Амонијак

Амонијак или азан је хемијско једињење азота и водоника са молекулском формулом NH₃. 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. 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.

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.

Историја

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 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.

Шема производње амонијака, Хабер - Бош

Амонијак који је у комерцијалном промету се назива „безводни амонијак”. Он се разликује од раствора амонијак хидроксида, који се понекад назива „кућни амонијак”.

Особине

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.

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.

-{$N{H}_3+H_3{O}^{+}\to H_{2}O+N{H}_4^{+}$}-

Особина	Вредност
Број акцептора водоника	1
Број донора водоника	1
Број ротационих веза	0
Партициони коефицијент (-{ALogP)}-	-0,3
Растворљивост (-{logS, log(mol/L}-))	1,5
Поларна површина (-{PSA}-, Å2)	35,0

Примена

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.

-{$4N{H}_3+5O_2\to 4NO+6H_{2}O$}-

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

Може се добити директном синтезом азота и водоника (Хабер-Бошова синтеза):

$N2+3H_2\to 2N{H}_3$

Такође може се добити дејством калцијум оксида на амонијум-хлорид, као и дејством воде на магнезијум-нитрид:

$2N{H}_{4}Cl+2CaO\to CaC{l}_2+Ca(OH{)}_2+2N{H}_3$

$M{g}_3{N}_2+6H_{2}O\to 3Mg(OH{)}_2+2N{H}_3$

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

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

Литература

• Шаблон:Cite book
• Шаблон:Cite book
• Шаблон:Cite book
• Шаблон:Holleman&Wiberg1st
• Шаблон:Housecroft3rd
• Шаблон:Cite web
• Шаблон:EB1911
• Шаблон:Cite web
• Шаблон:Cite book
• Шаблон:Greenwood&Earnshaw2nd

Спољашње везе

• Хемијска википедија (на енглеском)
• -{International Chemical Safety Card 0414 (anhydrous ammonia), ilo.org.}-
• -{International Chemical Safety Card 0215 (aqueous solutions), ilo.org.}-
• Шаблон:PubChem
• Шаблон:Cite web
• -{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}-