Amoniak

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania
Ujednoznacznienie Ten artykuł dotyczy związku azotu z wodorem o wzorze NH3. Zobacz też: „amoniak do pieczenia” (wodorowęglan amonu, NH4HCO3).
Amoniak
Amoniak Amoniak
Butla ze sprężonym amoniakiem
Butla ze sprężonym amoniakiem
Nazewnictwo
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny NH3
Masa molowa 17,03 g/mol
Wygląd bezbarwny gaz
Identyfikacja
Numer CAS 7664-41-7
PubChem 222[7]
Podobne związki
Inne aniony trijodek azotu, trichlorek azotu
Pochodne chlorek amonu
hydrazyna
hydroksyloamina
chloroamina
Podobne związki fosforowodór, azotowodór
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)
Commons Multimedia w Wikimedia Commons

Amoniak (nazwy systematyczne: azan[6], trihydrydoazot, wodorek azotu(III)), NH3nieorganiczny związek chemiczny azotu i wodoru.

Budowa cząsteczki[edytuj | edytuj kod]

Struktura cząsteczki amoniaku. Wolną parę elektronową zaznaczono kolorem żółtym.

Cząsteczka amoniaku ma strukturę tetraedryczną. Kształt cząsteczki amoniaku przypomina piramidę trygonalną, jednak niewiążąca wolna para elektronowa n na atomie azotu znajduje się na czwartym zhybrydyzowanym orbitalu typu sp³. Pozostałe trzy orbitale stanowią wiązania z atomami wodoru[9]. Obecność wolnej pary elektronowej powoduje niewielkie zniekształcenie tetraedrycznej struktury, gdyż odpychanie elektronów pary n jest silniejsze niż tych, tworzących wiązania N−H. Z tego względu kąt między wiązaniami jest nieco mniejszy (106°45') niż np. między wiązaniami C−H w cząsteczce metanu (109°28'). Z kolei w cząsteczce wody, która zawiera dwie pary niewiążące n kąt między wiązaniami O−H jest jeszcze mniejszy (104°45') niż w cząsteczce amoniaku[10]. Struktura cząsteczki amoniaku i większość jego pochodnych (amin) nie jest jednak stereochemicznie stabilna to znaczy ulega ona tzw. inwersji parasolowej, w której cząsteczka "przewraca się na drugą stronę" jak parasol na silnym wietrze, a wolna para elektronowa n przeskakuje na drugą stronę płaszczyzny cząsteczki.

Z powodu stosunkowo dużej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru – ΔE = 0,84 (według skali Paulinga) oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ=1,46 D). Polarność cząsteczek amoniaku jest przyczyną tworzenia się między nimi wiązań wodorowych.

Palność[edytuj | edytuj kod]

Amoniak jest palny (temperatura samozapłonu: 630 °C). Spala się żółtawym płomieniem na azot i wodę. Mieszaniny z powietrzem (15-28% obj. NH3) są wybuchowe.

Aktywność chemiczna gazowego amoniaku[edytuj | edytuj kod]

W stanie gazowym, powyżej 700 °C amoniak ma silne właściwości redukujące, co jest spowodowane jego dysocjacją termiczną z wydzieleniem wodoru. W niższych temperaturach jest stabilny chemicznie. Po dłuższym kontakcie z rtęcią, srebrem i halogenami wilgotny amoniak tworzy związki wybuchowe wrażliwe na uderzenia.

Rozpuszczalność[edytuj | edytuj kod]

Amoniak bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc wodę amoniakalną – w warunkach normalnych 1 objętość wody może rozpuścić 1176 objętości amoniaku, jednak w temperaturze 20 °C będą to już 702 objętości. W roztworach wodnych amoniak hydrolizuje według równania:

NH3 + H2O → NH+4 + OH-

Stała Kb tej reakcji wynosi 1,81·10-5.

Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik[edytuj | edytuj kod]

Ciekły amoniak wykazuje wiele podobieństw do wody. Analogicznie do niej autodysocjuje według równania:

2 NH3NH+4 + NH2

Stała Ki tej autodysocjacji w temperaturze -50 °C wynosi 10−30. Kation amonowy (NH+4) jest słabszym kwasem (według definicji Brønsteda i Lowry'ego) niż kation hydroniowy (H3O+), a anion amidkowy (NH2) jest silniejszą zasadą niż jon wodorotlenowy OH, co powoduje, że nawet słabe kwasy silnie dysocjują w amoniaku, a silne zasady dysocjują słabo.

