Амонијак

Амонијак или азан је хемијско једињење азота и водоника са молекулском формулом NH3. При нормалним условима амонијак је гас оштрог, карактеристичног мириса, лакши од ваздуха и лако растворан у води. Амонијак је отрован гас. Он је корозиван је за неке материје.

Амонијак
Називи
назив
Амонијак (енгл. )
Други називи
хидроген-нитрид
Идентификација
број
3D модел (Јмол)
B00004
Бајлштајн 3587154
ECHA InfoCard 100.028.760
број 231-635-3
Гмелин Референца 79
KEGG[1]
MeSH Ammonia
[2][3] CID
BO0875000
UNII
UN број 1005
Својства
NH3
Моларна маса 17,031 g/mol
Агрегатно стање Безбојан гас
Мирис јак опор задах
Густина 0,86 3 (1,013 bar на тачки кључања)

0,769  3 (STP)[4]
0,73 3 (1,013 bar на 15  °C)
681,9 3 на −33,3  °C (течност)[5]
817 3 на −80  °C (транспарентна чврста материја)[6]

Тачка топљења −77,73 °C (−107,91 °F; 195,42 K) (Тројна тачка на 6,060 , 195,4 K)
Тачка кључања −33,34 °C (−28,01 °F; 239,81 K)
Критична тачка () 1.324 °C (1.597 K), 1.113 atm (112.800 kPa)
Растворљивост у води
47% w/w (0  °C)
31% w/w (25  °C)
18% w/w (50  °C)[7]
Растворљивост растворан у хлороформу, етру, етанолу, метанолу
Напон паре 857,3
Киселост (pKa) 32,5 (−33  °C),[8] 10,5 (DMSO)
Базност (pKb) 4,75
Конјугована киселина Амонијум
Конјугована база Азанид
Магнетна сусцептибилност −18,0·10−6
Индекс рефракције () 1,3327
Вискозност 0,276 (−40 °C)
Структура
Група симетрије
Облик молекула (орбитале и хибридизација) тригонална пирамида
Диполни момент 1,42
Опасности
Безбедност приликом руковања ICSC 0414 (анхидридан)
ГХС пиктограми [9]
ГХС извештаји опасности
H221, H280, H314, H331, H400[9]
ГХС изјаве предрострожност
P210, P261, P273, P280, P305+351+338, P310[9]
NFPA 704
1
3
0
Тачка паљења запаљив гас
Тачка спонтаног
паљења
651 °C (1.204 °F; 924 K)
Експлозивни лимити 15–28%
Смртоносна доза или концентрација ():
0,015 (човек, орално)
40.300 (пацов, 10 min)
28.595 (пацов, 20 min)
20.300 (пацов, 40 min)
11.590 (пацов, 1 )
7338 (пацов, 1 )
4837 (миш, 1 )
9859 (кунић, 1 )
9859 (мачка, 1 )
2000 (пацов, 4 )
4230 (миш, 1 )[10]
5000 (сисари, 5 min)
5000 (човек, 5 min)[10]
Границе изложености здравља у САД ():[11]
(дозвољено)
50
(препоручено)
(тренутна опасност)
300
Сродна једињења
Други анјони
амонијум-хидроксид ()
Други катјони
Фосфин, арсин, стибин
Сродна nitrogen hydrides
Хидразин, Hydrazoic acid, амонијум-хлорид ()
Сродна једињења
Амонијум хидроксид, хидроксиламин, хлороамин
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Референце инфокутије

Молекул амонијака има тригонално-пирамидну структуру, према предвиђањима теорије. Таква структура даје молекулу поларни момент и чини је поларном, због чега је амонијак лако растворан у води. Атом азота у молекулу има један слободан електронски пар, па се амонијак понаша као база.[12][13][14] То значи да у воденом раствору може да преузме протон од молекула воде, када настаје хидроксидни анјон и један амонијумски катјон () који има облик правилног тетраедра. Ступањ до којег амонијак ствара амонијеве јоне зависи од вредности раствора: при ~ 7 дисоцирано је око 99% молекула амонијака. Главна примена амонијака је у производњи гнојива, експлозива и полимера. Такође је састојак кућних средстава за чишћење.[15][16]

