurde auch als Rohstoff für Schießpulver und Sprengstoffe verwendet.
Natriumchlorsäure, die zu 98 % rein ist, wurde früher als Pestizid verwendet, aber ihre hohe Explosionsgefahr und ihre häufige Verwendung als illegaler Sprengstoff führten zu sozialen Problemen.
Infolgedessen sind Natriumcarbonat und andere Chemikalien seit den 1970er Jahren zum Mainstream geworden.

In der EU wurde die Verwendung als Herbizid 2009 aufgrund seiner Umweltauswirkungen verboten.

Was ist Berylliumchlorid?

Berylliumchlorid ist das Chlorid des Berylliums, eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel BeCl2. Es ist ein süßlich-unsüßer Stoff, der jedoch hochgiftig ist. Berylliumchlorid kann durch Auflösen von Berylliumoxid oder Berylliumhydroxid in Salzsäure konzentriert werden, wobei ein Tetrahydrat und über 89 °C ein Dihydrat entsteht.

Wässrige Lösungen von Berylliumchlorid sind im hydrolysierten Zustand sauer. Man beachte, dass das Tetrahydrat nicht mit Diphosphorpentoxid dehydriert werden kann und sich beim Erhitzen bei Temperaturen über 100 °C in ein basisches Salz zersetzt.

Anwendungen von Berylliumchlorid

Berylliumchlorid wird als Rohstoff für die Herstellung von Beryllium durch Elektrolyse verwendet. Es wird auch als Katalysator bei der Friedel-Crafts-Reaktion zur Herstellung von Carbokationen verwendet. Es ist in trockener Luft stabil. Berylliumchlorid ist eine Lewis-Säure und wird als Katalysator zur Förderung organischer Reaktionen verwendet.

Wenn ein Gemisch aus Berylliumsulfat und Kohlenstoff bei hohen Temperaturen reagiert, bildet sich ein Anhydrid von Berylliumchlorid. Das Anhydrid ist eine farblose kristalline Substanz, die sich gut in Wasser löst und stark exotherm ist. Es ist außerdem stark hygroskopisch und kann in organischen Lösungsmitteln wie Ethanol und Ether gelöst werden, wobei der Komplex BeCl2-2A entsteht.

Was ist Titanchlorid?

Titan(II)-chlorid ist ein Chlorid des Titans, von dem aufgrund von Unterschieden in der Zusammensetzung drei Verbindungen bekannt sind.

Titan(II)-chlorid mit der Oxidationszahl II ist ein dunkles, rötlich-braunes Pulver mit der chemischen Formel TiCl2, dem Molekulargewicht 118,77 und der CAS-Registrierungsnummer 10049-06-6. Es zersetzt sich leicht in Wasser und entzündet sich beim Erhitzen an der Luft.

Titan(III)-chlorid mit der Oxidationszahl III ist ein zerfließender violetter Kristall mit der chemischen Formel TiCl3, dem Molekulargewicht 154,23 und der CAS-Registrierungsnummer 7705-07-9. Es ist das am häufigsten vorkommende Titanchlorid und ein wichtiger Katalysator bei der Herstellung von Polyolefinen.

Titan(IV)-chlorid mit der Oxidationszahl IV ist eine farblose bis blassgelbe Flüssigkeit mit der chemischen Formel TiCl4, dem Molekulargewicht 189,71 und der CAS-Nummer 7550-45-0. Sie reagiert mit Luftfeuchtigkeit und erzeugt weißen Rauch.

Eigenschaften von Titanchlorid

Titan(II)-chlorid hat einen Schmelzpunkt von 1035 °C, einen Siedepunkt von 1500 °C und eine Dichte von 3,13 g/cm3. Es ist ein starkes Reduktionsmittel, hat eine hohe Affinität zu Sauerstoff und reagiert irreversibel mit Wasser unter Bildung von H2. Da es zu reaktiv ist, wurde es nicht eingehend untersucht.

Titan(III)-chlorid hat einen Schmelzpunkt von 440 °C (Zersetzung) und eine Dichte von 2,64 g/cm3. Jedes Titanatom hat ein d-Elektron, wodurch seine Derivate paramagnetisch sind und daher von Magnetfeldern angezogen werden.

Titan(IV)-chlorid hat einen Schmelzpunkt von -24 °C, einen Siedepunkt von 136 °C und eine Dichte von 1,73 g/cm3. Es ist in Toluol und Chlorkohlenwasserstoffen löslich. Es ist eines der seltenen Metallhalogenide, die bei Raumtemperatur flüssig sind. Diese Eigenschaft spiegelt die Tatsache wider, dass die Moleküle von TiCl4 nur schwach selbstaggregierend sind.

