Википедија

Амонијак

Амонијак или азан је хемијско једињење азота и водоника са молекулском формулом NH3.[12] При нормалним условима амонијак је гас оштрог, карактеристичног мириса, лакши од ваздуха и лако растворан у води. Амонијак је отрован гас. Он је корозиван за неке материје.

Амонијак
Називи
IUPAC назив
Амонијак (енгл. azane)
Други називи
хидроген-нитрид
Идентификација
3Д модел (Jmol)
3DMet B00004
Бајлштајн 3587154
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.760
EC број 231-635-3
Гмелин Референца 79
KEGG[1]
MeSH Ammonia
RTECS BO0875000
UNII
UN број 1005
  • InChI=1S/H3N/h1H3 ДаY
    Кључ: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N ДаY
  • InChI=1/H3N/h1H3
    Кључ: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
  • N
Својства
NH3
Моларна маса 17,031 g/mol
Агрегатно стање Безбојан гас
Мирис јак опор задах
Густина 0,86 kg/m3 (1,013 bar на тачки кључања)

0,769  kg/m3 (STP)[4]
0,73 kg/m3 (1,013 bar на 15 °C)
681,9 kg/m3 на −33,3 °C (течност)[5]
817 kg/m3 на −80 °C (транспарентна чврста материја)[6]

Тачка топљења −77,73 °C (−107,91 °F; 195,42 K) (Тројна тачка на 6,060 kPa, 195,4 K)
Тачка кључања −33,34 °C (−28,01 °F; 239,81 K)
Критична тачка (T, P) 132,4 °C (405,5 K), 111,3 atm (11.280 kPa)
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 kPa
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 cm³/mol
Индекс рефракције (nD) 1,3327
Вискозност 0,276 cP (−40 °C)
Структура
C3v
Облик молекула (орбитале и хибридизација) тригонална пирамида
Диполни момент 1,42 D
Опасности
Безбедност приликом руковања ICSC 0414 (анхидридан)
ГХС пиктограми [9]
H221, H280, H314, H331, H400[9]
P210, P261, P273, P280, P305+351+338, P310[9]
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondFlammability code 1: Must be pre-heated before ignition can occur. Flash point over 93 °C (200 °F). E.g., canola oilHealth code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gasКод реактивности 0: Нормално стабилан, чак и под стањем изложености ватри; није реактиван с водом (нпр. течни азот)Special hazards (white): no code
1
3
0
Тачка паљења запаљив гас
651 °C (1.204 °F; 924 K)
Експлозивни лимити 15–28%
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
0,015 mL/kg (човек, орално)
40.300 ppm (пацов, 10 min)
28.595 ppm (пацов, 20 min)
20.300 ppm (пацов, 40 min)
11.590 ppm (пацов, 1 h)
7338 ppm (пацов, 1 h)
4837 ppm (миш, 1 h)
9859 ppm (кунић, 1 h)
9859 ppm (мачка, 1 h)
2000 ppm (пацов, 4 h)
4230 ppm (миш, 1 h)[10]
5000 ppm (сисари, 5 min)
5000 ppm (човек, 5 min)[10]
Границе изложености здравља у САД (NIOSH):[11]
PEL (дозвољено)
 50 ppm (25 ppm ACGIH- TLV; 35 ppm STEL)
REL (препоручено)
 TWA 25 ppm (18 mg/m³) ST 35 ppm (27 mg/m³)
IDLH (тренутна опасност)
 300 ppm
Сродна једињења
Други анјони
 амонијум-хидроксид (NH4OH)
Други катјони
 Фосфин, арсин, стибин
Сродна nitrogen hydrides
 Хидразин, Hydrazoic acid, амонијум-хлорид (NH4Cl)
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 VSEPR 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.[13][14][15] То значи да у воденом раствору може да преузме протон од молекула воде, када настаје хидроксидни анјон и један амонијумски катјон (NH4+) који има облик правилног тетраедра. Степен до ког амонијак ствара амонијумове јоне зависи од pH вредности раствора: при pH ~ 7 дисоцирано је око 99% молекула амонијака. Главна примена амонијака је у производњи ђубрива, експлозива и полимера. Такође је састојак кућних средстава за чишћење.[16][17][12]

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.[18][19][20][21][22]

Историја

уреди

Име амонијак (лат. ammoniacus) 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 Hammoniacus sal јавља у списима Плинија. Није познато, међутим, да ли тај израз има идентичан смисао с новијим изразом sal-ammoniac, 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[12] 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.

 
Шема производње амонијака, Хабер - Бош

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

Особине

уреди

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 проточним неорганским растварачима као што је вода.[23][24]

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 (H3O+), при при чему се ослобађа молекул воде (H2O) и формира позитивно наелектрисан амонијум јон (NH4+) који има облик правилног тетраедра. Формирање амонијум јона зависи од pH вредности раствора.

