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 | ||
| |||
| |||
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] | ||
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 | ![]() ![]() ![]() | ||
H221, H280, H314, H331, H400[9] | |||
P210, P261, P273, P280, P305+351+338, P310[9] | |||
NFPA 704 | |||
Тачка паљења | запаљив гас | ||
651 °C (1.204 °F; 924 K) | |||
Експлозивни лимити | 15–28% | ||
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC): | |||
LD50 (средња доза)
|
0,015 mL/kg (човек, орално) | ||
LC50 (средња концетрација)
|
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] | ||
LCLo (најнижа објављена)
|
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 | |||
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.
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 | уреди извор]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.
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/d/db/Haber-Bosch-En.svg/220px-Haber-Bosch-En.svg.png)
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 | уреди извор]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 | уреди извор]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 | уреди извор]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 | уреди извор]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 | уреди извор]- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ „Gases – Densities”. Приступљено 3. 3. 2016.
- ^ Yost, Don M. (2007). „Ammonia and Liquid Ammonia Solutions”. Systematic Inorganic Chemistry. READ BOOKS. стр. 132. ISBN 978-1-4067-7302-6.
- ^ 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.
- ^ Budavari, Susan, ур. (1996). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (12th изд.). Merck. ISBN 978-0-911910-12-4.
- ^ Perrin, D. D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Press: Oxford, 1982.
- ^ а б в Sigma-Aldrich Co. Retrieved on 20. 7. 2013.
- ^ а б „Ammonia”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ NIOSH Џепни водич хемијских хазарда. „#0028”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH).
- ^ а б в Мишић, Милан, ур. (2005). Енциклопедија Британика. А-Б. Београд: Народна књига : Политика. стр. 44. ISBN 86-331-2075-5.
- ^ Whitten, Kenneth W.; Gailey, Kenneth D.; Davis, Raymond E. (1992). General Chemistry. Saunders College Pub. ISBN 978-0-03-072373-5.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ Voet D., Voet J. (1995): Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html.
- ^ Guyton, Arthur C.; Hall, John Edward (2006). Textbook of Medical Physiology (11th изд.). St. Louis, Mo.: Elsevier España. ISBN 978-0-7216-0240-0.
- ^ Hadžiselimović, Rifat; Maslić E. (1999). Osnovi etologije: Biologija ponašanja životinja i ljudi. Sarajevo-Publishing. ISBN 978-9958-21-091-4.
- ^ Nelson, D. L.; Cox M. M. (2013). Lehninger principles of biochemistry. W. H. Freeman and Co. ISBN 978-1-4641-0962-1.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ Lide David R., ур. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0487-3.
- ^ Susan Budavari, ур. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th изд.). Merck Publishing. ISBN 0911910131.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ 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 | уреди извор]- Nelson, D. L.; Cox M. M. (2013). Lehninger principles of biochemistry. W. H. Freeman and Co. ISBN 978-1-4641-0962-1.
- 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 19. 11. 2010. г. Приступљено 28. 11. 2010.
- јавном власништву: Chisholm, Hugh, ур. (1911). „Ammonia”. Encyclopædia Britannica (на језику: енглески). 1 (11 изд.). Cambridge University Press. стр. 861—863. Овај чланак укључује текст из публикације која је сада у
- 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
[уреди | уреди извор]- Хемијска википедија (на енглеском)
- International Chemical Safety Card 0414 (anhydrous ammonia), ilo.org.
- International Chemical Safety Card 0215 (aqueous solutions), ilo.org.
- PubChem {{{1}}}
- „Ammoniac et solutions aqueuses” (на језику: француски). Institut National de Recherche et de Sécurité. Архивирано из оригинала 11. 12. 2010. г.
- Emergency Response to Ammonia Fertilizer Releases (Spills) for the Minnesota Department of Agriculture.ammoniaspills.org
- National Institute for Occupational Safety and Health – Ammonia Page, cdc.gov
- NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards – Ammonia, cdc.gov
- Ammonia, video