Amonijak

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Gnome-edit-clear.svg Ovaj članak zahtijeva čišćenje.
Molimo Vas da pomognete u poboljšavanju članka pišući ili ispravljajući ga u enciklopedijskom stilu.
Preferences-system.svg Ovom članku potrebna je jezička standardizacija, preuređivanje ili reorganizacija.
Pogledajte kako poboljšati članak, kliknite na link uredi i doradite članak vodeći računa o standardima Wikipedije.
Spelling icon.svg Moguće je da ovaj članak ne poštuje standarde Wikipedije na bosanskom jeziku
kao što su upotreba afrikata, pravopis, pisanje riječi u skladu sa standardima, te način pisanja članaka.
Amonijak
Ammonia-2D-dimensions.pngAmmonia-3D-balls-A.png
Općenito
Hemijski spoj Amonijak
Druga imena Salmijak
Molekularna formula NH3
CAS registarski broj 7664-41-7
Kratki opis bezbojni gas, oštrog mirisa
Osobine1
Molarna masa 17 g/mol
Agregatno stanje gas
Gustoća 0,7198 kg/m3
Tačka topljenja −77,7 °C
Tačka ključanja −33 °C
Pritisak pare 8,5737 bar pri 20 °C
Rastvorljivost 541 g/l u vodi pri 20 °C
Dipolni moment 1,42 D
Rizičnost
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
0
 
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

Amonijak ili azan je hemijski spoj dušika i vodika hemijske zbirne formule NH3. Pri normalnoj temperaturi i pritisku, amonijak je bezbojni plin, oštrog, karakterističnog mirisa, lakši od zraka, lahko topiv u vodi. Prema nekim materijalima, toksičan je i korozivan.

Molekula amonijaka ima trigonalno-piramidnu strukturu, prema predviđanjima VSEPR teorije. Takva struktura daje molekuli polarni moment i čini je polarnom, zbog čega je amonijak lahko topiv u vodi. Atom dušika u molekuli ima jedan slobodni elektronski par, pa se amonijak ponaša kao baza. To znači da u vodenoj otopini može preuzeti proton od molekule vode, kada nastaje hidroksidni anion i jedan amonijev kation (NH4+) koji ima oblik pravilnog tetraedra. Stupanj do kojeg amonijak stvara amonijeve ione zavisi oh pH vrijednosti otopine: pri pH ~ 7 disocirano je oko 99% molekula amonijaka. Glavna primjena amonijaka je u proizvodnji gnojiva, eksploziva i polimera. Također sastojak kućnih sredstava za čišćenje.[1][2]

U malim količinama, amonijaka ima i u atmosferi, gdje nastaje zbog procesa raspadanja dušičnih tvari životinjskog i biljnog porijekla. Amonijak i amonijeve soli nalaze se u malim količinama u kišnici, dok se amonijev hlorid (salmijak) i amonijev sulfat nalaze u blizini vulkana, a kristali amonijevog bikarbonata su pronađeni u patagonskom guanu, odnosno fosilnim ostacima ptičjeg izmeta. Amonijeve soli su široko rasprostranjene u plodnoj zemlji svih područja i u morskoj vodi. Tvari koje sadrže amonijak ili koje su mu slične zovu se amonijalkali.[3] [4][5][6][7][8][9][10]

Historija[uredi | uredi izvor]

Ime amonijak (lat. ammoniacus) je dobio iz kraja blizu Amonova hrama u Libiji, gdje su se dobijale amonijeve soli.

Soli amonijaka bile su poznate iz vrlo ranih epoha, budući da se izraz "Hammoniacus sal" javlja u spisima Plinija. Nije poznato, međutim, da li taj izraz ima identičan smisao s novijim izrazom "sal-ammoniac". U obliku sal-ammoniac, amonijak je bio poznat i alkemičarima, još u 13. stoljeću, a spominjao ga je Albert Veliki. U Srednjem vijeku, bio je upotrebljavan i kao boja tijekom u obliku fermentiranog urina, a da bi izmijenio boje biljnog porijekla. U 15. stoljeću, Basilius Valentus je dokazao da amonijak može biti dobijen djelovanjem alkalija na sal-ammoniac. U kasnijem razdoblju, kada je sal-ammoniac dobijan destilacijom papaka i rogova bika i neutraliziranjem dobijeni karbonat s hlorovodičnom kiselinom, ime "duh jelenovog roga" odnosilo se na amonijak. U plinovitom obliku, amonijak je prvi izolirao Joseph Priestley 1774. godine i dao mu ime "alkalni zrak. Međutim, dobio ga je alhemičar Basilius Valentus. Jedanaest godina poslije, 1785. godine, Claude Louis Berthollet je utvrdio i njegov sastav.