Ciekły amoniak rozpuszcza metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych z wytworzeniem kolorowych, silnie redukujących, przewodzących prąd roztworów. Kolor roztworu zmienia się wraz ze stężeniem jonów metalu. Przy małym stężeniu roztwór jest niebieski, przy zatężeniu zmienia barwę na brązową.

Związki amoniaku[edytuj | edytuj kod]

Ze względu na hydrolizę amoniaku, jego roztwory wodne mają odczyn zasadowy i reagują z kwasami tworząc sole, w których skład wchodzi jon amonowy, np. azotan amonu czy siarczan amonu. W reakcji gazowego amoniaku z gazowym chlorowodorem powstaje chlorek amonu. Reakcja ta zachodzi przy niewielkim udziale wilgoci.

W wyniku wymiany jednego, dwóch lub trzech atomów wodoru przez atomy metali powstają kolejno: analogiczne do zasad amidki (np. amidek sodu, NaNH2, czy amidek potasu, KNH2), imidki (np. imidek wapnia, CaNH) i (analogiczne do tlenków) azotki (np. azotek magnezu, Mg3N2). Wszystkie te związki łatwo hydrolizują na odpowiednie zasady i amoniak.

Z niektórymi solami amoniak tworzy analogiczne do hydratów amoniakaty. Na przykład z chlorkiem wapnia tworzy amoniakat CaCl2·8NH3. Z tego powodu chlorek wapnia nie nadaje się do osuszania amoniaku.

Amoniak znajduje szerokie zastosowanie w syntezie organicznej. W wyniku działania amoniaku na halogenki alkilowe powstają aminy będące homologami amoniaku:

CH3Cl + NH3 → CH3NH2 + HCl

w reakcji pochodnych halogenowych kwasów karboksylowych z nadmiarem amoniaku powstają aminokwasy:

CH2ClCOOH + NH3 → NH2CH2COOH + HCl

a w reakcji estrów kwasu izocyjanowego z amoniakiem tworzą się alkilowe pochodne mocznika:

CH3NCO + NH3 → CH3NHCONH2

Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]

W naturze amoniak powstaje jako produkt gnicia substancji białkowych. Do celów laboratoryjnych można otrzymać go w wyniku działania mocnych zasad na sole amonowe w podwyższonej temperaturze, np.:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

Inną, rzadszą metodą jest hydroliza azotków:

Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3

W przemyśle amoniak otrzymuje się bezpośrednio z pierwiastków metodą Habera i Boscha. Przed wynalezieniem metody Habera i Boscha do przemysłowego otrzymywania amoniaku stosowano reakcję hydrolizy cyjanamidu wapnia, suchą destylację niektórych roślin i produktów zwierzęcych oraz redukcję kwasu azotawego i jego soli wodorem in statu nascendi.

Analiza[edytuj | edytuj kod]

Zarówno amoniak, jak i jego związki można wykryć i oznaczyć metodami chemicznymi, przede wszystkim za pomocą odczynnika Nesslera lub metodą indofenolową[11].

Zastosowania[edytuj | edytuj kod]

Największe ilości amoniaku są w przemyśle zużywane do produkcji nawozów sztucznych oraz do otrzymywania metodą Ostwalda tlenku azotu(II), który jest półproduktem do otrzymywania kwasu azotowego. Ponadto amoniaku używa się do produkcji węglanu sodu (sody amoniakalnej) metodą Solvaya, materiałów wybuchowych, cyjanowodoru, tkanin syntetycznych etc.

Ze względu na swoje własności termodynamiczne amoniak jest stosowany jako czynnik chłodniczy (R717), zwłaszcza w dużych urządzeniach chłodniczych.

Woda amoniakalna stosowana jest jako składnik soli trzeźwiących w celu przywróceniu świadomości osób, u których wystąpiło omdlenie.

Amoniak wymieszany z powietrzem jest stosowany na statkach do redukcji cząstek NOx w procesie selektywnej redukcji katalitycznej (SCR).

Oddziaływanie na organizm ludzki[edytuj | edytuj kod]

Ciekły amoniak wylany na skórę wywołuje odmrożenia. Jest przy tym silnie toksyczny (LC50rat(inh.) = 7,5 g/m³ (2h), LD50rat(oral) = 350 mg/kg), działa drażniąco na skórę i błony śluzowe.

