Амонијак или азан је хемијско једињење азота и водоника са молекулском формулом NH3. При нормалним условима амонијак је гас оштрог, карактеристичног мириса, лакши од ваздуха и лако растворан у води. Амонијак је отрован гас. Он је корозиван за неке материје.
Молекул амонијака има тригонално-пирамидну структуру, према предвиђањима -{VSEPR}- теорије. Таква структура даје молекулу поларни момент и чини је поларном, због чега је амонијак лако растворан у води. Атом азота у молекулу има један слободан електронски пар, па се амонијак понаша као база. То значи да у воденом раствору може да преузме протон од молекула воде, када настаје хидроксидни анјон и један амонијумски катјон (-{NH4+}-) који има облик правилног тетраедра. Степен до ког амонијак ствара амонијумове јоне зависи од -{pH}- вредности раствора: при -{pH}- ~ 7 дисоцирано је око 99% молекула амонијака. Главна примена амонијака је у производњи ђубрива, експлозива и полимера. Такође је састојак кућних средстава за чишћење.Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović, Rifat, Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo. Voet D., Voet J. (1995): Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html.
У малим количинама, амонијака има и у атмосфери, где настаје због процеса распадања азотних материја животињског и биљног порекла. Амонијак и амонијеве соли налазе се у малим количинама у кишници, док се амонијум хлорид (салмијак) и амонијум сулфат налазе у близини вулкана, а кристали амонијум бикарбоната су пронађени у патагонском гуану, односно фосилним остацима птичјег измета. Амонијеве соли су широко распрострањене у плодној земљи свих подручја и у морској води. Материје које садрже амонијак или које су му сличне зову се амонијалкали.Atkins P., de Paula J. (2006): Physical chemistry, 8th Ed. W. H. Freeman, San Francisco. Binder H. H. (1999): Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart.
Историја Име амонијак (лат. -{ammoniacus}-) добио је по крају близу Амонова храма у Либији, где су се добијале амонијеве соли.
Соли амонијака биле су познате из врло раних епоха, будући да се израз -{Hammoniacus sal}- јавља у списима Плинија. Није познато, међутим, да ли тај израз има идентичан смисао с новијим изразом -{sal-ammoniac}-, у ком облику је амонијак је био познат и алкемичарима, још у 13. веку, а спомињао га је Алберт Велики. У средњем веку, био је употребљаван и као боја у виду ферментисаног урина, и за измену боја биљног порекла. У 15. веку, Васил Валентајн је доказао да се амонијак може добити деловањем алкалија на сал-амонијак. У каснијем раздобљу, када је сал-амонијак добијан дестилацијом папака и рогова бикова и неутралисањем насталог карбоната са хлороводичном киселином, име „дух јеленског рога” односило се на амонијак. У гасовитом облику, амонијак је први изоловао Џозеф Пристли 1774. године и дао му име „алкални ваздух”. Једанаест година касније, 1785. године, Клод Луј Бертоле је утврдио његов састав.
Хаберов процес производње амонијака из азота који се налази у ваздуху, развили су Фриц Хабер и Карл Бош 1909. године, а патентиран је 1910. У индустријским размерима, тај процес су први користили Немци током Првог светског рата, решавајући проблем недостатка нитрата из Чилеа, због савезничке блокаде. Амонијак су користили за добијање експлозива да би подржали и своје ратне циљеве. мини|лево|Шема производње амонијака, Хабер - Бош Амонијак који је у комерцијалном промету се назива „безводни амонијак”. Он се разликује од раствора амонијак хидроксида, који се понекад назива „кућни амонијак”.
Особине
Молекули амонијака имају облик правилног тетраедра. Ова форма и даје молекулу велики диполни моменат и, поред разлика у електронегативности, узрок је што је амонијак поларан. Услед поларности амонијак је растворљив у поларним проточним неорганским растварачима као што је вода.
Азотов атом у молекулу има један слободан електронски пар, па се амонијак понаша као Луисова база. У киселом или неутралном воденом раствору амонијак може да се сједини са хидронијум јоном (-{H3O+}-), при при чему се ослобађа молекул воде (-{H2O}-) и формира позитивно наелектрисан амонијум јон (-{NH4+}-) који има облик правилног тетраедра. Формирање амонијум јона зависи од pH вредности раствора.
Особина Вредност Број акцептора водоника 1 Број донора водоника 1 Број ротационих веза 0 Партициони коефицијент (-{ALogP)}- -0,3 Растворљивост (-{logS, log(mol/L}-)) 1,5 Поларна површина (-{PSA}-, Å2) 35,0
Примена
Најважнија област у којој се користи амонијак је производња азотне киселине Оствалдовим методом. Такође користи се за производњу азот(II)-оксида, који је уједно и прво прекурсорско једињење у производњи нитратне киселине.
Амонијак се употребљава у производњи вештачких ђубрива, експлозива и полимера. Такође амонијак је и састојак неких детерџената за стакло.
Течан амонијак се користи и као растварач. Такође амонијак се примењује у расхладним уређајима.
Добијање и распрострањеност
Може се добити директном синтезом азота и водоника (Хабер-Бошова синтеза):
Такође може се добити дејством калцијум оксида на амонијум-хлорид, као и дејством воде на магнезијум-нитрид:
У атмосфери се налази у веома малим количинама а настаје процесом распада животињских или биљних материја. Амонијум хлорид и амонијум сулфат су нађени у вулканским областима на. Кристали амонијум бикарбоната се налазе у измету неких морских птица неких слепих мишева (гуано). Амонијумове соли се могу срести и у морској води. Супстанце кои садрже амонијак или су сличне њему називају се амонијачне супстанце.
Растворљивост соли
Растворљивост (број грама на 100 -{g}- амонијака) Амонијум ацетат 253.2 Амонијум нитрат 389.6 Литијум нитрат 243.7 Натријум нитрат 97.6 Калијум нитрат 10.4 Натријум флуорид 0.35 Натријум хлорид 3.0 Натријум бромид 138.0 Натријум јодид 161.9
Референце
Литература
Спољашње везе
-{International Chemical Safety Card 0414 (anhydrous ammonia), ilo.org.}- -{International Chemical Safety Card 0215 (aqueous solutions), ilo.org.}-
-{Emergency Response to Ammonia Fertilizer Releases (Spills) for the Minnesota Department of Agriculture.ammoniaspills.org}- -{National Institute for Occupational Safety and Health – Ammonia Page, cdc.gov}- -{NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards – Ammonia, cdc.gov}-
Категорија:Неорганска једињења Категорија:Метаболизам азота Категорија:Једињења водоника Категорија:Хемикалије за домаћинство Категорија:Неоргански растварачи Категорија:Азотни хидриди Категорија:Хемикалије лошег мириса