Haberov proces proizvodnje amonijaka iz dušika koji se nalazi u zraku, razvili su Fritz Haber i Carl Bosch 1909. godine, a patentiran je 1910. U industrijskim razmjerima, taj proces su prvi koristili Nijemci tokom Prvog svjetskog rata, rješavajući problem nedostatka nitrata iz Čilea, zbog savezničke blokade. Amonijak su koristili za dobijanje eksploziva da bi podržali i svoje ratne ciljeve.

Amonijak koji je u komercijalnom prometu kao "bezvodni amonijak" – da bi se razlikovao od otopine amonijevog hidroksida koja se zove "kućni amonijak".

Sinteza i proizvodnja[uredi | uredi izvor]

Mogućnost raznorodne primjene, amonijak je učinila jednim od anorganskih spojeva s najobimmijom proizvodnjom. Širom svijeta, postoji na desetine hemijskih postrojenja za proizvodnju amonijaka . Svjetska proizvodnja ovog spoja u 2004. godini bila je 109 miliona tona. Kina je proizvela 28,4% ukupne svjetske proizvodnje, a slijede je Indija sa 8,6%, Rusija s 8,4% i SAD s 8,2%. Više od 80% proizvedenog amonijaka koristi se za proizvodnju gnojiva za poljoprivrednu proizvodnju.

Prije početka Prvog svjetskog rata većina amonijaka dobijala se putem suhe destilacije biljnih i životinjskih otpadaka koji sadrže dušik, uključujući devin izmet koji je bio destiliran redukcijom dušične kiseline i nitrita s vodikom, a proizvodio se i destilacijom uglja i razgradnjom amonijevih soli pomoću alkalnih hidroksida ili koristeći živi kreč. Od soli koje su se najviše koristile, bila je sal-ammoniac, odnosno amonij-hlorid.

2 NH4Cl + 2 CaO = CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3

Današnje moderno postrojenje za proizvodnju amonijaka najprije pretvara prirodni plin (metan) ili tekući naftni plin (plinovi propan i butan) ili naftu u plinoviti vodik. Koristeći zalihe prirodnog plina, procesi koji se koriste u proizvodnji vodika su, kako slijedi.

  • Prvi korak u procesu je otsumporavanje , tj. uklanjanje sumpornih spojeva iz prirodnog plina, zato što oni deaktiviraju katalizatore koji se koriste u pojedinim koracima.

Uklanjanje sumpora zahtijeva katalitsku hidrogenaciju, kada sumporni spojevi iz prirodnog plina prelaze u plinoviti vodik-sulfid.

H2 + RSH = RH + H2S(g)
H2S + ZnO = ZnS + H2O
CH4 + H2O = CO + 3 H2.
CO + H2O → CO2 + H2.
CO + 3 H2 = CH4 + H2O;
CO2 + 4 H2 = CH4 + 2 H2O.
  • Da bi se proizveo amonijak, omogućava se da vodik pomoću katalizatora reagira s dušikom koji se dobivja iz zraka, za dobijanje bezvodnog tekućeg amonijaka. Ovaj korak je poznat kao amonijeva petlja u sintezi, koja se odnosi na Haber-Bosch proces:
3 H2 + N2 = 2 NH3.

Plinska reformacija, reakcija ugljemonoksida s vodom, uklanjanje ugljik-dioksida i reakcija s metantionskim katalizatorom, odvijaju se pod pritiskom od 60 do 180 bara, ovisno o tehnološkom rješenju koje se koristi u proizvodnji amonijaka. Velik broj inženjerskih kompanija nudi mnogobrojna rješenja za izgradnju postrojenja za proizvodnju amonijaka. Najviše iskustva u ovoj industriji imaju kompanije Haldor Topsoe iz Danske, Lurgi AG iz Njemačke i Kellogg, Brown i Root iz SAD-a.

