Amoniak |
|
|
Ogólne informacje |
Nomenklatura systematyczna (
IUPAC
): |
azan[1] |
Inne nazwy | wodorek azotu(III) trihydrydoazot |
Wzór sumaryczny | NH3 |
SMILES
| |
Masa molowa
| 17,03052
g
/
mol
|
Wygląd | bezbarwny gaz |
Identyfikacja |
Numer CAS
|
7664-41-7
|
PubChem
| 222[2] |
|
|
Niebezpieczeństwa |
Zagrożenia |
 | Żrący |
|  | Toksyczny |
|  | Groźny dla środowiska |
| Żrący (C) | Toksyczny (T) | Groźny dla środowiska (N) |
|
NFPA 704
| |
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 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.
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:
Wpływ na organizm ludzki | stężenie [ppm] | Dopuszczalny czas przebywania |
Charakterystyczny zapach wyczuwalny nosem przez większość ludzi. | 25 1 próg wykrywalności | Nieograniczony |
| 35 | 8 godzin dziennie (maksymalne dopuszczalne stężenie trwałe) |
Zapach bardzo wyraźnie wyczuwalny. | 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.
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
Przypisy
- ↑ 1,0 1,1 Nazewnictwo wodorków. W: Andrzej Burewicz, Piotr Jagodziński:
Eksperyment Laboratoryjny w Nauczaniu Chemii
. Poznań: Zakład Dydaktyki Chemii UAM, 2005, ss. 102-103. . [dostęp 18.06.2009].
- ↑
Amoniak – podsumowanie
(
ang.
). PubChem Public Chemical Database.
- ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4
294993 Ammonia anhydrous, ≥99.99%
(
ang.
). Sigma-Aldrich. [dostęp 2008-11-17].
- ↑ Wayne L. Felty. From camel dung. „J. Chem. Educ.”. 59 (2), s. 170 (1982).
doi:10.1021/ed059p170.3
.
- ↑ Gregory C. Miller. From camel dung (the author replies). „J. Chem. Educ.”. 59 (2), s. 170 (1982).
doi:10.1021/ed059p170.4
.