Ammoniak

Ammoniak ist eine chemische Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff mit der Formel NH3. Bei Raumtemperatur liegt sie als Gas vor und verflüssigt sich bei etwa -33°C. Die farblose Substanz hat einen stechenden Geruch und spielt eine wichtige Rolle in der Wasserstoffwirtschaft.

Die chemische Formel von Ammoniak NH3 deutet es an: In einem Ammoniakmolekül kommen auf ein Stickstoffatom drei Wasserstoffatome. Dadurch lassen sich große Mengen Wasserstoff in vergleichsweise kleinen Volumina Ammoniaks transportieren. Der Massenanteil von Wasserstoff im Ammoniak beträgt 17,8 Prozent. 

Hinzu kommt, dass sich das Gas bereits bei >8 bar oder <-33 °C verflüssigen lässt – also mit deutlich weniger Energieaufwand als für die Verflüssigung von reinem Wasserstoff notwendig ist. Ammoniak verfügt in flüssiger Form über eine Energiedichte von 3,3 kWh/l (zum Vergleich: Flüssigwasserstoff bei −253 °C: 2,4 kWh/l, Druckwasserstoff bei 1000 bar: 1,7 kWh/l). Zudem kann für den Transport der Chemikalie bereits vorhandene Infrastruktur genutzt werden.

Herstellung

Die Herstellung von Ammoniak erfolgt hauptsächlich durch das Haber-Bosch-Verfahren. 1908 wurde das noch heute genutzte Verfahren patentiert; seit der Gründung von BASF im Jahre 1913 erfolgt es im industriellen Maßstab. Dabei wird Stickstoff aus der Luft gewonnen und mit Wasserstoff unter hohem Druck und hoher Temperatur verbunden. Der Prozess wurde über Jahrzehnte optimiert und gilt als äußerst energieeffizient. Nichtsdestotrotz stellt er eine CO2-Quelle dar, was ausgerechnet am Wasserstoff liegt: Heute ist dieser in der Regel noch grau, stammt also aus der klassischen Dampfreformierung fossiler Brennstoffe.

Ein zunehmend wichtiger Aspekt ist die Produktion von grünem Ammoniak. Im Gegensatz zur konventionellen Herstellung nutzt dieser Prozess erneuerbaren Strom zur Elektrolyse von Wasser, um Wasserstoff zu gewinnen. Dieser grüne Wasserstoff wird dann mit Stickstoff aus der Luft zu Ammoniak verbunden.

Ein anderer Weg, um CO₂-neutrales Ammoniak zu produzieren, ist das elektrochemische Verfahren („elektrochemische Ammoniaksynthese“). Der durch Elektrolyse von Wasser erzeugte Wasserstoff soll dabei in Gegenwart von Katalysatoren und Membranen direkt mit Stickstoff zu Ammoniak reagieren.

Eines der Verfahren, das keine hohen Drücke und Temperaturen benötigt, nutzt ein heißes Plasma aus einer Wasser-Stickstoff-Atmosphäre. Dabei entsteht eine Wolke aus elektrisch geladenen Ionen, aus der sich Wasserstoff und Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen mit einem Anteil von 99 Prozent Stickstoffmonoxid bilden. Das Stickstoffmonoxid reagiert mit dem Wasserstoff zu Ammoniak und Wasser.

Anwendungsgebiete

Ammoniak gehört zu den meistproduzierten Chemikalien der Welt: 185 Megatonnen (Mt) wurden laut Hydrogen Europe im Jahr 2020 weltweit produziert. Größter Abnehmer sind Düngemittelproduzenten. Doch die Anwendungsgebiete sind vielfältig. Neben der Düngemittelproduktion kommt die Chemikalie auch in der chemischen Industrie zum Einsatz und wird als potentieller Treibstoff für Schiffe diskutiert.

Herausforderungen

Bei Ammoniak handelt es sich um eine toxische Substanz, die in flüssiger wie gasförmiger Form schwere Schäden an der Gesundheit und der Natur hervorrufen kann. Die Giftigkeit des Stoffes erfordert also strenge Sicherheitsmaßnahmen.

Außerdem ist der benötigte Energiebedarf bei der Herstellung eher hoch und auch die Rückumwandlung in Wasserstoff ist noch ineffizient und teuer. Die Rückreaktion bezeichnet die Chemie als Ammoniak-Reformation. Wie schon die Synthese erfordert auch die Reformation hohe Temperaturen (>450 °C), anders als jene ist sie aber bei niedrigen Drücken am effizientesten. Um den Energieeinsatz der Reformierung vor Ort möglichst niedrig zu halten, sind sogenannte Katalysatoren erforderlich. Metalle wie Eisen, Nickel oder Kobalt sind hierfür genauso geeignet wie die ungleich teureren Edelmetalle. Das Problem: Die Erforschung geeigneter Katalysatoren steckt noch in den Kinderschuhen. Das bedeutet, dass die Reformierung von Ammoniak – landläufig auch als „Cracking” bezeichnet – fast ebenso intensiv ist wie seine Synthese.