Ammoniakki

Ammoniakki on huoneenlämmössä olomuodoltaan pistävänhajuinen, väritön kaasu. Ammoniakin läpitunkeva, pistävä haju muistuttaa voimakasta virtsan hajua. Ammoniakin kemiallinen kaava on NH3, moolimassa 17,03 g/mol, sulamispiste –78 °C, kiehumispiste –33 °C, itsesyttymislämpötila 651 °C ja CAS-numero 7664-41-7. Viitattu 1.5.2018 Ammoniakki on emäksinen aine, jonka kaasumuoto on ensimmäisen ja vesiliuos toisen luokan myrkky. Ammoniakin liittohappo on ammoniumioni NH4+, joka esiintyy monissa suoloissa, kuten ammoniumkloridissa. ==Sidokset== Ammoniakin typpiatomi muodostaa neljä sp3-hybridiorbitaalia samaan tapaan kuin hiiliatomi metaanissa. Typellä on viisi ulkoelektronia, ja vapaa elektronipari muodostaa yhden orbitaalin. Typpiatomiin on vapaan elektroniparin vuoksi liittyneenä vain kolme vetyatomia eikä neljä, kuten metaanin hiiliatomiin, jossa on ulkoelektroneja yksi vähemmän. Vapaan elektroniparin muodostama sp3-hybridiorbitaali vie typpiatomin ympäriltä hieman enemmän tilaa kuin yksi N-H -sidos. ==Ominaisuudet== Ammoniakki on tavallisissa lämpötiloissa pistävänhajuinen, väritön ja ilmaa kevyempi kaasu. Sen sulamispiste on −77,7 °C ja kiehumispiste −33,4 °C. Se on huonosti palavaa, mutta sekoittuessaan ilmaan noin 19-25 % se muodostaa helposti räjähtävän seoksen. Noin 8-9 ilmakehän paineessa ammoniakki voidaan nesteyttää huoneenlämmössäkin. Esiintyessään nesteenä ammoniakin molekyylit ovat osittain liittyneet toisiinsa vetysidoksilla, joskin vähäisemmässä määrin kuin vesimolekyylit. Vähäisessä määrin nestemäisessä ammoniakissa esiintyy myös autoprotolyysia, jossa syntyy NH4+\- ja NH2− -ioneja. Nestemäinen ammoniakki on hyvä liuotin ja liuottaa useita metallejakin, varsinkin elektropositiivisimpia metalleja kuten natriumia, jolloin muodostuu metalliamideja ja vetyä, esimerkiksi: :2 Na + 2 NH3 → 2NaNH2 \+ H2. Reaktio on verrattavissa siihen, mikä tapahtuu natriumin ja veden välillä ja jossa syntyy natriumhydroksidia: :2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 Ammoniakki liukenee runsaasti veteen, 0 °C:ssa yhteen litraan vettä liukenee jopa 1 200 litraa eli noin 950 grammaa ammoniakkia. Liukoisuus kuitenkin pienenee lämpötilan noustessa. Ammoniakin väkevä (yli 25 %) vesiliuos on voimakkaasti syövyttävää ja erittäin myrkyllistä vesieliöille. Sen vuoksi sitä käsiteltäessä on käytettävä suojakäsineitä ja -vaatetusta, ja erityisesti silmät on suojattava, eikä sitä saa päästää ympäristöön. === Ammoniakin happo-emäsominaisuudet === Ammoniakki on emäs, jonka pKb-arvo on 4,75.Kivinen & Mäkitie, s. 194-195 Tämän vuoksi liuoksessa osa ammoniakkimolekyyleistä vastaanottaa vesimolekyyliltä protonin, jolloin syntyy ammonium (NH4+\- ja hydroksidi-ioneja (OH−): :NH3 \+ H2O → NH4+ \+ OH− Syntyvien hydroksidi-ionien vuoksi liuos on emäksinen, ja esimerkiksi 0,1 M liuoksen pH on 11,1.Kivinen & Mäkitie, s. 197-198 Sisältämiensä ionien vuoksi ammoniakin vesiliuosta sanotaan usein myös ammoniumhydroksidiksi. Varsinaista ammoniumhydroksidia, ammonium- ja hydroksidi-ionien muodostamaa ioniyhdistettä NH4OH, ei kuitenkaan ole voitu eristää puhtaana tai kiteyttää, vaan se esiintyy