Amoniak

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii.

Amoniak, znany także pod nazwą systematyczną azan, to związek chemiczny o wzorze NH₃.

Budowa cząsteczki

Cząsteczka amoniaku ma kształt tzw. piramidy trygonalnej. Atom azotu wykazuje hybrydyzację sp³, trzy z powstałych orbitali tworzą wiązania z atomami wodoru, czwarty jest zajmowany przez wolną parę elektronową. Jej obecność powoduje odpychanie elektronów tworzących wiązania N-H, przez co kąt między tymi wiązaniami jest nieco mniejszy (wynosi 106°45') niż np. między wiązaniami C-H w metanie (109°28').

Z powodu stosunkowo dużej różnicy elektroujemności - ΔE=0,84 (wg Paulinga) - cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ=1,46 D). Polarność cząsteczek amoniaku jest przyczyną tworzenia się między nimi wiązań wodorowych.

[Edytuj]

Właściwości

W warunkach normalnych amoniak jest bezbarwnym gazem o charakterystycznym, ostrym, przenikliwym zapachu. Jego temperatura topnienia wynosi -77,7°C, a temperatura wrzenia -33,4°C. Gęstość amoniaku w warunkach normalnych wynosi 0,771 g/dm³, a w punkcie wrzenia cieczy 0,682 g/cm³.

Amoniak jest b. dobrze rozpuszczalny w wodzie - w warunkach normalnych 1 objętość wody może rozpuścić 1176 objętości amoniaku (jednak w temperaturze 20°C będą to już 702 objętości). W roztworach wodnych amoniak dysocjuje wg równania:

Stała K_b tej dysocjacji wynosi 1,81 · 10^-5.

Amoniak jest palny (temperatura zapłonu 720°C). Spala się żółtawym płomieniem na azot i wodę.

Powyżej 700°C amoniak ma silne właściwości redukujące, co jest spowodowane jego rozkładem termicznym z wydzieleniem wodoru.

Amoniak jest toksyczny (LC50_rat(inh.) = 7,5 g/m³ (2h), LD50_rat(oral) = 350 mg/kg), działa drażniąco na skórę i błony śluzowe.

[Edytuj]

Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik

Ciekły amoniak wykazuje wiele podobieństw do wody. Analogicznie do niej autodysocjuje wg równania:

Stała K_i tej autodysocjacji w temperaturze -50°C wynosi 10^-30. Kation amonowy jest słabszym kwasem (wg definicji Brønsteda i Lowry'ego) niż kation oksoniowy, a anion amidkowy jest silniejszą zasadą niż jon wodorotlenowy, co powoduje, że nawet słabe kwasy silnie dysocjują w amoniaku, a silne zasady dysocjują słabo.

Najciekawszą własnością ciekłego amoniaku jest chyba rozpuszczanie metali 1. i 2. grupy układu okresowego z wytworzeniem kolorowych, silnie reduktywnych, przewodzących prąd roztworów. Kolor takiego roztworu zmienia się wraz ze stężeniem metalu. Przy małym stężeniu roztwór jest niebieski, przy zatężeniu zmienia barwę na brązową. W roztworach tych metale występują w postaci kationów i wolnych elektronów.

[Edytuj]

Związki amoniaku

Ze względu na dysocjację amoniaku pod wpływem wody, jego roztwory wodne mają zasadowe pH i zobojętniają kwasy tworząc sole, w których skład wchodzi jon amonowy, np. azotan amonu czy siarczan amonu. Znana jest reakcja suchego amoniaku z chlorowodorem, w wyniku której powstaje chlorek amonu, jednak i ona nie zachodzi bez odrobiny wody.

W wyniku substytucji jednego, dwóch lub trzech atomów wodoru przez atomy metali powstają kolejno: analogiczne do zasad amidki (np. amidek sodu czy amidek potasu), imidki (np. imidek wapnia) i analogiczne do tlenków azotki (np. azotek magnezu). Ze względu na to, że jony NH₂^-, NH^2- i N^3- są silniejszymi zasadami niż jony OH^- i O^2-, wszystkie te związki łatwo hydrolizują na odpowiednie zasady i amoniak.

Z niektórymi solami amoniak tworzy analogiczne do hydratów amoniakaty. Na przykład z chlorkiem wapnia tworzy amoniakat CaCl₂ · 8NH₃. Z tego powodu chlorek wapnia nie nadaje się do osuszania amoniaku.

Amoniak znajduje szerokie zastosowanie w syntezie organicznej. W wyniku działania amoniaku na halogenowęglowodory powstają aminy (np. CH₃Cl + NH₃ → CH₃NH₂ + HCl), w reakcji pochodnych halogenowych kwasów karboksylowych z nadmiarem amoniaku powstają aminokwasy (np. CH₂ClCOOH + NH₃ → NH₂CH₂COOH + HCl), a w reakcji estrów kwasu izocyjanowego z amoniakiem tworzą się alkilowe pochodne mocznika (np. CH₃NCO + NH₃ → CH₃NHCONH₂).

[Edytuj]

Otrzymywanie

Amoniak do celów laboratoryjnych można najwygodniej otrzymać w wyniku działania mocnych zasad na sole amonowe w podwyższonej temperaturze, np.:

Inną, rzadszą metodą jest hydroliza azotków:

W przemyśle amoniak otrzymuje się bezpośrednio z pierwiastków metodą Habera i Boscha. Jeszcze inne (używane głównie przed wynalezieniem metody H. i B.) to reakcja hydrolizy cyjanoamidu wapnia, sucha destylacja niektórych roślin i produktów zwierzęcych oraz redukcja kwasu azotowego(III) i jego soli wodorem in statu nascendi.

[Edytuj]

Zastosowanie

Największe ilości amoniaku są w przemyśle zużywane do produkcji nawozów sztucznych oraz do otrzymywania metodą Ostwalda tlenku azotu(II), który jest półproduktem w produkcji kwasu azotowego(V). Ponieważ amoniak łatwo skrapla się pod wpływem ciśnienia i posiada wysokie ciepło parowania (1,3 kJ/g), był używany w chłodnictwie, jednak został wyparty przez freony. Od kiedy odkryto niszczący wpływ freonów na ozonosferę, amoniak coraz częściej jest używany jako czynnik chłodniczy. Ponadto amoniaku używa się do produkcji węglanu sodu (sody amoniakalnej) metodą Solvaya, materiałów wybuchowych, cyjanowodoru, tkanin syntetycznych etc.

[Edytuj]

Historia

Pierwsza sól amoniaku, chlorek amonu, była znana już w starożytności. Po raz pierwszy została otrzymana przez przypadek - po spaleniu odchodów wielbłąda w świątyni Amona w oazie Siwa na terenie dzisiejszej Libii pozostały na suficie i ścianach jej białe kryształki. Stąd pochodzi nazwa 'amoniak' używana w różnych formach w większości języków świata.

Chlorek amonu był też znany przez średniowiecznych alchemików - był wzmiankowany przez Alberta Wielkiego na początku XIII w. W XV w. Basilius Valentinus otrzymał amoniak przez działanie na tę sól zasadą.

Gazowy amoniak został po raz pierwszy wyizolowany przez Josepha Priestleya w 1774r. Priestley nadał mu nazwę "alkaliczne powietrze". W 1777 Karl Wilhelm Scheele udowodnił, że amoniak zawiera azot, a ok. 1785 Claude Louis Berthollet ustalił jego skład. Amoniak został po raz pierwszy skroplony przez Michaela Faradaya w 1823r. Metodę przemysłowej produkcji amoniaku opracował w latach 1905-1910 Fritz Haber.

---