Ammoniumnitrat ist als Ammoniumsalz ein anorganisches Salz, das sich z. B. bei der Neutralisationsreaktion des wasserlöslichen, basischen Gases Ammoniak mit Salpetersäure bildet. Das so hergestellte und getrocknete Ammoniumnitrat wird einerseits zur Herstellung von Düngemitteln verwendet, ist aber andererseits auch ein Sprengstoff, der bei nicht sachgemäßer Lagerung und Handhabung spontan explodieren kann. Auf diese Weise hat gelagertes Ammoniumnitrat schon viele schwerwiegende Unfälle verursacht.
Ammoniumnitrat wurde erstmals 1659 von Johann Rudolph Glauber durch Reaktion von Ammoniumcarbonat mit Salpetersäure hergestellt. Erst zu Beginn des 19. Jahrhunderts wurde es von Grindel und Robin als Ersatz für Kaliumnitrat in Schwarzpulver für die Verwendung in Sprengstoffen in Betracht gezogen. Über seine explosiven Eigenschaften wurde 1849 von Reise und Millon berichtet, als eine Mischung aus pulverförmigem Ammoniumnitrat und Holzkohle beim Erhitzen explodierte. Zu diesem Zeitpunkt wurde Ammoniumnitrat nicht als Sprengstoff betrachtet, obwohl es weltweit zu kleinen Bränden und Explosionen mit Ammoniumnitrat kam. Ende des 19. Jahrhunderts versuchte man in Europa in Kohlenminen die Verwendung von Schwarzpulver zu beschränken und einen sicheren Sprengstoff als Ersatz zu finden. In England wurden nach Experimenten mit verschiedenen Sprengstoffen schließlich mehrere empfohlen, wovon die meisten auf Ammoniumnitrat basierten. Sowohl Dynamit als auch Schwarzpulver fielen bei den Tests durch und wurden durch Sprengstoffe auf der Basis von Ammoniumnitrat ersetzt. Die von diesem Ausschuss erzielten Ergebnisse führten zum englischen Kohlebergbau-Verordnungsgesetz von 1906. Bis 1913 erreichte die britische Kohleförderung mit 287 Millionen Tonnen einen historischen Höchststand, wobei jährlich mehr als 5000 Tonnen Sprengstoff verbraucht wurden, wovon ab 1917 92 % dieser Sprengstoffmenge auf Ammoniumnitrat basierte. Um die Kosten für Sprengstoffzusammensetzungen zu senken, fügte die Sprengstoffindustrie den Formulierungen mehr von der billigeren Verbindung Ammoniumnitrat hinzu, was jedoch den unglücklichen Nebeneffekt hatte, dass die Empfindlichkeit der Sprengstoffe gegenüber Feuchtigkeit erhöht wurde. Die Chemiker überwanden dieses Problem, indem sie das Ammoniumnitrat mit verschiedenen anorganischen Pulvern beschichteten, und bzw. oder es mit Dynamit mischten. Auch die Verpackung der Sprengstoffe wurde verbessert, um das Eindringen von Feuchtigkeit zu verhindern.
Nach Ende des Ersten Weltkrieges wurde in einem Chemiewerk der BASF in Oppau in großem Umfang Ammoniumnitrat als Düngemittel hergestellt. Um die für die Verwendung als Düngemittel ungünstigen hygroskopischen Eigenschaften von Ammoniumnitrat zu verbessern, wurde anfangs Kaliumchlorid zugefügt, was zu einer Umwandlung in ein Gemisch aus Ammoniumchlorid und Kaliumnitrat führte, was als Kalkammonsalpeter bezeichnet wurde. Später wurde das Kaliumchlorid durch Ammoniumsulfat ersetzt, wodurch ein Produkt entstand, das als Ammonsulfatsalpeter (chemisch Ammoniumsulfatnitrat) bezeichnet wurde. Der Begriff Leunasalpeter, der sich auf die Leuna-Fabrik der BASF bezieht, wird manchmal als Synonym für Ammonsulfatsalpeter verwendet. Der in Oppau produzierte Ammonsulfatsalpeter wurde oft einfach als Mischsalz bezeichnet. Dieses Produkt ist eine Quelle sowohl für primäre (Stickstoff) als auch für sekundäre (Schwefel) Pflanzennährstoffe. Die Mischung der beiden Verbindungen bildet entweder nur eine Mischung der beiden Verbindungen oder Doppelsalze (2AN-AS oder 3AN-AS), je nach Herstellungsverfahren und Mischungsverhältnissen. Die Bildung von Doppelsalzen aus AN und AS ist seit 1909 aus den Arbeiten des niederländischen Physikochemikers Franciscus A. H. Schreinemakers (1864–1945) bekannt. Am Morgen des 21. September 1921 kam es in dem Werk in Oppau zu zwei kurz aufeinanderfolgenden Explosionen von etwa 400 Tonnen Ammoniumsulfatnitrat, bei der mehr als 500 Menschen starben. Diese Explosion zog umfangreiche Untersuchungen zu dem Unglück und Studien zu den Eigenschaften von Ammoniumsulfatnitrat, aber auch Ammoniumnitrat nach sich.