Biosinteza[uredi | uredi izvor]

Prirodni amonijak nastaje raspadanjem bjelančevina i usljed vulkanskih aktivnosti. Kod pojedinih organizama, proizvodi se pomoću atmosferskog dušika N2 uz katalizu enzima nitrogenaze. Taj proces se zove fiksacija dušika. Iako je malo vjerojatno da će budući biološki metodi biti konkurentne Haber-Bosch procesu, usmjereni su intenzivni napori na proučavanju mehanizma biološke fiksacije dušika. Naučno interesiranje za ovaj problem potiče neobična struktura aktivnih mjesta na enzimu, koja se sastoje od Fe7MoS9. Amonijak je metabolički proizvod deaminacije aminokiselina. Kod ljudi, amonijak brzo prelazi u ureu, koja je mnogo manje toksična. Ona je glavni sastojak suhe mase urina.[11] [12] [13][14][15]

Osobenosti[uredi | uredi izvor]

Amonijak je bezbojni plin s karakterističnim mirisom, lakši je od zraka, gustoće 0,589 puta manje od gustoće zraka. Lahko se prevodi u tekuće stanje, a ključa na -33.7°C; stvrdnjava se na -75 °C kada formira bijele kristale. Njegov kritični pritisak je oko 11,3 MPa odnosno 112 atmosfera, a kritična temperatura 132,3 °C. Tekući amonijak ima jaka ionizirajuća svojstva; dielektrična konstanta je 22, a topivost soli u tekućem amonijaku je mnogo proučavana. Tekući amonijak ima velik stopu standardnog isparavanja, od 23,35 kJ/mol, (voda 40,65 kJ/mol, metan 8,19 kJ/mol, fosfin 14,6 kJ/mol) zbog čega se u laboratorijima koristi u neizoliranim posudama na sobnoj temperaturi, iako je tu temperatura znatno iznad njegove tačke ključanja.

Amonijak je topiv u vodi, a sav rastvoreni može se ponovno dobiti isparavanjem. Vodena otopina amonijaka je baza. Maksimalna koncentracija amonijaka u vodi (zasićena otopina) ima gustoću od 0,880 g cm–3. Ova otopina amonijaka ima alkalnu reakciju, a uz amonijak sadrži i adicijom vode nastalu bazu amonijev hidroksid (NH4OH, nazvanu amonijeva baza ili amonijeva lužina).

Amonijak ne podržava sagorijevanje i ne gori lahko, osim kada je pomiješan s kisikom, kada gori razvijajući slab žutozeleni plamen. Hlor se pali kada se propušta kroz amonijak, formirajući dušik i hlorovodičnu kiselinu, osim kada je amonijak prisutan u suvišku i kada se formira visoko eksplozivan dušik-trihlorid NCl3.Molekula amonijaka je već na sobnoj temperaturi podložna dušičnoj inverziji, kada atom dušika prolazi kroz ravan simetrije tri vodikova atoma. To se može uporediti s kišobranom koji se pri jakom vjetru okreće iznutra prema van. Energetska barijera ove inverzije amonijaka je 24,7 kJ/mol , a rezonantna frekvencija je 23,79 GHz, što odgovara mikrovalnom zračenju valne dužine od 1,260 cm. Apsorpcija ove frekvencije bio je prvi proučavani mikrotalasni spektar.

Formiranje soli[uredi | uredi izvor]

Jedno od obilježavajućih svojstava amonijaka je direktno reagiranje s kiselinama i formiranje soli. Hlorovodična kiselina s njim gradi amonij-hlorid (sal-ammoniac), s dušičnom kiselinom amonij-nitrat itd. Potpuno suhi amonijak ne reagira s potpuno suhom hlorovodičnom kiselinom, jer je za reakciju neophodna vlaga:

NH3 + HCl = NH4Cl

Soli proizvedene njegovom reakcijom sa i kiselinama poznate su kao amonijeve soli i sve sadrže amonijev ion (NH4+).

Kiselost[uredi | uredi izvor]

Iako je amonijak poznat kao baza, može se ponašati i kao izuzetno slaba kiselina. Elektrolitskom disocirati formira amidni (NH2) ion, kao na primjer kada se kruti litij-nitrid doda tekućem amonijaku, kada se formira litij-amidna otopina:

Li3N(s)+ 2 NH3 (l) = 3; .Li+(am) + 3 NH2(am).

