Natriumamid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Natriumamid
Summenformel	NaNH2
CAS-Nummer	7782-92-5
PubChem	24533
Kurzbeschreibung	grauweißer Feststoff mit ammoniakartigem Geruch[1]
Eigenschaften
Molare Masse	39,01 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,39 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	210 °C[1]
Siedepunkt	400 °C[1]
Löslichkeit	Zersetzung in Wasser[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2] Gefahr H- und P-Sätze H: 261-314-400 EUH: keine EUH-Sätze P: 231+232-​273-​280-​305+351+338-​310-​422Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze [2] EU-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Ätzend Umwelt- gefährlich (C) (N) R- und S-Sätze R: 14-19-29-34-50 S: 6-7/8-26-36/37/39-45-61
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Natriumamid ist eine farblose, grobkristalline oder pulverige Verbindung der Zusammensetzung NaNH₂.

Darstellung

Natriumamid ist im Labormaßstab aus metallischem Natrium und flüssigem Ammoniak in Gegenwart von Eisen(III)-Ionen unter Freisetzung von Wasserstoff darstellbar.^[3][4]

$\mathrm{2 \ Na + 2 \ NH_3 \longrightarrow 2 \ NaNH_2 + H_2}$

Ohne Eisenkatalysator wird nicht das Amid gebildet (anders als bei der analogen Synthese von Natriumhydroxid aus Natrium und Wasser), stattdessen kommt es zur Solvatisierung des 3s-Valenzelektrons des Natrium im Ammoniak. Die freien Elektronen führen zu einer tiefen Blaufärbung der Lösung, die gewissermaßen als ammoniakalische Lösung des hypothetischen „Salzes“ Na⁺e⁻ aufgefasst werden. Dampft man die Lösung ein, wird Na⁺ wieder zum Element reduziert, die Ausbeute an NaNH₂ beläuft sich so nur auf weniger als 0,5 %.

Eigenschaften

Natriumamid ist ein farbloser, hygroskopischer Feststoff.^[5] Es ist eine sehr starke Base, die sich zur Deprotonierung nur schwach acider Verbindungen eignet.

Reaktionsverhalten

Mit Wasser reagiert Natriumamid heftig zu Natriumhydroxid und Ammoniak.^[3]. Die Heftigkeit der Reaktion ist vergleichbar mit der von Natrium und Wasser.^[5]

$\mathrm{NaNH_2 + H_2O \longrightarrow NaOH + NH_3}$

Durch Luftsauerstoff wird Natriumamid langsam oxidiert, wobei sich zum Teil explosive Reaktionsprodukte wie Natriumhyponitrit, Natriumtrioxodinitrat, Natriumtetraoxodinitrat sowie höhere Peroxonitrate bilden.^[5] Die Oxydationsprodukte sind hochgradig reib- und schlagempfindlich. Schon einfache Mahlungs-, Zerkleinerungs- und Umfüllarbeiten können zu heftigen Explosionen führen.^[5] Die Bildung von instabilen Oxydationsprodukten ist an der Verfärbung der Stoffes zu erkennen.^[5] Es empfiehlt sich daher die Verbindung in einer Schutzflüssigkeit (Petroleum) aufzubewahren oder besser sofort zu verbrauchen. Alte, oxidierte Präparate sind nicht mehr brauchbar und müssen unter angemessenen Vorsichtsmaßnahmen entsorgt werden.^[5]

Verwendung

Natriumamid wird in der Organischen Chemie als starke Base zur Deprotonierung wenig acider Verbindungen eingesetzt. So können zum Beispiel die stark gespannten Arine durch Umsetzung von Brombenzolderivaten mit Natriumamid durch eine E1_cb-Reaktion erhalten werden. Seltener wird Natriumamid auch zur Deprotonierung von Alkoholen oder terminalen Alkinen verwendet.

$\mathrm{NaNH_2 + R{-}OH \longrightarrow R{-}O^- Na^+ + NH_3}$

So kann aus Acetylen durch Deprotonierung gewonnenes Natriumacetylid zur Alkinylierung eingesetzt werden. Da Natriumamid sterisch wenig anspruchsvoll ist, wird es auch zur Deprotonierung von sterisch schlecht zugänglichen Protonen eingesetzt.
Des Weiteren kann es zur Herstellung von Natriumazid verwendet werden.^[6]

$\mathrm{NaNH_2 + N_2O \longrightarrow NaN_3 + H_2O}$

Als Nukleophil fungiert es in der Tschitschibabin-Reaktion, in der es nukleophil an einem Pyridinring unter Bildung von Aminopyridinen angreift.

Literatur

K. Peter C. Vollhardt und Neil E. Schore: Organische Chemie 3. Auflage. Wiley-VCH, 2000, ISBN 3-527-29819-3.

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f} Eintrag zu CAS-Nr. 7782-92-5 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 28.12.2007 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ ^{a b} Datenblatt Sodium amide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 12. April 2011.
3. ↑ ^{a b} Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 204–205.
4. ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 465-8.
5. ↑ ^{a b c d e f} Roth/Weller Gefährliche Chemische Reaktionen, Ergänzungslieferung 08/2007, ecomed SICHERHEIT, Verlagsgruppe Hüthig Jehle Rehm, Landsberg/Lech
6. ↑ Otto-Albrecht Neumüller (Herausgeber): Römpps Chemie Lexikon, Frank'sche Verlagshandlung, Stuttgart, 1983, 8. Auflage, S. 2728, ISBN 3-440-04513-7.