У малим количинама, амонијака има и у атмосфери, где настаје због процеса распадања азотних материја животињског и биљног порекла. Амонијак и амонијеве соли налазе се у малим количинама у кишници, док се амонијум хлорид (салмијак) и амонијум сулфат налазе у близини вулкана, а кристали амонијум бикарбоната су пронађени у патагонском гуану, односно фосилним остацима птичјег измета. Амонијеве соли су широко распрострањене у плодној земљи свих подручја и у морској води. Материје које садрже амонијак или које су му сличне зову се амонијалкали.[17] [18][19][20][21]

Историја

Име амонијак (лат. ) добио је по крају близу Амонова храма у Либији, где су се добијале амонијеве соли.

Соли амонијака биле су познате из врло раних епоха, будући да се израз јавља у списима Плинија. Није познато, међутим, да ли тај израз има идентичан смисао с новијим изразом , у ком облику је амонијак је био познат и алкемичарима, још у 13. веку, а спомињао га је Алберт Велики. У средњем веку, био је употребљаван и као боја у виду ферментисаног урина, и за измену боја биљног порекла. У 15. веку, Васил Валентајн је доказао да се амонијак може добити деловањем алкалија на сал-амонијак. У каснијем раздобљу, када је сал-амонијак добијан дестилацијом папака и рогова бикова и неутралисањем насталог карбоната са хлороводичном киселином, име „дух јеленског рога” односило се на амонијак. У гасовитом облику, амонијак је први изоловао Џозеф Пристли 1774. године и дао му име „алкални ваздух”. Једанаест година касније, 1785. године, Клод Луј Бертоле је утврдио његов састав.

Хаберов процес производње амонијака из азота који се налази у ваздуху, развили су Фриц Хабер и Карл Бош 1909. године, а патентиран је 1910. У индустријским размерима, тај процес су први користили Немци током Првог светског рата, решавајући проблем недостатка нитрата из Чилеа, због савезничке блокаде. Амонијак су користили за добијање експлозива да би подржали и своје ратне циљеве.

Амонијак који је у комерцијалном промету се назива „безводни амонијак”. Он се разликује од раствора амонијак хидроксида, који се понекад назива „кућни амонијак”.

Особине

Молекули амонијака имају облик правилног тетраедра. Ова форма и даје молекулу велики диполни моменат и, поред разлика у електронегативности, узрок је што је амонијак поларан. Услед поларности амонијак је растворљив у поларним протичним неорганским растварачима као што је вода.[22][23]

Азотов атом у молекулу има један слободан електронски пар, па се амонијак понаша као Луисова база. У киселом или неутралном воденом раствору амонијак може да се сједини са хидронијум јоном (), при при чему се ослобађа молекул воде () и формира позитивно наелектрисан амонијум јон () који има облик правилног тетраедра. Формирање амонијум јона зависи од pH вредности раствора.

ОсобинаВредност
Број акцептора водоника1
Број донора водоника1
Број ротационих веза0
Партициони коефицијент[24] (-0,3
Растворљивост[25] ())1,5
Поларна површина[26] (, Å2)35,0

Примена

Најважнија област у којој се користи амонијак је производња азотне киселине Оствалдовим методом. Такође користи се за производњу азот(II)-оксида, који је уједно и прво прекурсорско једињење у производњи нитратне киселине.

Амонијак се употребљава у производњи вештачких ђубрива, експлозива и полимера. Такође амонијак је и састојак неких детерџената за стакло.

Течан амонијак се користи и као растварач. Такође амонијак се примењује у расхладним уређајима.

Добијање и распрострањеност

Може се добити директном синтезом азота и водоника (Хабер-Бошова синтеза):

Такође може се добити дејством калцијум оксида на амонијум-хлорид, као и дејством воде на магнезијум-нитрид:

У атмосфери се налази у веома малим количинама а настаје процесом распада животињских или биљних материја. Амонијум хлорид и амонијум сулфат су нађени у вулканским областима на. Кристали амонијум бикарбоната се налазе у измету неких морских птица неких слепих мишева (гуано). Амонијумове соли се могу срести и у морској води. Супстанце кои садрже амонијак или су сличне њему називају се амонијачне супстанце.