Ovo je Brønsted-Lowry kiselo-bazna reakcija, u kojoj se amonijak ponaša kao kiselina.

Formiranje ostalih spojeva[uredi | uredi izvor]

Amonijak se može ponašati i kao nukleofil u reakcijama supstitucije. Amini se formiraju u reakciji amonijaka s alkil halogenidima, iako je nastala NH2 grupa također nukleofilna, a sekundarni i tercijarni amini često se formiraju kao nusproizvodi. Korištenje viška amonijaka smanjuje višestruke supstitucije i neutralizira formirane vodikove halogenide. Metilamin se za komercijalni promet priprema reakcijom amonijaka sa hlorometanom, a reakcijom amonijaka sa 2-brompropanskom kiselinom priprema se racemni alanin, a a reakcija daje prinos od 70%. Etanolamin se priprema reakcijom otvaranja prstena sa etilen oksidom, a nekada se dopušta da se reakcija nastavi, pri čemu se formiraju dietanolamin i trietanolamin.

Amidi mogu biti pripremljeni u reakcijama s brojnim derivatima karboksilnih kiselina. Acil hloridi su najreaktivniji, ali amonijak mora biti prisutan u najmanje dvostruko većoj količini da bi se neutralizirala nastala hlorovodična kiselina. Sa amonijakom reagiraju i estri i anhidridi, pri čemu nastaju amidi. Amonijeve soli karboksilnih kiselina mogu biti dehidratirane do amida, ako nema prisutnih drugih grupa koje su termički osjetljive. Za takvu dehidrataciju potrebne su temperature od 150 °C do 200 °C.

Vodik u molekulama amonijaka može se zamijeniti metalom, kada magnezij gori u amonijaku formirajući magnezij-nitrid: Mg3N2, a kada se plinoviti amonijak propusti preko zagrijanog natrija ili kalija, formiraju se natrijamid, NaNH2, i kalijamid, KNH2. Kada je to neophodno IUPAC za amonijak preporučuje upotrebu imena "azan", pa bi kloramin bio nazvan k hloroazan, a ne kđhloroamonijak.

Odnos s aluminijem[uredi | uredi izvor]

Amonijak taloži aluminij iz otopina njegovih soli, kao hidroksid, ali s njim ne stvara čvršče komplekse, koji i bili dovoljni da se opet otopi, niti dovoljno zaluži otopinu da nastane aluminat.

Amonijski ligandi[uredi | uredi izvor]

Kao ligand, amonijak se ponaša u kompleksima prijelaznih metala. On je čisti s-davatelj, u sredini spektrokemijske serije i ispoljava prijelazno tvrdo-mehko ponašanje. Iz historijskih razloga, u nomenklaturi koordinacionih spojeva, amonijak je dobio ime "amin" Pojedini važni amino kompleksi uključuju:

  • Tetraaminbakar(II), [Cu(NH3)4]2+, karakterističan tamnoplavi kompleks koji nastaje dodavanjem amonijaka otopini soli bakar-(II).
  • Diamminsrebro(I), [Ag(NH3)2]+ je aktivna komponenta Tollensova reagensa. Formiranje ovoga kompleksa može pomoći u razlikovanju percipitata različitih halogenida srebra: AgCl je razgradiv u razblaženoj dvomolarnoj (2M) otopini amonijaka, AgBr je jedino razgradiv u koncentriranim amonijačnim otopinama, dok je AgI nerazgradiv u njegovim vodenim otopinama.

Amino [kompleksni spojevi|kompleksi]] hrom-(III) bili su poznati od kraja 19. stoljeća, a bili su osnova teorije koju je postavio Alfred Werner o koordinacijskim spojevima. Werner je primijetio da kompleks [CrCl3(NH3)3] može formirati samo dva izomera, iz čega je izveo zaključak da ligandi moraju biti raspoređeni oko [[metal]nog iona na vrhovima oktaedra. To je potvrđeno rendgenskom kristalografijom. Veza između amino liganda i metalnog iona je izrazito kiselija nego što je kiselost slobodnog amonijaka, a deprotoniranje u vodenoj otopini je rijetko. Jedan primjer je reakcija s kalomelom ( živa-(I)-klorid ), gdje je proizvedeni spoj amido-živa (II) jako razgradiv:

Hg2Cl2 + 2 NH3 = Hg + HgCl(NH2) + NH4+ + Cl.