Anwendungen von Titanchlorid

Titan(II)-chlorid wird als Methode zur Bildung von Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen in der organischen Synthese verwendet, wobei die Reaktion von Aldehyden oder Ketonen in Gegenwart von Zink zur Pinacol-Kopplung und selektiven Bildung von meso-1,2-Diolen führt.

Titan(III)-chlorid wird als Lewis-Säure und als Ausgangsstoff für Ziegler-Natta-Katalysatoren verwendet, die bei der Polymerisation von Olefinen eingesetzt werden.

Titan(IV)-chlorid kann als Hauptrohstoff für Titandioxid (IV) verwendet werden, das als Rohstoff für Pigmente und Kosmetika eingesetzt wird. In der organischen Chemie wird es auch als Lewis-Säure und, wie Titan(III)-chlorid, als Rohstoff für den Ziegler-Natta-Katalysator bei der Polymerisation von Olefinen verwendet. Aufgrund seiner Eigenschaft, bei der Reaktion mit Luftfeuchtigkeit weißen Rauch zu erzeugen, wird es manchmal zur Erzeugung von Rauch bei Kunstflügen und für Spezialeffekte verwendet.

Weitere Informationen zu Titanchlorid

1. Wie Titanchlorid hergestellt wird

Titan(II)-chlorid wird durch Reduktion von TiCl4 in einer Mischung mit Wasserstoff in einer schwachen elektrodenlosen Entladung gewonnen.

Titan(III)-chlorid wird durch Erhitzen von TiCl4 auf eine hohe Temperatur von 650 °C in Gegenwart von Überschuss und anschließender Reduktion gewonnen. Titan(IV)-chlorid wird durch weitere Destillation und Reinigung von rohem Titanchlorid (IV) gewonnen, das durch Erhitzen von Titaneisen- oder Rutilerz auf 900 °C in Gegenwart von Koks und Chlor gewonnen wird.

2. Rechtliche Hinweise

Titan(II)-chlorid ist als gefährlicher Stoff, Titan(III)-chlorid als gefährlicher und giftiger Stoff und Titan(IV)-chlorid als gefährlicher Stoff eingestuft.

3. Vorsichtsmaßnahmen bei der Handhabung und Lagerung

Bei der Handhabung und Lagerung sind folgende Vorsichtsmaßnahmen zu beachten:

• Den Behälter fest verschließen und an einem trockenen, kühlen und dunklen Ort lagern.
• Nur im Freien oder in gut belüfteten Räumen verwenden.
• Feuchtigkeit vermeiden, da das Produkt bei Kontakt mit Wasser und Feuchtigkeit reagiert.
• Titan(II)-chlorid ist selbstentzündlich, daher mit Vorsicht behandeln.
• Bei der Verwendung Schutzhandschuhe, Schutzbrille, Schutzkleidung und Schutzmaske tragen.
• Nach der Handhabung die Hände gründlich waschen.
  Bei Hautkontakt sofort mit Wasser abspülen.
• Bei Augenkontakt mehrere Minuten lang sorgfältig mit Wasser spülen.

Was ist Oxalylchlorid?

Oxalylchlorid ist eine farblose, rauchlose Flüssigkeit mit stechendem Geruch.

Seine chemische Formel lautet (COCl)2, sein Molekulargewicht 126,93 und seine CAS-Nummer 79-37-8. Es hat die Struktur eines Phosgens mit einer eingefügten Carbonylgruppe, aber die akute Toxizität und andere Eigenschaften sind sehr unterschiedlich.

Es wurde erstmals von dem französischen Chemiker Adrien Fauconnier im Jahr 1892 durch Reaktion von Diethyloxalat mit Phosphorpentachlorid hergestellt.

Anwendungen von Oxalylchlorid

Oxalylchlorid erzeugt wie Thionylchlorid flüchtige Produkte wie Salzsäure und ist ein relativ mildes und selektiveres Reagenz im Vergleich zu Thionylchlorid und anderen. Bei organischen Synthesen zur Herstellung von Acylchlorid aus der entsprechenden Carbonsäure werden häufig Spuren von Dimethylformamid als Katalysator zugesetzt:

RCOOH + (COCl)2 → RCOCl + CO2 + CO

Oxalylchlorid wird für die Synthese von Säurechloriden, die Acylierung von aromatischen Verbindungen, die Synthese von Diestern und die Oxidation von Alkoholen benötigt. Insbesondere die Reaktion zur Acylierung von aromatischen Verbindungen ist als Friedel-Crafts-Reaktion bekannt und die Hydrolyse des entstehenden Acylchlorids ergibt Carbonsäuren. Es kann auch mit Alkoholen unter Bildung von Estern reagieren:

2RCH2OH + (COCl)2 → RCH2OC(O)C(O)OCH2R + 2HCl

Eigenschaften von Oxalylchlorid

Oxalylchlorid hat einen Schmelzpunkt von -12 °C, einen Siedepunkt von 65 °C und eine Dichte von 1,48 g/ml. Es ist löslich in Ether, Benzol und Chloroform, reagiert jedoch heftig mit Wasser unter Bildung von Chlorwasserstoff.

