Monochloramin

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Strukturformel
Struktur von Monochloramin
Allgemeines
Name Monochloramin
Andere Namen

Chloramin

Summenformel NH2Cl
CAS-Nummer 10599-90-3
Eigenschaften
Molare Masse 51,48 g·mol−1
Schmelzpunkt

ca. −70 °C (97 %, enthält NH3)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
keine Einstufung verfügbar
H- und P-Sätze H: siehe oben
P: siehe oben
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Monochloramin ist eine chemische Verbindung, die als Desinfektionsmittel eingesetzt wird und zur Gruppe der Chloramine gehört. In reiner Form ist Monochloramin instabil und zersetzt sich bei Temperaturen von über −110 °C; ab −40 °C verläuft die Zersetzung heftig bis explosionsartig. Bei niedrigen Drücken sowie in verdünnten Lösungen ist es stabil.[1]

Vorkommen

Monochloramin kann durch Reaktion von Chlor mit stickstoffhaltigen Verbindungen z. B. in Schwimmbädern[3] entstehen.

Gewinnung und Darstellung

Monochloramin kann gewonnen werden durch Reaktion von Ammoniak (oder Ammoniakverbindungen) mit Hypochloriger Säure[4] unter leicht alkalischen Bedingungen:

$ \mathrm {NH_{3}+HOCl\longrightarrow NH_{2}Cl+H_{2}O} $

Die Verwendung von Chlor ist weniger ratsam aufgrund der Bildung explosiven Stickstofftrichlorids als Nebenprodukt.[5]

Verwendung

Monochloramin wird in geringer Konzentration in den USA als Desinfektionsmittel in Wasserversorgungssystemen als Alternative zur Chlorung eingesetzt. Des Weiteren bildet Monochloramin ein wichtiges Zwischenprodukt bei der Hydrazin-Synthese nach dem Raschig-Verfahren. Monochloramin bildet mit Phenolen in Anwesenheit eines Katalysators blaue Indophenolfarbstoffe, was als Nachweis genutzt werden kann.

Sicherheitshinweise

Monochloramin ist giftig für bestimmte Fischarten.

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1.
  2. Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
  3. Chlorierung von Trinkwasser (TU Freiberg).
  4. Fair, G. M., J. C. Morris, S. L. Chang, I. Weil, and R. P. Burden. 1948. The behavior of chlorine as a water disinfectant. J. Am. Water Works Assoc. 40: 1051–1061.
  5. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 477–479.