amoniak.docx

Budowa cząsteczki[edytuj]

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') ale większy niż między wiązaniami O-H w wodzie (104°45'). Struktura piramidy trygonalnej nie jest jednak stereochemicznie stabilna – amoniak i większość jego pochodnych (aminy) ulega tzw. inwersji parasolowej, w której cząsteczka "przewraca się na drugą stronę" jak parasol na silnym wietrze, a wolna para elektronowa przeskakuje na drugą stronę atomu azotu.

Z powodu stosunkowo dużej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru – ΔE = 0,84 (wg skali Paulinga) oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ=1,46 D). Polarność cząsteczek amoniaku jest przyczyną tworzenia się między nimi wiązań wodorowych.

Palność[edytuj]

Amoniak jest palny (temperatura samozapłonu: 630 °C). Spala się żółtawym płomieniem na azot i wodę. Mieszaniny z powietrzem (15-28% obj. NH3) są wybuchowe.

Aktywność chemiczna gazowego amoniaku[edytuj]

W stanie gazowym, powyżej 700 °C amoniak ma silne właściwości redukujące, co jest spowodowane jego dysocjacją termiczną z wydzieleniem wodoru. W niższych temperaturach jest stabilny chemicznie. Po dłuższym kontakcie z rtęcią, srebrem i halogenami wilgotny amoniak tworzy związki wybuchowe wrażliwe na uderzenia.

Rozpuszczalność[edytuj]

Amoniak bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc wodę amoniakalną – 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 hydrolizuje wg równania:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Stała Kb tej reakcji wynosi 1,81·10-5.

Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik[edytuj]

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

2 NH3 → NH4+ + NH2-

Stała Ki tej autodysocjacji w temperaturze -50 °C wynosi 10-30. Kation amonowy (NH4+) jest słabszym kwasem (wg definicji Brønsteda i Lowry'ego) niż kation oksoniowy (H3O+), a anion amidkowy (NH2-) jest silniejszą zasadą niż jon wodorotlenowy, co powoduje, że nawet słabe kwasy silnie dysocjują w amoniaku, a silne zasady dysocjują słabo.

Ciekły amoniak rozpuszcza metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych z wytworzeniem kolorowych, silnie reduktywnych, przewodzących prąd roztworów. Kolor roztworu zmienia się wraz ze stężeniem jonów metalu. Przy małym stężeniu roztwór jest niebieski, przy zatężeniu zmienia barwę na brązową.

Związki amoniaku[edytuj]

Ze względu na hydrolizę amoniaku, jego roztwory wodne mają odczyn zasadowy i reagują z kwasami tworząc sole, w których skład wchodzi jon amonowy, np. azotan amonu czy siarczan(VI) amonu. W reakcji gazowego amoniaku z gazowym chlorowodorem powstaje chlorek amonu. Reakcja ta zachodzi przy niewielkim udziale wilgoci.

W wyniku wymiany 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). 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 będące homologami amoniaku:

CH3Cl + NH3 → CH3NH2 + HCl,

w reakcji pochodnych halogenowych kwasów karboksylowych z nadmiarem amoniaku powstają aminokwasy:

CH2ClCOOH + NH3 → NH2CH2COOH + HCl,

a w reakcji estrów kwasu izocyjanowego z amoniakiem tworzą się alkilowe pochodne mocznika:

CH3NCO + NH3 → CH3NHCONH2.

Otrzymywanie[edytuj]

W naturze amoniak powstaje jako produkt gnicia substancji białkowych. Do celów laboratoryjnych można otrzymać go w wyniku działania mocnych zasad na sole amonowe w podwyższonej temperaturze, np.:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

Inną, rzadszą metodą jest hydroliza azotków:

Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3

W przemyśle amoniak otrzymuje się bezpośrednio z pierwiastków metodą Habera i Boscha. Przed wynalezieniem metody Habera i Boscha do przemysłowego otrzymywania amoniaku stosowano reakcję hydrolizy cyjanoamidu wapnia, suchą destylację niektórych roślin i produktów zwierzęcych oraz redukcję kwasu azotowego(III) (azotawego) i jego soli wodorem in statu nascendi.

Zastosowania[edytuj]

Największe ilości amoniaku są w przemyśle zużywane do produkcji nawozów sztucznych oraz do otrzymywania metodą Ostwalda tlenku azotu(II), który jest półproduktem do otrzymywania kwasu azotowego(V). Ponadto amoniaku używa się do produkcji węglanu sodu (sody amoniakalnej) metodą Solvaya, materiałów wybuchowych, cyjanowodoru, tkanin syntetycznych etc.

Ze względu na swoje własności termodynamiczne amoniak jest stosowany jako czynnik chłodniczy (R717), zwłaszcza w dużych urządzeniach chłodniczych.

Woda amoniakalna stosowana jest jako składnik soli trzeźwiących w celu przywróceniu świadomości osób, u których wystąpiło omdlenie.

Amoniak wymieszany z powietrzem jest stosowany na statkach do redukcji cząstek NOx w procesie selektywnej redukcji katalitycznej (SCR).

Nazwę "amoniak" stosuje się zwyczajowo na określenie wodorowęglanu amonu. Taki "amoniak" stosowany jest jako proszek do pieczenia (ciasteczka amoniaczki).

Oddziaływanie na organizm ludzki[edytuj]

Ciekły amoniak wylany na skórę wywołuje odmrożenia. Jest przy tym silnie toksyczny (LC50rat(inh.) = 7,5 g/m³ (2h), LD50rat(oral) = 350 mg/kg), działa drażniąco na skórę i błony śluzowe.

Wpływ na organizm ludzki w zależności od stężenia: