Amoniak
Z Wikipedii
| Amoniak | |||||
|
|||||
| Ogólne informacje | |||||
| Nazwa systematyczna | azan | ||||
| Inne nazwy | amoniak wodorek azotu(III) trihydrydoazot |
||||
| Wzór sumaryczny | NH3 | ||||
| SMILES | N | ||||
| Masa molowa | 17,03052 g/mol | ||||
| Wygląd | bezbarwny gaz | ||||
| Identyfikacja | |||||
| Numer CAS | 7664-41-7 | ||||
| Właściwości | |||||
| Gęstość i stan skupienia | 0,0007714 g/cm3 ; gaz | ||||
| Rozpuszczalność w wodzie | 0,899 g/cm³ (0°C) | ||||
| Temperatura topnienia | -77,73 °C (195,42 K; 1013 hPa) | ||||
| Temperatura wrzenia | -33,34 °C (239,81 K; 1013 hPa) | ||||
| Temperatura krytyczna | 132,4 °C (405,55 K) | ||||
| 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 | |||||
| MSDS | Zewnętrzne dane MSDS | ||||
   |
|||||
| Klasyfikacja UE | Treść oznaczeń: C - silnie żrący T - toksyczny N - groźny dla środowiska |
||||
| NFPA 704 |
1
3
0
|
||||
| Temperatura samozapłonu | 630 °C (903,15 K) | ||||
| Zwroty ryzyka | R10, R23, R34, R50 | ||||
| Zwroty bezpieczeństwa | S1/2, S16, S36/37/39, S45, S61 | ||||
| Numer RTECS | BO0875000 | ||||
| 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 | ||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków standardowych (25°C, 1000 hPa) |
|||||
Amoniak (nazwa zwyczajowa) – znany także pod nazwą systematyczną azan (trihydrydoazot, wodorek azotu(III)), to nieorganiczny związek chemiczny o wzorze NH3.
Spis treści |
[edytuj] 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 sztywna – 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.
[edytuj] 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. Po dłuższym kontakcie z rtęcią wilgotny amoniak tworzy związki wybuchowe wrażliwe na uderzenia.
[edytuj] Aktywność chemiczna gazowego amoniaku
W stanie gazowym, powyżej 700°C amoniak ma silne właściwości redukujące, co jest spowodowane jego rozkładem termicznym z wydzieleniem wodoru. W niższych temperaturach jest stabilny chemicznie. W niewielkim stopniu dysocjuje w temperaturze 840-930°C.
[edytuj] 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.
[edytuj] Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik
Ciekły amoniak wykazuje wiele podobieństw do wody. Analogicznie do niej autodysocjuje wg równania:
- 2 NH3 → NH4+ + NH2-
Stała Ki 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.
[edytuj] Związki amoniaku
Ze względu na hydrolizę amoniaku, jego roztwory wodne mają zasadowy odczyn 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.
[edytuj] 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.:
Inną, rzadszą metodą jest hydroliza azotków:
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) i jego soli wodorem In statu nascendi (chemia).
[edytuj] 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 chętnie stosowany jako czynnik chłodniczy (R717), zwłaszcza w dużych urządzeniach chłodniczych.
[edytuj] Oddziaływanie na organizm ludzki
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 amoniaku na organizm ludzki w zależności od stężenia w powietrzu:
| Wpływ na organizm ludzki | stężenie [ppm] |
Dopuszczalny czas przebywania |
| Charakterystyczny zapach wyczuwalny nosem przez większość ludzi. | 25 1 próg wykrywalności |
Nieograniczony |
| Maksymalne dopuszczalne stężenie trwałe. | 35 | 8 godzin roboczych przez 7 dni w tygodniu |
| Zapach bardzo wyraźnie wyczuwalny. Ludzie opuszczają skażone pomieszczenie. | 50 | wg 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 – 6000 | Śmierć następuje w ciągu kilku minut |
(1): Próg wykrywalności w niskich temperaturach jest jeszcze niższy i wynosi 2 – 5 ppm.
[edytuj] Historia
Pierwsza sól amoniaku, chlorek amonu, była znana już w starożytności. Po raz pierwszy została otrzymana przez przypadek. Po spaleniu odchodów wielbłąda w świątyni Amona w oazie Siwa na terenie dzisiejszej Libii pozostały na suficie i ścianach jej białe kryształki. Stąd pochodzi nazwa 'amoniak' używana w różnych formach w większości języków świata.
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.
[edytuj] Zobacz też