Es ist auch ein Chlorierungsmittel, das sich beim Erhitzen in Phosgen und Kohlenmonoxid zersetzt. Es ist giftig beim Einatmen, aber die akute Toxizität ist um mehr als eine Größenordnung geringer als die der verwandten Verbindung Phosgen.

Weitere Informationen zu Oxalylchlorid

1. Herstellungsverfahren von Oxalylchlorid

Oxalylchlorid kann durch Behandlung von Oxalsäureanhydrid mit Phosphorpentachlorid hergestellt werden. Kommerziell wird es durch Zersetzung von Tetrachloriden hergestellt, die durch Chlorierung von Ethylencarbonat gewonnen werden:

C2H4O2CO + 4Cl2 → C2Cl4O2CO + 4HCl
C2Cl4O2CO → C2O2Cl2 + COCl2

2. Reaktion von Oxalylchlorid

Oxalylchlorid reagiert mit Wasser und setzt dabei nur gasförmige Produkte wie Chlorwasserstoff, Kohlendioxid und Kohlenmonoxid frei:

(COCl)2 + H2O → 2HCl + CO2 + CO)

Dies unterscheidet sich von den Eigenschaften anderer Acylchloride, die unter Bildung der ursprünglichen Carbonsäure hydrolysieren. Durch Abschrecken einer Oxalylchlorid und DMSO enthaltenden Lösung mit Triethylamin kann der Alkohol in den entsprechenden Aldehyd und das Keton umgewandelt werden (Swern-Oxidation).

Es reagiert auch mit aromatischen Verbindungen in Gegenwart von Aluminiumchlorid unter Bildung des entsprechenden Acylchlorids (Friedel-Crafts-Acylierung). Wie andere Säurechloride reagiert es mit Alkoholen unter Bildung von Estern.

3. Rechtliche Informationen

Oxalylchlorid wird als gefährlicher Stoff eingestuft. 

4.Vorsichtsmaßnahmen bei der Handhabung und Lagerung

Bei der Handhabung und Lagerung sind folgende Vorsichtsmaßnahmen zu beachten.

• Lagerbehälter sollten mit Inertgas gefüllt und in einem Kühlschrank (2-10 °C) gelagert werden.
• In Behältern aus korrosionsbeständigem Material oder mit korrosionsbeständigen Auskleidungen lagern.
• Nur im Freien oder in gut belüfteten Räumen verwenden.
  Bei der Verwendung Schutzhandschuhe, Schutzbrille, Schutzkleidung und Schutzmaske tragen.
• Kontakt mit starken Oxidationsmitteln, Alkoholen, Metallen und Wasser vermeiden, da heftige Reaktionen auftreten können.
• Nach der Handhabung die Hände gründlich waschen.
• Bei Einatmung an die frische Luft gehen und in einer Position ruhen, die das Atmen erleichtert.
• Bei Berührung mit der Haut sofort mit viel Wasser und Seife waschen.
• Bei Berührung mit den Augen mehrere Minuten lang vorsichtig mit Wasser ausspülen und sofort einen Arzt aufsuchen.

Was ist Ammoniumchlorid?

Ammoniumchlorid ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel NH4Cl.

Sie wird manchmal auch als Ammoniumchlorid oder Ammoniumchlorid bezeichnet. Es handelt sich um einen farblosen oder weißen Kristall, der leicht hygroskopisch ist. Es ist leicht in Wasser löslich, geruchlos und hat einen scharfen, bitteren Geschmack. In Verbindung mit einer starken Base, z. B. Natriumhydroxid, entsteht Ammoniak. Außerdem sublimiert es bei starker Erhitzung und zerfällt in Ammoniak und Chlorwasserstoff (Gas).

Die wässrige Lösung ist neutral bis leicht sauer, aber beim Kochen wird Ammoniak freigesetzt und die Lösung wird sauer. Ammoniumchlorid ist ein Stickstoffdünger mit einem Stickstoffgehalt von ca. 25 %, der neben Ammoniumsulfat, Ammoniumnitrat und Harnstoff zu den Stickstoffdüngern zählt.

Anwendungen von Ammoniumchlorid

Die wichtigsten Anwendungen von Ammoniumchlorid sind:

1. Chemische Reaktionsversuche

Ammoniumchlorid wird üblicherweise als analytisches Reagenz verwendet, hauptsächlich als pH-Puffer. Es wird auch als Quenchmittel verwendet, z. B. bei Reaktionen mit Grignard-Reagenzien.

2. Lebensmittelzusatzstoffe

Als Lebensmittelzusatzstoff ist es vom japanischen Ministerium für Gesundheit, Arbeit und Soziales (MHLW) und von der Food and Drug Administration (FDA) in den USA und der EU anerkannt und wird als Zutat in Backpulver und anderen Produkten verwendet. Es wird auch in der berühmten finnischen Lakritzsüßigkeit Salmiakki verwendet, die einen charakteristischen Geruch und salzigen Geschmack hat.

3. Verzinkungsprozess

Bei der Verzinkung gibt es einen Prozess, der Flussmittel genannt wird. Nach der sauren Reinigung wird das Flussmittel vor der Beschichtung mit einer wässrigen Lösung aus Ammoniumchlorid und Zinkchlorid verwendet. Mit dem Fluxen werden vier Ziele verfolgt:

1. Verhinderung von Rostbildung auf der Oberfläche des Grundmaterials nach der sauren Reinigung
2. Verhinderung des Anhaftens von Eisen-Zink-Legierungsinhibitoren auf dem Substrat
3. Beseitigung von Zinkoxid
4. Verbesserung der Fließfähigkeit von geschmolzenem Zink auf der Oberfläche des Grundmaterials

4. Andere

In der Industrie wird es in einer Vielzahl von Anwendungen eingesetzt, unter anderem als Rohstoff für die Herstellung von Arzneimitteln, Trockenzellen, Farbstoffen und Fotochemikalien. Es spielt auch eine wichtige Rolle als Rohstoff für Düngemittel und für pharmazeutische und quasi-medikamentöse Formulierungen.

Funktionsweise von Ammoniumchlorid

Ammoniumchlorid hat ein Molekulargewicht von 53,49, ein spezifisches Gewicht von 1,527 und zersetzt sich bei 338 °C. Es ist sehr gut in Wasser löslich, mit einer Löslichkeit von 28,3 g pro 100 ml Wasser bei 25 °C. Der pH-Wert einer 1-%igen Lösung von Ammoniumchlorid beträgt 5,5. Es ist in Wasser löslich, aber unlöslich in Ethanol. Ein bekanntes Beispiel für eine endotherme Reaktion ist die Reaktion zwischen Ammoniumchlorid und Bariumhydroxid.

Struktur von Ammoniumchlorid

Ammoniumchlorid ist eine ionische Verbindung und besteht aus dem Kation Ammoniumion (NH4+) und dem Anion Chloridion (Cl-). In der Kristallstruktur sind die Ammoniumchlorid- und Chlorid-Ionen abwechselnd angeordnet und durch Ionenbindungen miteinander verbunden. Ammoniumchlorid hat eine Struktur vom Typ Cäsiumchlorid, sowie Chloridionen bilden Wasserstoffbrückenbindungen.

Das Ammoniumion hat eine tetraedrische Struktur, bei der die Wasserstoffatome in vier Richtungen um ein Stickstoffatom angeordnet sind. Das Chlorid-Ion existiert als einfaches Ion und koordiniert als Anion im Kristall von Ammoniumchlorid.

Weitere Informationen zu Ammoniumchlorid

Herstellung von Ammoniumchlorid

Ammoniumchlorid wird durch die Reaktion von Ammoniak (NH3) mit Salzsäure (HCl) hergestellt. Sowohl Ammoniumchlorid als auch HCl sind leicht flüchtig und reagieren normalerweise in der flüssigen Phase. Die Reaktionslösung wird erhitzt, um das Wasser zu verdampfen und Ammoniumchlorid als Feststoff zu erhalten.

In der industriellen Produktion wird Ammoniumchlorid als Nebenprodukt bei der Herstellung von Natriumchlorid und Natriumcarbonat im Rahmen der Ammoniumchlorid-Natriumchlorid-Koproduktionsmethode gewonnen. Beim Ammoniumchlorid-Verfahren (Sorbey-Verfahren), dem Verfahren zur Herstellung von Natriumcarbonat, wird während des Reaktionsprozesses Ammoniumchlorid gebildet, aber das Endprodukt ist Calciumchlorid, das durch Reaktion mit Calciumhydroxid gewonnen wird. Bei der Ammoniumchlorid-Co-Produktion fällt Ammoniumchlorid als Nebenprodukt an und kann in großen Mengen zu geringen Kosten hergestellt werden.