Dinitroamin
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Dinitroamin | |||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | HN3O4 | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
gelbliche Flüssigkeit[1] | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 107,03 g·mol−1 | |||||||||
| Aggregatzustand |
flüssig[1] | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Dinitroamin ist eine anorganische chemische Verbindung aus der Gruppe der Nitramine und wurde 1971 entdeckt.[3]
Gewinnung und Darstellung
Wässrige Lösungen von Dinitroamin mit einer Konzentration von 7–10 % lassen sich herstellen, indem eine Lösung von Kaliumdinitramid durch eine mit einem Kationenaustauscherharz in H+-Form gefüllte Säule geleitet wird. Nichtwässrige Dinitroaminlösungen können durch Reaktion von trockenem Chlorwasserstoff mit einer Suspension von Kaliumdinitramid in absolutem Diethylether bei 0–5 °C gewonnen werden.[1]
Eigenschaften
Dinitroamin ist eine sehr instabile gelbliche Flüssigkeit, die jedoch stabiler als Nitramid ist.[1][4] Sie zersetzt sich unmittelbar nach Entfernung des Lösungsmittels bei 0 °C unter Bildung von zunächst farblosen und dann farbigen Stickoxiden. Manchmal geht diese Zersetzung mit einer Explosion einher. Lösungen von Dinitroamin können nicht nur in Wasser, sondern auch in organischen Lösungsmitteln mehrere Tage lang ohne erkennbare Zersetzung gelagert werden, wenn ihre Konzentration etwa 20 % nicht überschreitet.[1] Die Verbindung ist eine der stärksten anorganischen Säuren und zahlreiche einfache bis komplexe Salze von Dinitroamin konnten durch Reaktionsmechanismen bekannter anorganischer Säuren synthetisiert werden.[5] Die Metallsalze von Dinitroamin sind im Allgemeinen bei −20 °C stabil und kristalline Substanzen mit niedrigen Schmelz- oder Zersetzungspunkten, die in der Regel leicht in Wasser, Alkoholen, Acetonitril und anderen polaren organischen Lösungsmitteln löslich sind.[1] Das Natriumsalz hat eine Selbstentzündungstemperatur von 123 °C, das Kaliumsalz von 140 °C. Das Ammoniumsalz (Ammoniumdinitramid) beginnt sich ab 60 °C zu Stickstoffoxid und Wasser zu zersetzen.[4]
Verwendung
Die Salze des sauren Dinitramins finden Verwendung als Oxidationsmittel in Treibstoffformulierungen.[4]
Einzelnachweise
- ↑ a b c d e f O. A. Luk'yanov, O. V. Anikin, V. P. Gorelik, V. A. Tartakovsky: Dinitramide and its salts. In: Russian Chemical Bulletin. Band 43, Nr. 9, 1994, S. 1457–1461, doi:10.1007/BF00697125.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Saman Alavi, Donald L. Thompson: Decomposition pathways of dinitramic acid and the dinitramide ion. In: The Journal of Chemical Physics. Band 119, Nr. 1, 2003, S. 232–240, doi:10.1063/1.1577330.
- ↑ a b c Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards. Elsevier, 2017, ISBN 978-0-08-101059-4, S. 946 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Pratim Kumar: An overview over dinitramide anion and compounds based on it. In: Indian Chemical Engineer. Band 62, Nr. 3, 2020, S. 232–242, doi:10.1080/00194506.2019.1658544.