ainoastaan liuoksissa. Ammoniakki reagoi happojen kanssa muodostaen ammoniumsuoloja, jotka myös sisältävät ammoniumionin (pKa = 9,24). :NH3 \+ HCl → [NH4+]Cl− Ammoniakki voi toimia myös erittäin heikkona happona (pKa =32,5Perrin, D. D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Press: Oxford, 1982.), jolloin muodostuu amideja. Esimerkiksi litium liukenee nestemäiseen ammoniakkiin muodostaen sinisen litiumamidiliuoksen: :2 Li + 2 NH3 → 2 LiNH2 \+ H2 ==Valmistus== ===Teollinen valmistus=== Teollisesti ammoniakkia valmistetaan Haber–Bosch- menetelmällä ammoniakkiuunissa. Menetelmässä typpi ja vety (suhteessa 1:3) puristetaan katalyyttien kanssa yli 200 baarin paineeseen ammoniakkiuuniin, jonka lämpötila on noin 500 °C. Lämpötila ei saa olla liian korkea, muutoin syntyvä ammoniakki hajoaisi takaisin alkuaineikseen. Katalyyttina käytetään hienojakoista rautaa tai metallikarbideja. Prosessissa käytettävät typpi ja vety on ensin puhdistettu niin tarkasti, että katalyytit eivät juuri syövy, ja kestävät parhaimmillaan jopa 20 vuotta.Lappeenrannan Teknillinen Yliopisto: Ammoniakin tuotanto Ammoniakkiuuni on neliosainen, ja jokaisen osan jälkeen kaasu jäähdytetään, jolloin ammoniakki tiivistyy nesteeksi ja voidaan kerätä talteen. Jokaisessa neljässä osassa vain 15 % kaasuseoksesta muuttuu ammoniakiksi, mutta uunien katalyysin jälkeen jäljelle jääneet kaasut kierrätetään takaisin prosessiin, jolloin kokonaisuudessaan 98 % kaasuista muuttuu ammoniakiksi. Kauppaan ammoniakki toimitetaan painesäiliöissä ja -tankeissa tai 25 %:n vesiliuoksena, jota sanotaan myös väkeväksi ammoniakiksi. Vuonna 2004 maailmassa valmistettiin kaikkiaan 109 miljoonaa tonnia ammoniakkia.United States Geological Survey publication Eniten sitä valmistettiin Kiinassa, 28,4 % maailman tuotannosta. Muita suuria tuottajamaita ovat Intia, Venäjä ja Yhdysvallat, joista kussakin sitä valmistettiin noin 8-9 %. Ammoniakki on yksi maailmassa eniten synteettisesti valmistetuista kemikaaleista. Yli 80 % tuotannosta käytetään lannoitteiden valmistukseen. ===Valmistaminen laboratoriossa=== Laboratoriossa ammoniakkia voidaan valmistaa vahvojen emästen ja ammoniumkloridin välisellä reaktiolla: :NaOH + NH4Cl →NH3 \+ H2O + NaCl ==Käyttö== Suurin osa teollisesti tuotetusta ammoniakista käytetään typpilannoitteiden valmistukseen. Kemianteollisuudessa sitä käytetään myös muiden typpiyhdisteiden kuten typpioksidien ja typpihapon sekä räjähdysaineiden valmistukseen sekä neutralointiin. Ammoniakkia käytetään myös jäähdytyslaitteissa, rakettien polttoaineena ja metallurgiassa. Sen vesiliuosta käytetään pesu- ja puhdistusaineissa. Ammoniakkia on harkittu myös mäntämoottorin hiilettömäksi polttoaineeksi. Ammoniakki muistuttaa palamisominaisuuksiltaan metanolia. ==Biosynteesi ja metabolia== Typpeä sitovat bakteerit tuottavat ammoniakkia ilman typestä. Eläinten elimistössä ammoniakkia syntyy aminohappojen normaalin hajoamisen tuloksena. Se on myrkyllistä ja poistuu virtsan kautta. Nisäkkäillä se muuntuu ureaksi, mutta matelijoilla ja linnuilla virtsahapoksi. Ammoniakkia esiintyy myös kukkien kuten vehkakasvien tuoksuissa ja semiokemikaalina