 

Особина Вредност
Број акцептора водоника 1
Број донора водоника 1
Број ротационих веза 0
Партициони коефицијент[25] (ALogP) -0,3
Растворљивост[26] (logS, log(mol/L)) 1,5
Поларна површина[27] (PSA, Å2) 35,0

Примена

уреди

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

уреди

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

уреди
Растворљивост (број грама на 100 g 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

уреди
  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. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  3. ^ 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. 
  4. ^ „Gases – Densities”. Приступљено 3. 3. 2016. 
  5. ^ Yost, Don M. (2007). „Ammonia and Liquid Ammonia Solutions”. Systematic Inorganic Chemistry. READ BOOKS. стр. 132. ISBN 978-1-4067-7302-6. 
  6. ^ Blum, Alexander (1975). „On crystalline character of transparent solid ammonia”. Radiation Effects and Defects in Solids. 24 (4): 277—279. Bibcode:1975RadEf..24..277B. doi:10.1080/00337577508240819. 
  7. ^ Budavari, Susan, ур. (1996). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (12th изд.). Merck. ISBN 978-0-911910-12-4. 
  8. ^ Perrin, D. D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Press: Oxford, 1982.
  9. ^ а б в Sigma-Aldrich Co. Retrieved on 20. 7. 2013.
  10. ^ а б „Ammonia”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  11. ^ NIOSH Џепни водич хемијских хазарда. „#0028”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH). 
  12. ^ а б в Мишић, Милан, ур. (2005). Енциклопедија Британика. А-Б. Београд: Народна књига : Политика. стр. 44. ISBN 86-331-2075-5. 
  13. ^ Whitten, Kenneth W.; Gailey, Kenneth D.; Davis, Raymond E. (1992). General Chemistry. Saunders College Pub. ISBN 978-0-03-072373-5. 
  14. ^ Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G. (2002): General Chemistry, 8th Ed. Prentice-Hall. . New York. ISBN 978-0-13-014329-7. 
  15. ^ Laidler K. J. (1978): Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings, Menlo Park. Laidler, Keith James (1978). Physical Chemistry with Biological Applications. Benjamin/Cummings Publishing Company. ISBN 978-0-8053-5680-9. 
  16. ^ Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović R., Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo. Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. 2005. ISBN 978-9958-9344-1-4. 
  17. ^ Voet D., Voet J. (1995): Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html.
  18. ^ Guyton, Arthur C.; Hall, John Edward (2006). Textbook of Medical Physiology (11th изд.). St. Louis, Mo.: Elsevier España. ISBN 978-0-7216-0240-0. 
  19. ^ Hadžiselimović, Rifat; Maslić E. (1999). Osnovi etologije: Biologija ponašanja životinja i ljudi. Sarajevo-Publishing. ISBN 978-9958-21-091-4. 
  20. ^ Nelson, D. L.; Cox M. M. (2013). Lehninger principles of biochemistry. W. H. Freeman and Co. ISBN 978-1-4641-0962-1. 
  21. ^ Atkins P., de Paula J. (2006): Physical chemistry, 8th Ed. W. H. Freeman, San Francisco. Atkins, Peter; Paula, Julio de (10. 3. 2006). Physical Chemistry. Macmillan. ISBN 978-0-7167-8759-4. 
  22. ^ Binder H. H. (1999): Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart. Binder, Harry H. (1999). Lexikon der chemischen Elemente: Das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten. Hirzel. ISBN 978-3-7776-0736-8. 
  23. ^ Lide David R., ур. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0487-3. 
  24. ^ Susan Budavari, ур. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th изд.). Merck Publishing. ISBN 0911910131. 
  25. ^ 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. 
  26. ^ Tetko, I. V.; Tanchuk, V. Y.; Kasheva, T. N.; Villa, A. E. (2001). „Estimation of aqueous solubility of chemical compounds using E-state indices”. Journal of Chemical Information and Computer Sciences. 41 (6): 1488—1493. PMID 11749573. doi:10.1021/ci000392t. 
  27. ^ Ertl, Peter; Rohde, Bernhard; Selzer, Paul (2000). „Fast Calculation of Molecular Polar Surface Area as a Sum of Fragment-Based Contributions and Its Application to the Prediction of Drug Transport Properties”. Journal of Medicinal Chemistry. 43 (20): 3714—3717. PMID 11020286. doi:10.1021/jm000942e. 

Литература

уреди

Спољашње везе

уреди
 
Амонијак на Викимедијиној остави.
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Амонијак&oldid=27815598”