Nitrylamid

Strukturformel
Mesomere Grenzstrukturen
Allgemeines
Name	Nitrylamid
Andere Namen	Nitramin Nitramid Nitroamid
Summenformel	H2N2O2
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7782-94-7 PubChem 24534 Wikidata Q3082228
Eigenschaften
Molare Masse	62,03 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[1]
Schmelzpunkt	72–75 °C[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine Einstufung verfügbar[2]
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.

Nitrylamid ist eine anorganische chemische Verbindung und der einfachste Vertreter der Stoffgruppe der Nitramine. Sie ist Strukturisomer zur Hyposalpetrigen Säure.^[4]

Gewinnung und Darstellung

Nitrylamid 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]

${\displaystyle \mathrm {KOCN+HCl+C_{2}H_{5}OH\longrightarrow H_{2}NCOOC_{2}H_{5}+KCl} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{2}NCOOC_{2}H_{5}+C_{2}H_{5}ONO_{2}+NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow O_{2}NNH\cdot COONH_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {O_{2}NNH\cdot COONH_{4}+2\ KOH\longrightarrow O_{2}NNK-COOK+NH_{3}+2\ H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {O_{2}NNK\cdot COOK+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow H_{2}NNO_{2}+CO_{2}+2\ KHSO_{4}} }$

Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Distickstoffpentoxid mit Ammoniak^[1]

${\displaystyle \mathrm {N_{2}O_{5}+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ H_{2}NNO_{2}+H_{2}O} }$

oder Natriumsulfamat mit Salpetersäure.^[1]

${\displaystyle \mathrm {NaSO_{3}NH_{2}+HNO_{3}\longrightarrow H_{2}NNO_{2}+NaHSO_{4}} }$

Eigenschaften

Nitrylamid 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)Vorlage:Raumgruppe/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.^[6] Johannes Nicolaus Brønsted formulierte anhand von Untersuchungen zur katalytische Zersetzung des Nitramid sein Säure-Base-Konzept.^[7] Die Verbindung zersetzt sich explosionsartig in Gegenwart von Natronlauge und bei Kontakt mit konzentrierter Schwefelsäure.^[8]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{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.
2. ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
3. ↑ 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.
4. ↑ ^{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.
5. ↑ ^{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).
6. ↑ Walter J. Moore: Grundlagen der Physikalischen Chemie. Walter de Gruyter, 1990, ISBN 3-11-009941-1, S. 354 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
7. ↑ “Die katalytische Zersetzung des Nitramids und ihre physikalisch-chemische Bedeutung,” in Zeitschrift für physikalische Chemie, 108 (1924), 185–235
8. ↑ Lutz Roth, Ursula Weller-Schäferbarthold: Gefährliche Chemische Reaktionen. 81. Ergänzungslieferung, ecomed-Verlag 2017.