Nach dem Ende des Zweiten Weltkriegs begann die Regierung der USA mit der Lieferung von so genanntem Ammoniumnitrat in Düngemittelqualität (FGAN) nach Europa, das aus körnigem Ammoniumnitrat bestand, das mit etwa 0,75 % Wachs beschichtet und mit etwa 3,5 % Ton konditioniert war. Da dieses Material nicht als Sprengstoff galt, wurden bei der Handhabung und dem Transport keine besonderen Vorsichtsmaßnahmen getroffen – die Arbeiter rauchten sogar während der Verladung des Materials. Bis zum 16. und 17. April 1947 wurden zahlreiche Transporte ohne Schwierigkeiten durchgeführt, bis sich eine schwere Explosion ereignete. Die SS Grandcamp und die SS Highflyer, die beide im Hafen von Texas City vor Anker lagen und mit FGAN beladen waren, explodierten (Texas-City-Explosion). Als Folge dieser Katastrophen wurde in den USA eine Reihe von Untersuchungen eingeleitet, um die möglichen Ursachen der Explosionen zu ermitteln. Gleichzeitig wurde auch eine gründlichere Untersuchung der explosiven Eigenschaften von Ammoniumnitrat und seiner Mischungen mit organischen und anorganischen Materialien durchgeführt. Kaum hatte die Explosion in Texas City stattgefunden, erschütterte eine ähnliche Explosion an Bord der SS Ocean Liberty am 28. Juli 1947 den Hafen von Brest in Frankreich. Die Untersuchungen zeigten, dass Ammoniumnitrat viel gefährlicher war als bisher angenommen und strengere Vorschriften, die ihre Lagerung, Verladung und ihren Transport in den USA regeln, wurden umgehend in Kraft gesetzt.
In den 1970er Jahren begannen die US-Firmen Ireco und DuPont damit, ihren Formulierungen Aluminium und Monomethylaminnitrat (MAN) beizufügen, um gelierte Sprengstoffe herzustellen, die leichter explodieren können. Neuere Entwicklungen betreffen die Herstellung von Emulsionssprengstoffen (zum Teil mit Mischungen aus Ammonium- und Natriumnitrat), die Tröpfchen einer Lösung von Ammoniumnitrat in Öl enthalten.
Ammoniumnitrat (NH4NO3) entsteht durch Neutralisation von Ammoniak mit Salpetersäure.
{\displaystyle \mathrm {\ NH_{3}+HNO_{3}\to NH_{4}NO_{3}} }
Die Reaktion verläuft mit einer molaren Reaktionsenthalpie von −146 kJ·mol−1 stark exotherm.
Ammoniumnitrat bildet farblose hygroskopische Kristalle, die bei 169,6 °C schmelzen. Der Feststoff kann in fünf verschiedenen polymorphen Kristallformen vorliegen, mit Umwandlungstemperaturen bei −16,9 °C, 32,3 °C, 84,2 °C und 125,2 °C. Für die Neigung von Ammoniumnitrat-Kristallen zum Zusammenbacken sind dabei namentlich die ersten beiden Phasenumwandlungen in Nähe der Raumtemperatur verantwortlich. Die polymorphen Formen treten in verschiedenen Kristallgittern auf:
Der Phasenübergang zwischen den Polymorphen IV und III bei 32,2 °C ist bei der Handhabung, aber auch bei der Lagerung der Substanz relevant. In Formulierungen für Düngemittel oder Sprengstoffe kann dieses Verhalten zu unerwünschten Änderungen der Morphologie und damit der Eigenschaften führen. Durch Dotierung mit verschiedenen Salzen kann dieser Phasenübergang unterdrückt werden, um sogenanntes phasenstabilisiertes Ammoniumnitrat zu erhalten. Geeignete Salze können verschiedene Kaliumsalze, wie Kaliumfluorid, Kaliumchlorid, Kaliumnitrat, Kaliumcarbonat, Kaliumsulfat, Kaliumthiocyanat und Kaliumdichromat sein, die allerdings mit einem Anteil von 1 bis 2 Ma% (Massenprozent) zugesetzt werden müssen. Der Effekt kann auch mit einer wesentlich geringeren Menge von 0,1 Ma% Kaliumhexacyanidoferrat(II) K4[Fe(CN)6] · 3 H2O erreicht werden.
Mit der hygroskopischen Eigenschaft des Ammoniumnitrats ist eine starke Schmelzpunktabsenkung verbunden: Schon eine Wasseraufnahme von nur 1 Ma% senkt den Schmelzpunkt des Salzes auf etwa 156 °C. Umgekehrt zeigt das Phasendiagramm bei einem Ammoniumnitratgehalt von 42 Ma% ein Eutektikum mit einem Schmelzpunkt von −16,9 °C. Das in Wasser sehr leicht lösliche Ammoniumnitrat bewirkt also bis zu einem Gehalt von 42 Ma% eine Schmelzpunkterniedrigung des Wassers, worauf seine Anwendung u. a. in Kältemischungen beruht. Bei höheren Massenanteilen liegt das Ammoniumnitrat in zwei Phasen vor, zum einen der wässrigen Lösung, zum anderen dem Salz selbst als festem Bodensatz (bei 20 °C ab ca. 65 Ma%, bei 100 °C ab ca. 91,5 Ma%):