eliöiden viestinnässä. ==Haitat== ===Myrkyllisyys=== Ammoniakin liian suurta pitoisuutta veressä kutsutaan hyperammonemiaksi ja 5–10 normaalipitoisuutta suurempi veren pitoisuus aiheuttaa useimmissa eläimissä myrkytyksen oireita. Näihin oireisiin voi kuulua hermostollisia oireita jotka johtuvat ammoniakin neurotoksisuudesta. Tarkkaa hermomyrkyllisyyden mekanismia ei toistaiseksi tunneta. Hyperammonemiaan liittyvät esimerkiksi jotkin oireet ureakierron geneettisissä puutoksissa, hepaattisessa enkefalopatiassa ja Reyen oireyhtymässä. Hyperammonemiaan liittyviä kroonisia ja/tai akuutteja oireita ovat muun muassa pysyvä älykkyyden heikkeneminen, ataksia, toistuva oksentelu, kooma ja kuolema. ===Ammoniakki sisäilmassa=== Sisäilman korkea ammoniakkipitoisuus voi aiheuttaa sekä esteettisiä ongelmia että terveysoireita. Vaikka sisäilman ammoniakkipitoisuudelle ei ole määritetty terveysperusteista ohjearvoa, voidaan Asumisterveysoppaan mukaan ammoniakin sisäilmapitoisuudet luokitella tavanomaisiksi (10-20 μg/m3) tai tavanomaisista poikkeaviksi (yli 40 μg/m3). Ammoniakki aiheuttaa ärsytysoireita pitoisuuksien kohotessa yli 160-410 μg/m3. Kohonneiden arvojen syy tulisi selvittää, koska kemikaalin lähteenä voivat toimia esimerkiksi kosteusvaurioiset rakenteet tai vaurioituneet viemärit. Tämänkaltaiset vauriot voivat olla itsessään merkittäviä terveyshaittoja. Sisäilman ammoniakkipitoisuus tulee määrittää esimerkiksi silloin, kun sisäilmassa tuntuu pistävä tai mädän haju. Haju voi vaihdella lämpötilan ja kosteuden mukaan. Ammoniakin hajukynnys vaihtelee suuresti (100-37 000 μg/m3). Sisäilman ammoniakkilähteenä voivat toimia esimerkiksi rakennusmateriaalit, maalit, lakat, puhdistus- ja pesuaineet sekä ihmisen tai eläinten eritteet. Kohonnut ammoniakkipitoisuus voi myös viitata kostuneissa rakennusmateriaaleissa tapahtuvaan orgaanisten aineiden hajoamiseen. Tällaisissa reaktioissa syntyy usein myös muita kemiallisia yhdisteitä (VOC), kuten amiineja, aldehydejä ja orgaanisia rikkiyhdisteitä. Nämä yhdisteet ovat ammoniakin tavoin ärsyttäviä yhdisteitä. Myös tupakointi lisää sisäilman ammoniakkipitoisuutta, koska ammoniakkia on lisätty tupakkaan valmistusvaiheessa. Sisäilman ammoniakkipitoisuutta voidaan mitata usealla tavalla. Näyte voidaan kerätä sisäilmasta pumpulla esimerkiksi laimeaan rikkihappoliuokseen tai rikkihapolla käsiteltyä aktiivihiiltä tai silikageeliä sisältävään adsorbenttiputkeen. Näyte analysoidaan ioniselektiivisellä tai spektrofotometrisellä menetelmällä.Asumisterveysopas, 2. korjattu painos, 2008 ==Katso myös== *Haber–Bosch-menetelmä *Typen kierto luonnossa ==Lähteet== * * * ===Viitteet=== ==Aiheesta muualla== *OVA-ohje: Ammoniakki *1900-luvun tärkein keksintö *PubChem: Ammonia *Human Metabolome Database: Ammonia *KEGG: Ammonia *ChemBlink: Ammonia *Toxin and Toxin Target Database (T3DB): Ammonia *Dr. Duke's Phytochemical and Ethnobotanical Databases: Ammonia *Pherobase: Floral Compound – ammonia *Pherobase: Semiochemical – ammonia Luokka:Typpiyhdisteet Luokka:Vety-yhdisteet Luokka:Myrkylliset teollisuuskemikaalit Luokka:Emäkset Luokka:Seulonnan keskeiset artikkelit