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Najbitnija primjena amonijaka je u proizvodnji dušične kiseline. Ako se mješavina jednog dijela amonijaka i devet dijelova zraka propusti preko mrežaste platine kao katalizatora, pri temperaturi od 850 °C, amonijak oksidira u dušikov oksid :

4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O.

Osnova ovog procesa je djelovanje katalizatora, jer običnom oksidacijom amonijaka nastaju dušik i voda, a proizvodnja dušikovog oksida je primjer kinetičke kontrole. Pošto se smjesa plinova ohladi do 200-250 °C, dušikov oksid se dodatno oksidira pri višku kisika koji u smjesi, pri čemu se dobija dušik-(IV)-oksid. On zatim reagira s vodom, pri čemu nastaje dušična kiselina, koja se koristi u proizvodnji gnojiva i eksploziva:

2 NO + O2 = 2 NO2;
3 NO2 + 2 H2O = 2 HNO3 + NO.

Izdvojeni dušikov-(II)-oksid, NO, vraća se u tekuči proces, a dobijena HNO3 povremeno se ispušta i koncentrira, sve dok ne dostigne maksimalnu koncentraciju od 68,5%. Dušična kiselina koja je nastala u ovom procesu, bez naknadnog koncentriranja ima koncentraciju od 60%. Amonijak služi kao sastojak gnojiva, ali se može biti i direktno gnojivo, otapajući se u vodi koja se koristi za navodnjavanje, bez ikakvog dodatnog hemijskog postupka. Ova upotreba amonijaka dopušta uzgajanje usjeva koji su ovisni o količini dostupnog dušika, kao što je kukuruz. Ukoliko se stalno na istom zemljištu uzgaja vrsta usjeva koja crpi rezerve dušika iz zemljišta, to će dovesti do iscrpljivanja obradivog zemljišta zbog nedostatka dušičnih spojeva u njemu.

Amonijak ima termodinamička svojstva koja ga čine pogodnim da se koristi kao rashladno sredstvo, budući da pod pritiskom lahko prelazi u tekuće stanje, a koristi se u gotovo svim vrstama rashladnih uređaja i sistema, sve do pojave alkalnih halogenida kao što je freon. Amonijak je toksičan i djeluje kao nadražljivac i korozivno na sve legure sa bakrom, povećavajući mogućnost da se pojavi curenje, što predstavljr veliki rizik. Njegova uporaba u malim rashladnim sistemima je uveliko zamijenjena alkalnim halogenidima, koji nisu otrovni niti su iritanti i praktični su nezapaljivi. Amonijak se i dalje koristi kao rashladno sredstvo u velikim industrijskim procesima, kao što je obimnija proizvodnja leda i u prehrambenoj industriji. Koristan jr kao komponenta u rashladnim sistemima apsorpcionog tipa, koji ne koriste kompresiju ekspanzijskog ciklusa, ali mogu iskoristiti temperaturnu razliku. Otkad upotreba alkalnih halogenida doprinosi smanjenju ozonskog sloja, amonijak se ponovo povećavano upotrebljava kao sredstvo za rashlađivanje . Ponekad se dodaje vodi za piće zajedno s hlorom, kada formira hloramin, koji djeluje kao dezinficijens. Za razliku od hlora, kloramin ne reagira s organskim spojevima koji sadrže ugljik, za formiranje kancerogenih spojeva metana i halogenih elemenata, kao što je hloroform (CHCl3).

Tokom 1960-ih godina, kompanije za proizvodnju duhana kao što su Brown & Williamson i Philip Morris počele su upotrebljavati amonijak u cigaretama, jer je uočeno da to povećava dotok nikotina u krvotok. Kao rezultat tog postupka, povećana je količina nikotina u krvi i pojačana je sposobnost cigareta da razviju nikotinsku ovisnost, bez povećanja količine nikotina u cigaretama.

