Амонијак

Амонијак ― соединение на азотот и водородот со хемиска формула NH<sub>3</sub>. При вообичаени услови, амонијакот е отровен гас со силен непријатен мирис и кој е корозивен за некои материјали. Н атемпература од околу - 33 °С, амонијакот може да премине во течна состојба и тогаш тој е растворувач кој има слични својства како водата.
Молекулата на амонијакот има форма на компресиран тетраедар, попознат како триаголна пирамида. Оваа форма и дава на молекулата голем диполен момент и ја прави молекула поради што амонијакот се раствора во вода. Азотниот атом во молекулата има еден електронски пар, па амонијакот се однесува како база. Во кисел или неутрален воден раствор амонијакот може да се сврзи со хидрониум јон (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>), при што ја испушта водна молекула (H<sub>2</sub>O) и формира позитивно наелектризиран амониум јон (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) кој има форма на правилен тетраедар. Формирањето на амониум јонот зависи од pH на растворот.
Амонијакот се употребува во производството на ѓубрива, експлозиви и полимери. Тој е и состојка во одредени детергенти за стакло. Исто така, се наоѓа во мали количества во атмосферата, а потекнува од распаѓањето на животинска или растителна материја. Амонијакот и амониумовите соли се присутни и во дождовницата, додека амониум хлоридот и амониум сулфатот се најдени во вулканските области на Земјата. Кристали на амониум бикарбонат се најдени во фецесот на некои патагониски морски птици и лилјаци (гвано). Амониумовите соли се среќаваат и во плодната почва и морска вода.
1 Етимологија
Плиниј, во Книгата XXXI од неговата „''Природна историја''“ (латински: Naturalis historia), се однесува на сол наречена хамонијакум (латински: hammoniacum), така наречена поради нејзината близина до блискиот Храм на Јупитер Амон (грчки Ἄμμων, Амон) во римската провинција Киренаика. Сепак, описот што го дава Плиниј за солта не е во согласност со својствата на амониум хлоридот. Според коментарот на Херберт Хувер во неговиот англиски превод на Георгиј Агрикола ''De re metallica'' (во превод: За металите), најверојатно тоа била обична морска сол. Во секој случај, таа сол на крајот им го дала името на соединенијата амонијак и амониум. Римските посетители на пророчинскиот храм на Амун во оазата Сива собрале бел кристален материјал од таванот и ѕидовите предизвикани од разни загадувачи. Оваа бела кристална сол била наречена „сол на Амон“ (сал амонијак). Џозеф Пристли забележал дека кога оваа сол реагирала со вар, се ослободувала пареа, која тој ја нарекол како амонијак.
2 Природна појава
Амонијакот е хемикалија која се наоѓа во ситни количини на Земјата, а се произведува од азотни животински и растителни материи. Амонијакот и амониумовите соли се исто така пронајдени во мали количини во дождовницата, додека амониум хлорид (саламонијак) и амониум сулфат се наоѓаат во вулканските области. Кристали на амониум бикарбонат се пронајдени во патагонските гуано.
Амонијак исто така се наоѓа низ Сончевиот систем на Марс, Јупитер, Сатурн, Уран, Нептун и Плутон, меѓу другото: на помали, ледени тела како што е Плутон, амонијакот може да дејствува како геолошки важен против замрзнувач, бидејќи мешавината од вода и амонијак може да има точка на топење до −100 Целзиусови степени (173 K) ако концентрацијата на амонијак е доволно висока и на тој начин ќе им овозможи на таквите тела да ги задржат внатрешните океани и активната геологија на многу пониска температура отколку што би било можно само со вода. Супстанциите што содржат амонијак или оние што се слични на него се нарекуваат „амонијакални“.
3 Својства
Амонијакот е безбоен гас со карактеристичен лут мирис. Тој е полесен од воздухот, а неговата густина е 0,589 пати поголема од воздухот. Лесно се втечнува поради силната водородна врска врска помеѓу молекулите. Гасовитиот амонијак се претвора во безбојна течност која врие на -33,1 °C, а замрзнува во безбојни кристали на -77,7 °C. Малку податоци се достапни при многу високи температури и притисоци, како што се суперкритични услови.