Растворљивост соли

Растворљивост (број грама на 100 амонијака)
Амонијум ацетат 253.2
Амонијум нитрат 389.6
Литијум нитрат 243.7
Натријум нитрат 97.6
Калијум нитрат 10.4
Натријум флуорид 0.35
Натријум хлорид 3.0
Натријум бромид 138.0
Натријум јодид 161.9

Референце

  1. Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H.
  2. Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
  3. „Gases – Densities”. Приступљено 3. 3. 2016.
  4. Yost, Don M. (2007). „Ammonia and Liquid Ammonia Solutions”. Systematic Inorganic Chemistry. READ BOOKS. стр. 132. ISBN 978-1-4067-7302-6.
  5. Blum, Alexander (1975). „On crystalline character of transparent solid ammonia”. Radiation Effects and Defects in Solids. 24 (4): 277. doi:10.1080/00337577508240819.
  6. Budavari, Susan, ур. (1996). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (12th изд.). Merck. ISBN 978-0-911910-12-4.
  7. Perrin, D. D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Press: Oxford, 1982.
  8. Sigma-Aldrich Co., Ammonia. Retrieved on 20. 7. 2013.
  9. „Ammonia”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  10. Džepni vodič hemijskih hazarda 0028
  11. Whitten K.W., Gailey K. D. and Davis R. E. (1992): General chemistry, 4th Ed. Saunders College Publishing, Philadelphia. 978-0-03-072373-5.
  12. Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G. (2002): General Chemistry, 8th Ed. Prentice-Hall. New York:  978-0-13-014329-7.
  13. Laidler K. J. (1978): Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings, Menlo Park. 978-0-8053-5680-9.
  14. Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović R., Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo. 978-9958-9344-1-4.
  15. Voet D., Voet J. (1995): Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html.
  16. Hall J. E., Guyton A. C. (2006): Textbook of medical physiology, 11th edition. Elsevier Saunders, St. Louis, Mo. 978-0-7216-0240-0.
  17. Hadžiselimović R., Maslić E. (1999): Osnovi etologije – Biologija ponašanja životinja i ljudi. Sarajevo Publishing, Sarajevo. 978-9958-21-091-4.
  18. Nelson D. L.; Cox M. M. (2013). Lehninger principles of biochemistry. W. H. Freeman and Co. ISBN 978-1-4641-0962-1.
  19. Atkins P., de Paula J. (2006): Physical chemistry, 8th Ed. W. H. Freeman, San Francisco. 978-0-7167-8759-4.
  20. Binder H. H. (1999): Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart. 978-3-7776-0736-8.
  21. Lide David R., ур. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0487-3.
  22. Susan Budavari, ур. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th изд.). Merck Publishing. ISBN 0911910131.
  23. Ghose, A.K.; Viswanadhan V.N. & Wendoloski, J.J. (1998). „Prediction of Hydrophobic (Lipophilic) Properties of Small Organic Molecules Using Fragment Methods: An Analysis of AlogP and CLogP Methods”. J. Phys. Chem. A. 102: 3762—3772. doi:10.1021/jp980230o.

Литература

  • Budavari, Susan, ур. (1996). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (12th изд.). Merck. ISBN 978-0-911910-12-4.
  • Yost, Don M. (2007). „Ammonia and Liquid Ammonia Solutions”. Systematic Inorganic Chemistry. READ BOOKS. стр. 132. ISBN 978-1-4067-7302-6.
  • Holleman A. F.; Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st изд.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.
  • Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
  • „Aqua Ammonia”. airgasspecialtyproducts.com. Архивирано из оригинала на датум 19. 11. 2010. Приступљено 28. 11. 2010.
  •  Овај чланак укључује текст из публикације која је сада у јавном власништву: Chisholm, Hugh, ур. (1911). „Ammonia”. Encyclopædia Britannica. 1 (11. изд.). Cambridge University Press. стр. 861—863.
  • Clark, Jim (април 2013) [2002]. „THE HABER PROCESS” (на језику: енглески). Приступљено 15. 12. 2018.
  • Bretherick, L., ур. (1986). Hazards in the Chemical Laboratory (4th изд.). London: Royal Society of Chemistry. ISBN 978-0-85186-489-1. OCLC 16985764.
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.

Спољашње везе

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.