Uloga amonijaka u biološkim sistemima i bolestima[uredi | uredi izvor]

Za sve oblike života, amonijak je važan izvor dušika. Iako ga u velikim količinama ima i u atmosferi, samo nekoliko vrsta organizama sposobno je uziimati iz tog izvora. Dušik je neophodan za sintezu aminokiselina, koje su osnovni gradivni elementi proteina . Neke biljke zavise od amonijaka i ostalih dušikovih spojeva koji se nalaze u zemljištu, u raspadajućim materijalima. Druge biljke, kao što su dušično fiksirajuće leguminoze (Fabaceae), koriste simbiotske odnose s riizobijem, koji usvaja amonijak iz atmosferskog dušika.

Amonijak je značajan i za normalnu i nenormalnu fiziologiju životinja. Kd njih se stvara tokom normalnog metabolizma aminokiselina, iako je u velikim koncentracijama toksičan. Jetra ga pretvara u ureu u nizu reakcija koji je označen ciklus ureje. Poremećaji funkcija jetre, kao što kod ciroze, može prouzrokovati povećane koncentracije amonijaka u krvi, hiperamonemiju. Slično tome, do hiperamonemije dovode i poremećaji funkcije enzima koji su odgovorni za funkcioniranje ureina ciklusa, kao što je enzim ornitin transkarbamilaza. Hiperamonemija doprinosi konfuziji funkcija i pojavi kome jetrene encefalopatije kao i neurološki bolesti koje su uobičajene za ljude s poremećenim ureinim ciklusom i organskoj aciduriji. Amonijak je važan i za normalnu kiselo-baznu ravnotežu kod životinja. Nakon formiranja amonijaka iz glutamina, može se razgraditi alfa-ketoglutarat, kada nastaju dvijje molekule bikarbonats koje služe kao puferi prehrambenih kiselina. Amonijak se izlučuje putem urina, što smanjenja kiselost tjelesnih tkiva. Može difundirati putem bubrežnih cjevčica, kada se spaja s vodikovim ionom, dopuštajući na taj način ponovno smanjenje kiselosti.

Tekući amonijak[uredi | uredi izvor]

Tekući amonijak je najbolja poznata i najproučavanija nevodena ionizirajuća otopina. Njegovo najistaknutije svojstvo je mogućnost da otapa alkalne metale u formiranju visoko obojenih elektrovodičkih otopina koja sadrže topive elektrone. Izuzev ovih izuzetnih otopina, većina hemijskih procesa u tekućem amonijaku može se usporediti s odgovarajućim reakcijama u vodenim otopinama. Usporedba fizičkih svojstava NH3 i vode pokazuje da NH3 ima nižu tačku topljenja, tačku ključanja, gustoću, viskoznost, dielektričnu konstantu i električnu vodljivost, što je posljedica dijelimično slabijeg vezanja vodika u NH3 i zbog toga što takvo vezanje ne može formirati ukršteno povezane mreže, s obzirom da molekula NH3 ima samo jedan nevezani elektronski par. To se razlikuje od ponašanja molekule H2O, koja u svojoj strukturi ima dva nevezana elektronska para. Ionska konstanta samodisocijacije molekule NH3 na -50 °C je približno 10-33 mol2•l-2.

Topivost soli[uredi | uredi izvor]

  Topivost
(g/100 g)
Amonij acetat 253.2
Amonij nitrat 389.6
Litij nitrat 243.7
Natrij nitrat 97.6
Kalij nitrat 10.4
Natrij fluorid 0.35
Natrij klorid 3.0
Natrij bromid 138.0
Natrijev iodid 161.9
Natrij tiocijanat 205.5

Tekući amonijak je ionizirajuća otopina. Iako je slabije otapalo od vode, prima cijeli niz ionskih spojeva uključujući mnoge nitrate, nitrite, cijanide i tiocijanate. Većina amonijevih soli je rastvorljiva, a te soli se, u otopinama tekućeg amonijaka, ponašaju kao kiseline. Topivost halogenih soli povećava se idući od fluorida ka jodidima. Zasićena otopina amonijevog nitrata sadrži 0,83 mola rastvora prema 1 molu amonijaka, a ima pritisak pare koji je manji od 1 bara čak i na temperaturi od 25 °C.

