Amoniak - pl.LinkFang.org

Amoniak




Ten artykuł dotyczy związku azotu z wodorem o wzorze NH
3
. Zobacz też: „amoniak do pieczenia” (wodorowęglan amonu, NH
4
HCO
3
).
Amoniak

butla ze sprężonym amoniakiem
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny NH
3
Masa molowa 17,03 g/mol
Wygląd bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu
Identyfikacja
Numer CAS 7664-41-7
PubChem 222
Podobne związki
Inne aniony NI
3
, NCl
3
Podobne związki PH
3
, HN
3
Pochodne NH
4
Cl
, N
2
H
4
, NH
2
OH
, NH
2
Cl
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Amoniak (nazwy systematyczne: azan, trihydrydoazot[1]), NH
3
nieorganiczny związek chemiczny azotu i wodoru.

Spis treści

Budowa cząsteczki


Cząsteczka amoniaku ma strukturę tetraedryczną. Kształt cząsteczki amoniaku przypomina piramidę trygonalną, jednak niewiążąca wolna para elektronowa n na atomie azotu znajduje się na czwartym zhybrydyzowanym orbitalu typu sp³. Pozostałe trzy orbitale stanowią wiązania z atomami wodoru[9]. Obecność wolnej pary elektronowej powoduje niewielkie zniekształcenie tetraedrycznej struktury, gdyż odpychanie elektronów pary n jest silniejsze niż tych, tworzących wiązania NH. Z tego względu kąt między wiązaniami jest nieco mniejszy (106°45′) niż np. między wiązaniami CH w cząsteczce metanu (109°28′). Z kolei w cząsteczce wody, która zawiera dwie pary niewiążące n kąt między wiązaniami OH jest jeszcze mniejszy (104°45′) niż w cząsteczce amoniaku[10]. Struktura cząsteczki amoniaku i większość jego pochodnych (amin) nie jest jednak stereochemicznie stabilna to znaczy ulega ona tzw. inwersji parasolowej, w której cząsteczka „przewraca się na drugą stronę” jak parasol na silnym wietrze, a wolna para elektronowa n przeskakuje na drugą stronę płaszczyzny cząsteczki.

Z powodu stosunkowo dużej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru (0,84 według skali Paulinga) oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ = 1,47 D). Polarność cząsteczek amoniaku jest przyczyną tworzenia się między nimi wiązań wodorowych.

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.:

2NH
4
Cl + Ca(OH)
2
→ CaCl
2
+ 2NH
3
+ 2H
2
O

Inną, rzadszą metodą jest hydroliza azotków:

Mg
3
N
2
+ 6H
2
O → 3Mg(OH)
2
+ 2NH
3

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 cyjanamidu wapnia, suchą destylację niektórych roślin i produktów zwierzęcych oraz redukcję kwasu azotawego i jego soli wodorem in statu nascendi.

Właściwości


Palność

Amoniak jest palny (temperatura samozapłonu: 630 °C). Spala się żółtawym płomieniem na azot i wodę. Mieszaniny z powietrzem (15–28% obj. NH
3
) 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 według równania:

NH
3
+ H
2
O → NH+
4
+ 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 według równania:

2NH
3
→ NH+
4
+ NH
2

Stała Ki tej autodysocjacji w temperaturze −50 °C wynosi 10−30. Kation amonowy (NH+
4
) jest słabszym kwasem (według definicji Brønsteda i Lowry’ego) niż kation hydroniowy (H
3
O+
), a anion amidkowy (NH
2
) jest silniejszą zasadą niż jon wodorotlenowy OH
, 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 redukujących, 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 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, NaNH
2
, czy amidek potasu, KNH
2
), imidki (np. imidek wapnia, CaNH) i (analogiczne do tlenków) azotki (np. azotek magnezu, Mg
3
N
2
). 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 CaCl
2
·8NH
3
. Z tego powodu chlorek wapnia nie nadaje się do osuszania amoniaku.

Amoniak znajduje szerokie zastosowanie w syntezie organicznej. W wyniku działania amoniaku na halogenki alkilowe powstają aminy będące homologami amoniaku:

CH
3
Cl + NH
3
→ CH
3
NH
2
+ HCl

w reakcji pochodnych halogenowych kwasów karboksylowych z nadmiarem amoniaku powstają aminokwasy:

CH
2
ClCOOH + NH
3
→ NH
2
CH
2
COOH + HCl

a w reakcji estrów kwasu izocyjanowego z amoniakiem tworzą się alkilowe pochodne mocznika:

CH
3
NCO + NH
3
→ CH
3
NHCONH

Analiza

Zarówno amoniak, jak i jego związki można wykryć i oznaczyć metodami chemicznymi, przede wszystkim za pomocą odczynnika Nesslera lub metodą indofenolową[11].

