Monochloramin

Strukturformel
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
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2] keine Einstufung verfügbar R- und S-Sätze R: siehe oben S: 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:

$\mathrm{NH_3 + HOCl \longrightarrow NH_2Cl + H_2O}$

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. ↑ ^{a b} Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1.
2. ↑ In Bezug auf ihre Gefährlichkeit wurde die Substanz von der EU noch nicht eingestuft, 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.