Амонијак

Из Википедије, слободне енциклопедије
Амонијак
Ammonia-2D-dimensions.png
Ammonia-3D-vdW.png
IUPAC име
Други називи хидроген-нитрид
Идентификација
CAS регистарски број 7664-41-7
ПубХем 222
MeSH Ammonia
RTECS BO0875000
СМИЛЕС
InChI
Својства
Молекулска формула NH3
Моларна маса 17.0306 g/mol
Агрегатно стање безбојан гас оштрог мириса
Густина 0.6942
Тачка топљења

-77.73 °C (195.42 K)

Тачка кључања

-33.34 °C (239.81 K)

Растворљивост у води 89.9 g/100 mL на 0°C
Базност (pKb) 4.75 (у реакцији са H2O)
Индекс рефракције (nD) εr
Структура
Облик молекула (орбитале и хибридизација) тригонална пирамида
Диполни момент 1.42 D
Опасност
Опасност у току рада опасан гас, нагриза, корозиван
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
0
 
Р-ознаке R10, R23, R34, R50
(S1/2), S16, S36/37/39,
S45, S61
Тачка паљења не
тачка спонтаног паљења 651 °C
Сродна једињења
Други анјони амонијум-хидроксид (NH4OH)
Други катјони амонијум (NH4+)
Сродна амонијачна једињења амонијум-хлорид (NH4Cl)
Сродна једињења N2H4
HN3
хидроксиламин
хлорамин
Осим уколико није наведено другачије, информације су дате за
једињења при стандардним хемијским условима
(на 25 °C, 100 kPa)

Амонијак је хемијско једињење азота и водоника са молекулском формулом NH3. При нормалним условима амонијак је гас. То је отрован гас, корозиван је за неке материје, карактеристичног је непријатног мириса.

Садржај

Особине [уреди]

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 протичним неорганским растварачима као што је вода.[1][2]

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.

NH_3 + H_3O^+ \rightarrow H_2O + NH_4^+

Примена [уреди]

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.

4NH_3 + 5O_2 \rightarrow  4NO + 6H_2O

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]

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

N2 + 3H_2 \rightarrow  2 NH_3

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

2NH_4Cl + 2CaO \rightarrow CaCl_2 + Ca(OH)_2 + 2NH_3

Mg_3N_2 + 6H_2O \rightarrow 3Mg(OH)_2 + 2NH_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 [уреди]

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

Извори [уреди]

  1. ^ Lide David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. 0-8493-0487-3. 
  2. ^ Susan Budavari, ed. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th ed.). Merck Publishing. ISBN 0911910131. 

Спољашње везе [уреди]

Викиостава
Викимедијина остава има још мултимедијалних датотека везаних за: Амонијак