Амонијак
| Амонијак | |
|---|---|
 |
 |
| IUPAC име |
|
| Други називи | хидроген-нитрид |
| Идентификација | |
| CAS регистарски број | 7664-41-7 |
| ПубХем | 222 |
| MeSH | |
| 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 |
 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.
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.
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):
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]
| 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]
- ^ Lide David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. 0-8493-0487-3.
- ^ Susan Budavari, ed. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th ed.). Merck Publishing. ISBN 0911910131.
Спољашње везе [уреди]
|
|||||||||||||||||
