Amoniak

Amoniak (nazwa systematyczna: azan, trihydrydoazot), NH3 – to nieorganiczny związek chemiczny składający się z azotu i wodoru.

Budowa cząsteczki

Cząsteczka amoniaku ma strukturę tetraedryczną. Jej kształt przypomina piramidę trygonalną, natomiast niewiążąca wolna para elektronowa n na atomie azotu znajduje się na czwartym zhybrydyzowanym orbitalu typu sp³. Pozostałe trzy orbitale tworzą wiązania z atomami wodoru. Obecność wolnej pary elektronowej wprowadza niewielkie zniekształcenie struktury tetraedrycznej, ponieważ odpychanie elektronów pary n jest silniejsze niż tych tworzących wiązania N−H. W rezultacie kąt między wiązaniami wynosi nieco mniej (106°45′) niż kąt między wiązaniami C−H w cząsteczce metanu (109°28′). W cząsteczce wody, która ma dwie pary niewiążące n, kąt między wiązaniami O−H jest jeszcze mniejszy (104°45′) niż w cząsteczce amoniaku. Struktura cząsteczki amoniaku oraz większości jego pochodnych (amin) nie jest stereochemicznie stabilna, co oznacza, że ulega tzw. inwersji parasolowej, polegającej na „przewracaniu się” cząsteczki na drugą stronę, podczas gdy wolna para elektronowa n przeskakuje na drugą stronę płaszczyzny cząsteczki.

Dzięki stosunkowo dużej różnicy elektroujemności między atomem azotu a wodoru (0,84 według skali Paulinga) oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku wykazuje znaczący moment dipolowy (μ = 1,47 D). Polarność cząsteczek amoniaku przyczynia się do tworzenia wiązań wodorowych między nimi.

Otrzymywanie

W naturze amoniak powstaje jako produkt gnicia substancji białkowych. W warunkach laboratoryjnych można go otrzymać poprzez działanie mocnych zasad na sole amonowe w podwyższonej temperaturze, na przykład:

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

Inną, rzadszą metodą jest hydroliza azotków:

Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3

W przemyśle amoniak produkowany jest głównie bezpośrednio z pierwiastków metodą Habera i Boscha, co stanowi 90% światowej produkcji. W przeszłości do przemysłowego wytwarzania amoniaku stosowano reakcję hydrolizy cyjanamidu wapnia (otrzymywanego z karbidu i azotu), która była jednak bardzo energochłonna (190 GJ/t amoniaku):

(1) 3C + CaO → CaC2 + CO↑

(2) CaC2 + N2 → CaCN2 + C

(3) CaCN2 + 3H2O → 2NH3↑ + CaCO3

Amoniak można także uzyskać poprzez suchą destylację niektórych roślin i produktów zwierzęcych oraz redukcję kwasu azotawego i jego soli wodorem w stanie nascendi.

Właściwości

Palność

Amoniak jest substancją palną (temperatura samozapłonu: 630 °C) i spala się żółtawym płomieniem, produkując azot i wodę:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

Spalanie ustaje po usunięciu płomienia. Mieszaniny z powietrzem (16–27% obj. NH3) mają charakter wybuchowy.

Jeśli spalanie odbywa się w obecności platyny jako katalizatora, produktem jest tlenek azotu:

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Proces ten, znany jako metoda Ostwalda, jest stosowany w produkcji nawozów sztucznych.

Aktywność chemiczna gazowego amoniaku

W stanie gazowym, powyżej 700 °C, amoniak wykazuje silne właściwości redukujące, co wynika z jego dysocjacji termicznej z wydzieleniem wodoru. W niższych temperaturach amoniak jest stabilny chemicznie. Po dłuższym kontakcie z rtęcią, srebrem oraz halogenami, wilgotny amoniak może tworzyć wiążące związki wybuchowe, wrażliwe na uderzenia.

Rozpuszczalność

Amoniak doskonale rozpuszcza się w wodzie, tworząc wodę amoniakalną – w warunkach normalnych 1 objętość wody jest w stanie rozpuścić 1176 objętości amoniaku, jednak w temperaturze 20 °C liczba ta spada do 702 objętości. W roztworach wodnych amoniak hydrolizuje zgodnie z równaniem:

NH3 + H2O → NH+4 + OH−

Stała Kb tej reakcji wynosi 1,81×10−5.

Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik

Ciekły amoniak wykazuje wiele podobieństw do wody. Podobnie jak woda, autodysocjuje zgodnie z równaniem:

2NH3 → NH+4 + NH−2

Stała Ki tej autodysocjacji w temperaturze −50 °C wynosi 10−30. Kation amonowy (NH+4) jest słabszym kwasem (według definicji Brønsteda i Lowry’ego) niż kation hydroniowy (H3O+), natomiast anion amidkowy (NH−2) jest silniejszą zasadą niż jon wodorotlenowy OH−, co powoduje, że nawet słabe kwasy silnie dysocjują w amoniaku, a silne zasady dysocjują słabo.

Ciekły amoniak rozpuszcza metale alkaliczne oraz metale ziem alkalicznych, tworząc kolorowe, silnie redukujące roztwory. Kolor roztworu zmienia się wraz ze stężeniem jonów metalu – przy niskim stężeniu roztwór jest niebieski, natomiast przy jego zwiększeniu zmienia barwę na brązową.

Związki amoniaku

Dzięki hydrolizie amoniaku, jego roztwory wodne mają odczyn zasadowy i reagują z kwasami, tworząc sole z jonem amonowym, takie jak azotan amonu czy siarczan amonu. W reakcji gazowego amoniaku z gazowym chlorowodorem powstaje chlorek amonu, co zachodzi przy niskim udziale wilgoci.

W wyniku wymiany jednego, dwóch lub trzech atomów wodoru na atomy metali powstają kolejno: analogiczne do zasad amidki (np. amidek sodu, NaNH2, czy amidek potasu, KNH2), imidki (np. imidek wapnia, CaNH) oraz (analogiczne do tlenków) azotki (np. azotek magnezu, Mg3N2). Wszystkie te związki łatwo hydrolizują, tworząc odpowiednie zasady i amoniak.

Niektóre sole amoniaku tworzą analogiczne do hydratów amoniakaty. Na przykład z chlorkiem wapnia tworzy amoniakat CaCl2·8NH3. Dlatego chlorek wapnia nie nadaje się do osuszania amoniaku.

Amoniak znajduje szerokie zastosowanie w syntezie organicznej. W wyniku reakcji amoniaku z halogenkami alkilowymi 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

Analiza

Zarówno amoniak, jak i jego związki, można wykryć oraz oznaczyć metodami chemicznymi przy stężeniach rzędu μg/m³, głównie za pomocą odczynnika Nesslera lub metodą indofenolową.

Zastosowanie

Największe ilości amoniaku są wykorzystywane w przemyśle do produkcji nawozów sztucznych oraz do otrzymywania tlenku azotu(II) metodą Ostwalda, który jest półproduktem do wytwarzania kwasu azotowego. Amoniak używany jest również w produkcji węglanu sodu (sody amoniakalnej) metodą Solvaya, materiałów wybuchowych, cyjanowodoru, tkanin syntetycznych itp.

Z uwagi na swoje właściwości termodynamiczne, amoniak jest stosowany jako czynnik chłodniczy (R717), zwłaszcza w dużych urządzeniach chłodniczych.

Woda amoniakalna znajduje zastosowanie jako składnik soli trzeźwiących, mających na celu przywrócenie świadomości osobom, które straciły przytomność.

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

Zagrożenia

Oddziaływanie na organizm ludzki

Ciekły amoniak, wylany na skórę, powoduje odmrożenia. Jest także silnie toksyczny (LC50 wynosi 7,5 g/m³ (2 h, szczur, inhalacja), a LD50 wynosi 350 mg/kg dla szczura przy podaniu doustnym) oraz działa drażniąco na skórę i błony śluzowe.

Wpływ na organizm ludzki różni się w zależności od stężenia:

Historia

Pierwszy opisany związek amoniaku – salmiak (chlorek amonu) – został uzyskany około 332 roku p.n.e. z odchodów wielbłądów w pobliżu świątyni Amona w oazie Siwa, znajdującej się na terenie dzisiejszego Egiptu. Stąd pochodzi nazwa „amoniak”, używana w różnych formach w większości języków świata.

Chlorek amonu był znany także średniowiecznym alchemikom – został wzmiankowany przez Alberta Wielkiego na początku XIII wieku. W XV wieku Basilius Valentinus uzyskał amoniak przez działanie zasady na tę sól. Skład amoniaku został ustalony przez Claude’a Louisa Bertholleta.

Zobacz też

proces anamoks

Uwagi

Przypisy

Bibliografia

J.D. Lee: Zwięzła chemia nieorganiczna. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1999. ISBN 83-01-12352-4.

David R.D.R. Lide David R.D.R. (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0 (ang.).