Nitrylamid ist eine anorganische chemische Verbindung und der einfachste Vertreter der Stoffgruppe der Nitramine. Sie ist Strukturisomer zur Hyposalpetrigen Säure.[4]
| Strukturformel | ||||||||||
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| Mesomere Grenzstrukturen | ||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Nitrylamid | |||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | H2N2O2 | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißer Feststoff[1] | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 62,03 g·mol−1 | |||||||||
| Aggregatzustand |
fest[1] | |||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Thermodynamische Eigenschaften | ||||||||||
| ΔHf0 |
−89,5 kJ/mol[3] | |||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Gewinnung und Darstellung
BearbeitenNitrylamid kann durch eine mehrstufige Reaktion ausgehend von Kaliumcyanat mit ethanolischer Salzsäure, Ethylnitrat, Ammoniak, Kalilauge und Schwefelsäure gewonnen werden, wobei der letzte Schritt die Hydrolyse von Dikaliumnitrocarbamat darstellt.[1] Es wurde Anfang des 20. Jahrhunderts erstmals von Johannes Thiele und A. Lachman dargestellt.[5]
Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Distickstoffpentoxid mit Ammoniak[1]
oder Natriumsulfamat[6] mit Salpetersäure.[1]
Eigenschaften
BearbeitenNitrylamid ist ein sehr zersetzlicher Feststoff, der in Form von glänzenden, weißen Blättchen vorliegt. Er ist eine sehr schwache Säure und löslich in Ether, Alkohol, Wasser und Aceton, wenig löslich in Benzol und kaum löslich in Ligroin.[1] Er besitzt eine monokline Kristallstruktur mit der C2/c (Nr. 15).[5] Er schmilzt unter teilweiser Zersetzung, wobei die Lösung schwach sauer reagiert und mit zunehmender Geschwindigkeit in Distickstoffoxid und Wasser zerfällt.[4] Die Hydrolyse von Nitramid wird zum Beispiel nur von Basen, nicht aber von Säuren katalysiert und ist ein Beispiel für eine allgemeine Basenkatalyse.[7] Johannes Nicolaus Brønsted formulierte anhand von Untersuchungen zur katalytische Zersetzung des Nitramid sein Säure-Base-Konzept.[8] Die Verbindung zersetzt sich explosionsartig in Gegenwart von Natronlauge und bei Kontakt mit konzentrierter Schwefelsäure.[9]
Einzelnachweise
Bearbeiten- ↑ a b c d e f g Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band I, Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 484.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-13.
- ↑ a b A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 721.
- ↑ a b Häußler, A.; Klapötke, T. M.; Piotrowski, H.: Experimental and Theoretical Study on the Structure of Nitramide H2NNO2. In: Zeitschrift für Naturforschung B. 55, 2000, S. 151–156 (online).
- ↑ Externe Identifikatoren von bzw. Datenbank-Links zu Natriumsulfamat: CAS-Nr.: 13845-18-6, EG-Nr.: 237-572-8, ECHA-InfoCard: 100.034.143, GESTIS: 491508, PubChem: 23700090, ChemSpider: 55596, Wikidata: Q72508132.
- ↑ Walter J. Moore: Grundlagen der Physikalischen Chemie. Walter de Gruyter, 1990, ISBN 3-11-009941-1, S. 354 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ “Die katalytische Zersetzung des Nitramids und ihre physikalisch-chemische Bedeutung,” in Zeitschrift für physikalische Chemie, 108 (1924), 185–235
- ↑ Lutz Roth, Ursula Weller-Schäferbarthold: Gefährliche Chemische Reaktionen. 81. Ergänzungslieferung, ecomed-Verlag 2017.