Wpływ na organizm ludzki w zależności od stężenia:

Wpływ na organizm ludzki stężenie
[ppm]
Dopuszczalny czas przebywania
Charakterystyczny zapach wyczuwalny przez większość ludzi. 251
(próg wykrywalności)
Nieograniczony.
Dosyć silny zapach wyczuwalny przez każdego człowieka. 35 8 godzin dziennie (maksymalne dopuszczalne stężenie trwałe).
Zapach bardzo wyraźnie wyczuwalny. 50 Według niezbędnych potrzeb.
Ostry nieprzyjemny zapach, przy krótkotrwałym wdychaniu bez szkodliwego wpływu na organizm ludzi zdrowych. 100 Opuścić pomieszczenie niezwłocznie.
Podrażnienie śluzówki oczu, nosa i dróg oddechowych. 400–700
(próg zagrożenia)
Godzina przebywania przeważnie nie powoduje poważnych następstw.
Napad kaszlu, uczucie zatykania oddechu, silne podrażnienie śluzówki nosa, oczu i dróg oddechowych. 1000–1700 Półgodzinne przebywanie może prowadzić do groźnych następstw.
Silny kaszel, skurcze gardła, silne uczucie zatykania oddechu wraz ze żrącym podrażnieniem śluzówki nosa, oczu i dróg oddechowych. 2000–5000 W ciągu 1/2 godziny może nastąpić śmierć przez uduszenie.
Silne uczucie porażenia nerwowego i duszenia. >5000 Śmierć następuje w ciągu kilku minut.

(1): Próg wykrywalności w niskich temperaturach jest jeszcze niższy i wynosi 2–5 ppm.

Historia[edytuj | edytuj kod]

Pierwszy opisany związek amoniaku – salmiak (chlorek amonu), otrzymany został ok. roku 332 p.n.e. z odchodów wielbłądów w pobliżu świątyni Amona w oazie Siwa na terenie dzisiejszego Egiptu. Stąd pochodzi nazwa "amoniak" używana w różnych formach w większości języków świata[12][13].

Chlorek amonu był też znany przez średniowiecznych alchemików – był wzmiankowany przez Alberta Wielkiego na początku XIII w. W XV w. Basilius Valentinus otrzymał amoniak przez działanie na tę sól zasadą. Skład amoniaku został ustalony przez Claude'a Louisa Bertholleta.

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

WiktionaryPl nodesc.svg
Zobacz hasło amoniak w Wikisłowniku

Przypisy

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 Department of Chemistry, The University of Akron: Ammonia (ang.). [dostęp 2012-02-12].
  2. Amoniak (pol.). Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich dla Polski. [dostęp 2014-01-28].
  3. CRC Handbook of Chemistry and Physics. Wyd. 88th. Boca Raton: CRC Press, 2008, s. 6-51.
  4. Amoniak (ang.). Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich dla Stanów Zjednoczonych.
  5. 5,0 5,1 Informacje o klasyfikacji i oznakowaniu substancji wg Rozporządzenia 1272/2008, zał. VI: Amoniak (pol.) w bazie European chemical Substances Information System. Instytut Ochrony Zdrowia i Konsumenta. [dostęp 2012-02-12].
  6. 6,0 6,1 Nazewnictwo wodorków. W: Andrzej Burewicz, Piotr Jagodziński: Eksperyment Laboratoryjny w Nauczaniu Chemii. Poznań: Zakład Dydaktyki Chemii UAM, 2005, s. 102-103. ISBN 83-89723-21-2. [dostęp 18.06.2009].
  7. Amoniak – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
  8. CRC Handbook of Chemistry and Physics. Wyd. 88th. Boca Raton: CRC Press, 2008, s. 8-47.
  9. J.D. Lee: Zwięzła chemia nieorganiczna. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1999, s. 212-213. ISBN 83-01-12352-4.
  10. J.D. Lee: Zwięzła chemia nieorganiczna. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1999, s. 66-67. ISBN 83-01-12352-4.
  11. John Wolf et al.: Air. W: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 2006, s. 94–95. DOI:10.1002/14356007.b07_403.pub2.
  12. Wayne L. Felty. From camel dung. „J. Chem. Educ.”. 59 (2), s. 170, 1982. doi:10.1021/ed059p170.3. 
  13. Gregory C. Miller. From camel dung (the author replies). „J. Chem. Educ.”. 59 (2), s. 170, 1982. doi:10.1021/ed059p170.4.