3.1 Цврсти
Кристалната симетрија е коцкеста, Пирсонов симбол cP16, просторна група P2<sub>1</sub>3 бр.198, постојана на решетка 0,5125 nm.
3.2 Течни
Течниот амонијак поседува силна јонизирачки моќи што ја одразува неговата висока ε од 22. Течниот амонијак има многу висока стандардна енталпија промена на испарување (23,35 kJ/mol, за споредба вода 40,65 kJ/mol, метан 8,19 kJ/mol, фосфин 14,6 kJ/mol) и затоа може да биде користен во лаборатории во неизолирани садови без дополнително ладење.
Едно од интересните својства на течниот амонијак е можноста во него да се растворува метален натриум (како и калциумот, стронциумот и бариумот) при што се добива темносин раствор за кој се верува дека содржи електрони солватизирани со молекули од амонијак. Сличен производ се образува и со електролиза на течниот амонијак.
3.3 Растворувачки својства
Амонијакот лесно се раствора во вода. Во заситениот раствор, масениот удел на амонијакот изнесува околу 28 %, а концентрацијата му е околу 15 mol/L. Растворот на амонијак во вода вообичаено се вика амониум хидроксид кој не постои како чиста супстанца. Во продолжение, со многу метални јони, амонијакот образува аммински комплекси, како: хексаамминметал(2+) јони, диамминсребро(I) јони итн. Во воден раствор може да се исфрли со вриење. Водниот раствор на амонијакот е базен. Максималната концентрација на амонијак во водата (заситен раствор) има густина од 0,880 g/cm<sup>3</sup> и често е позната како „.880 амонијак“.
3.4 Распаѓање
На висока температура и во присуство на соодветен катализатор или во сад под притисок со постојан волумен и висока температура (на пр. 1,100 °C), амонијакот се распаѓа на неговите составни елементи. Распаѓањето на амонијакот е малку ендотермична постапка кој бара 23 kJ/.амонијак и дава гасови на водород и азот. Амонијакот може да се користи и како извор на водород за киселина горивни ќелии ако може да се отстрани нереагираниот амонијак. Рутениум и платина катализатори биле најактивни, додека поддржаните Ni катализатори биле помалку активни.
4 Добивање и примена
Во индустријата, амонијакот се добива со директна синтеза од водород и азот при што реакцијата е егзотермна. На ниска температура, реакцијата тече многу бавно поради што се јавува потребата од катализатор што ќе ја забрза реакцијата. Проблемот на изнаоѓање погоден катализатор особено се наметнал во Германија за време на Првата светска војна. Дотогаш, Германија ги увезувала нитритите (потребни за производство на експлозив) од Чиле, но воените дејствија го спречиле натамошното снабдување. Токму затоа биле вложени големи напори за синтетизирање на амонијак од азот и водород.Експериментирајќи со стотици различни супстанци, до решение дошол германскито хемичар Фриц Хабер, кој најпосле утврдил дека згоден катализатор е железото со додаток на алуминиум оксид. За ова откритие, Хабер ја добил Нобеловата награда во 1918 година. Подоцна, процесот го подобрил и го приспособил за индустриска примена германскиот хемичар Карл Бош кој, исто така, ја добил Нобеловата награда во 1931 година. Индустриското добивање на амонијакот се изведува на температура од околу 500 °С и притисок од 20 МРа. Процесот на добивање амонијак по индустриски пат се вика Хаберов или Хабер-Бошов процес.
Амонијакот има широка употреба, а најважна е неговата употреба како суровина при производството на азотна киселина која, пак, се користи во производството на експлозиви, вештачки ѓубрива итн. Исто така, и самиот амонијак, кога е во течна состојба, може да се користи како вештачко ѓубриво.
5 Галерија
6 Поврзано
*Амонијак (податочна страница)
*Фонтана од амонијак
*Производство на амонијак
*Амониум хидроксид
*Трошоци за електрична енергија по извор
*Образувачки гас
*Хаберова постапка
*Хидразин
*Прочистување на водата
7 Дополнителна литература
****