Амонијак
Из Википедија
| Амонијак | |
|---|---|
| назив по IUPAC-номенклатури | Амонијак (енгл. azane) |
| Други називи | хидроген-нитрид |
| Идентификација | |
| CAS регистарски број | [7664-41-7] |
| PubChem (база података хемијских молекула) | |
| RTECS регистарски број токсичности | BO0875000 |
| Рационална формула | N |
| Међународна хемијска ознака/маркер | 1/H3N/h1H3 |
| 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 моменат | 1.42 D |
| Опасност | |
| Опасност у току рада | опасан гас, нагриза, корозиван |
| NFPA 704 | |
| R-oznake | R10, R23, R34, R50 (S1/2), S16, S36/37/39, S45, S61 |
| Тачка паљења | не |
| тачка спонтаног паљења | 651 °C |
| Сродна једињења | |
| Други аниони | амонијум-хидроксид (NH4OH) |
| Други катиони | 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 |
[уреди] Особине
Молекули амонијака имају облик правилног тетраедра. Ова форма и даја 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.
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.

[уреди] 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.

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.
[уреди] Добијање и распрострањеност
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. Амониум хлорид и амониум сулфат су нађени у вулканским областима на. Кристали амониум 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 амонијакалне супстанце.
[уреди] Растворљивост соли
| Растворљивост (g на 100 g) | |
|---|---|
| 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 |
[уреди] Спољашње везе

