Amoniak
Ogólne informacje
Nomenklatura systematyczna ( IUPAC ):
azan[1]
Inne nazwy	wodorek azotu(III) trihydrydoazot
Wzór sumaryczny	NH3
SMILES	N
Masa molowa	17,03052 g / mol
Wygląd	bezbarwny gaz
Identyfikacja
Numer CAS	7664-41-7
PubChem	222[2]
Właściwości Gęstość i stan skupienia 0,0007714 g/cm3 ; gaz Rozpuszczalność w wodzie 0,899 g/cm³ (0 °C) Temperatura topnienia -78 °C (1013 hPa[3]) Temperatura wrzenia -33 °C (1013 hPa[3]) Temperatura krytyczna 132.4 °C Ciśnienie krytyczne 11,33 MPa Kwasowość (pKa) 9,25 Zasadowość (pKb) 4,75 Lepkość ciecz: 146,5 μPa•s para: 10,70 μPas
Budowa Typ hybrydyzacji i VSEPR sp³ – piramida trygonalna Moment dipolowy 1,48 D
Niebezpieczeństwa
Zagrożenia
Żrący Toksyczny Groźny dla środowiska Żrący (C) Toksyczny (T) Groźny dla środowiska (N)
NFPA 704	1 3 0
Temperatura samozapłonu	630 °C
Zwroty ryzyka	R10, R23, R34, R50[3]
Zwroty bezpieczeństwa	S9, S16, S26, S36/37/39, S45, S61[3]
Numer RTECS	BO0875000[3]
Podobne związki
Inne aniony	NH-, NH2-, NH3-
Inne kationy	jon amonowy NH4+
Pochodne	chlorek amonu hydrazyna azotowodór hydroksyloamina chloroamina
Podobne związki	trijodek azotu , chlorek azotu, chlorek fosforu(III)
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków standardowych (25 °C, 1000 hPa)

Amoniak (nazwy systematyczne: azan^[1], trihydrydoazot, wodorek azotu(III)) – nieorganiczny związek chemiczny o wzorze N H ₃.

Budowa cząsteczki

Cząsteczka amoniaku ma kształt tzw. piramidy trygonalnej. Atom azotu wykazuje hybrydyzację sp³, trzy z powstałych orbitali tworzą wiązania z atomami wodoru, czwarty jest zajmowany przez wolną parę elektronową. Jej obecność powoduje odpychanie elektronów tworzących wiązania N-H, przez co kąt między tymi wiązaniami jest nieco mniejszy (wynosi 106°45') niż np. między wiązaniami C-H w metanie (109°28') ale większy niż między wiązaniami O-H w wodzie (104°45'). Struktura piramidy trygonalnej nie jest jednak stereochemicznie stabilna – amoniak i większość jego pochodnych ( aminy ) ulega tzw. inwersji parasolowej, w której cząsteczka "przewraca się na drugą stronę" jak parasol na silnym wietrze, a wolna para elektronowa przeskakuje na drugą stronę atomu azotu.

Z powodu stosunkowo dużej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru – ΔE = 0,84 (wg 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

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

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

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 wg równania:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

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

Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik

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

2 NH₃ → NH₄⁺ + NH₂^-

Stała K_i tej autodysocjacji w temperaturze -50 °C wynosi 10^-30. Kation amonowy (NH₄⁺) jest słabszym kwasem (wg definicji Brønsteda i Lowry'ego) niż kation oksoniowy (H₃O⁺), a anion amidkowy (NH₂^-) jest silniejszą zasadą niż jon wodorotlenowy , 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 reduktywnych , 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

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(VI) 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 czy amidek potasu), imidki (np. imidek wapnia) i analogiczne do tlenków azotki (np. azotek magnezu). 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 halogenowęglowodory 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

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 cyjanoamidu wapnia, suchą destylację niektórych roślin i produktów zwierzęcych oraz redukcję kwasu azotowego(III) (azotawego) i jego soli wodorem in statu nascendi .

Zastosowania

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(V) . 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 tzw. soli trzeźwiących w celu przywróceniu świadomości osób, u których wystąpiło omdlenie . Cucenie za pomocą wody amoniakalnej przeprowadza się poprzez umieszczenie otwartej fiolki w pobliżu nosa osoby omdlałej. Ostry zapach stanowi bodziec wywołujący rozbudzenie.

Oddziaływanie na organizm ludzki

Ciekły amoniak wylany na skórę wywołuje odmrożenia. Jest przy tym silnie toksyczny ( LC50 _rat(inh.) = 7,5 g/m³ (2h), LD50 _rat(oral) = 350 mg/kg), działa drażniąco na skórę i błony śluzowe.

Wpływ na organizm ludzki w zależności od stężenia:

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

Historia

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^[4][5].

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

• Anammox

Przypisy