Zastosowanie


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. 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 soli trzeźwiących w celu przywróceniu świadomości osób, u których wystąpiło omdlenie.

Amoniak wymieszany z powietrzem jest stosowany na statkach do redukcji cząstek NOx w procesie selektywnej redukcji katalitycznej (SCR).

Zagrożenia


Oddziaływanie na organizm ludzki

Ciekły amoniak wylany na skórę wywołuje odmrożenia. Jest przy tym silnie toksyczny (LC50 wynosi 7,5 g/m³ (2 h, szczur, inhalacja), a LD50 350 mg/kg dla szczura przy podaniu doustnym), 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 przez większość ludzi 25[a] (próg wykrywalności) Nieograniczony
Dosyć silny zapach wyczuwalny przez każdego człowieka 35 8 godzin dziennie (maksymalne dopuszczalne stężenie trwałe)
Zapach bardzo wyraźnie wyczuwalny 50 Według 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 Śmierć następuje w ciągu kilku minut

Historia


Pierwszy opisany związek amoniaku – salmiak (chlorek amonu), otrzymany został ok. 332 roku 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[12][13].

Chlorek amonu był też znany przez średniowiecznych alchemików – był wzmiankowany przez Alberta Wielkiego na początku XIII wieku. W XV w. Basilius Valentinus otrzymał amoniak przez działanie na tę sól zasadą. Skład amoniaku został ustalony przez Claude’a Louisa Bertholleta.

Zobacz też


Uwagi


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

Przypisy


  1. a b c d Neil G. Connelly i inni, Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 (Red Book) , International Union of Pure and Applied Chemistry, RSC Publishing, 2005, s. 314, ISBN 978-0-85404-438-2.
  2. a b c d e Lide 2009 ↓, s. 4-46.
  3. Lide 2009 ↓, s. 8-40.
  4. a b Lide 2009 ↓, s. 6-51.
  5. Lide 2009 ↓, s. 9-51.
  6. a b Amoniak (ang.) w wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2015-04-10].
  7. Amoniak (nr 294993) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Polski. [dostęp 2014-01-28]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  8. Amoniak (nr 294993) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2014-01-28]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  9. Lee 1999 ↓, s. 212–213.
  10. Lee 1999 ↓, s. 66–67.
  11. John Wolf i inni, Air, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, s. 94–95, ISBN 978-3-527-30385-4 (ang.).i inni
  12. Wayne L. Felty. From camel dung. „J. Chem. Educ.”. 59 (2), s. 170, 1982. DOI: 10.1021/ed059p170.3 . 
  13. Gregory C. Miller. From camel dung (the author replies). „J. Chem. Educ.”. 59 (2), s. 170, 1982. DOI: 10.1021/ed059p170.4 . 

Bibliografia










Kategorie: Czynniki chłodnicze | Rozpuszczalniki | Związki azotu | Związki wodoru








Informacje na dzień: 28.05.2020 01:22:50 CEST

Źródło: Wikipedia (Autorzy [Historia])    Licencja: CC-by-sa-3.0

Zmiany: Wszystkie zdjęcia i większość powiązanych z nimi elementów projektu zostały usunięte. Niektóre ikony zostały zastąpione przez FontAwesome-Icons. Niektóre szablony zostały usunięte (np. „Artykuł wymaga rozszerzenia) lub przypisane (np.„ Przypisy ”). Klasy CSS zostały usunięte lub zharmonizowane.
Usunięto linki do Wikipedii, które nie prowadzą do artykułu lub kategorii (takie jak „Redlinki”, „linki do strony edycji”, „linki do portali”). Każde łącze zewnętrzne ma dodatkową ikonę FontAwesome. Oprócz drobnych zmian w projekcie usunięto kontener multimediów, mapy, pola nawigacji, wersje mówione i geomikroformaty.

Proszę zanotować: Ponieważ podana treść jest automatycznie pobierana z Wikipedii w danym momencie, ręczna weryfikacja była i nie jest możliwa. Dlatego LinkFang.org nie gwarantuje dokładności i aktualności pozyskanych treści. Jeśli istnieją informacje, które są obecnie niepoprawne lub mają niedokładny wygląd, prosimy o Skontaktuj się z nami: e-mail.
Zobacz też: Znak firmowy wydawcy & Polityka prywatności.