Otopine metala[uredi | uredi izvor]

Tekući amonijak otapa alkalne metale i druge elektropozitivne metale kao što su: kalcij, stroncij, barij, europij i iterbij. Pri malim koncentracijama (<0,06 mol/L ), formiraju se tamnoplave otopine, koje sadrže metalne katione i rastvorljive elektrone, slobodne elektrone koji su okruženi rešetkom molekula amonijaka. Ove otopine su vrlo korisne kao jaki reducirajući agensi. Pri većim koncentracijama su metalnog izgleda i vodljivosti. Na niskim temperaturama, mogu postojati dvije vrste rastvora, kao faze koje se ne miješaju.

Redoks svojstva tekućeg amonijaka[uredi | uredi izvor]

  E° (V, amonijak) E° (V, voda)
Li+ + e = Li −2.24 −3.04
K+ + e = K −1.98 −2.93
Na+ + e = Na −1.85 −2.71
Zn2+ + 2e = Zn −0.53 −0.76
NH4+ + e = ½ H2 + NH3 0.00
Cu2+ + 2e = Cu +0.43 +0.34
Ag+ + e = Ag +0.83 +0.80

Raspon termodinamičke stabilnosti tekućeg amonijaka je vrlo ograničen, jer potencijal oksidacije dušika, E° (N2 + 6NH4+ + 6e 8NH3), iznosi samo + 0,04 V. U praksi, i oksidacija i redukcija dušika do vodika su spore. Ovo se posebno odnosi na redukcijske otopine pomenutih alkalnih metala, koji su stabilni nekoliko dana, polahko se raspadaju na metalne amide i vodik. Većina istraživanja uključuje otopine tekućeg amonijaka koje se formiraju u redukcijskim uvjetima. Iako je oksidacija tekućeg amonijaka obično spora, postoji rizik od eksplozije, posebno kada su prisutni ioni prijelaznih metala koji mogu biti katalizatori.

Detekcija i determinacija[uredi | uredi izvor]

Prisustvo amonijaka i njegovih soli može se lahko utvrditi, ako su prisutni čak i u vrlo malim tragovima. To je obavlja dodavanjem Nesslerove otopine, koja u prisustvu najmanjih tragova amonijaka ili amonijevih soli ispoljava izrazito žuto obojenje. U industrijskim rashladnim postrojenjima, za otkrivanje curenja amonijaka, spaljuju se sumporni štapići. Prisustvao većih količina amonijaka može se otkriti zagrijavanjem soli amonijaka s nagrizajućim alkalijama ili s kalcijevim oksidom, pri čemu se oslobađa karakterističan miris amonijaka. Količina amonijaka u amonijevim solima može se kvantitativno odrediti destilacijom soli s natrijevim ili kalijevim hidroksidom, kada se oslobođeni amonijak apsorbira. Dobije se poznata masa standardne sumporne kiseline, a višak kiseline se određuje volumetrijski ili amonijak može biti apsorbiran u hlorovodičnoj kiselini, a tako formirani amonijev klorid daje talog – amonijev heksakloroplatinat (NH4)2PtCl6.

Međuzvjezdani prostor[uredi | uredi izvor]

U međuzvjezdanom prostoru, amonijak je prvi put primijećen 1968. pomoću mikrovalova koji su dolazili iz pravca jezgra galaksije . To je prvootkrivena višeatomska molekula tog porijekla. Osjetljivost molekule amonijaka na širok spektar pobuđivanja i lahkoća s kojom se može promatrati u mnogobrojnim područjima, učinila je amonijak jednom od najvažnijih molekula tokom proučavanja molekulskih oblaka. Jačina linija amonijaka može se iskoristiti proračun temperatura tijela koje ga emitira. Otkrivene izotopski alotropi amonijaka su:

NH3, 15NH3, i NH2D, NHD2, i ND3

Detekcija trostruko deuteriranog amonijaka bila je iznenađenje, budući da je deuterij relativno rijedak. Vjeruje se da niska temperatura dopušta ovoj molekuli da opstane i da se akumulira. Prisustvo molekula amonijaka primijećeno je i u atmosferi planeta u okvirima plinovitih divova, uključujući tu Jupiter, u čijoj se atmosferi nalazi amonijak zajedno s drugim plinovima, kao što su metan, vodik i helij. Unutrašnjost Saturna može sadržati zaleđeni amonijak u obliku kristala.

Toksičnost i mjere zaštite[uredi | uredi izvor]

Toksičnost i skladištenje[uredi | uredi izvor]

Toksičnost amonijačnih rastvora obično nije tolika da izaziva probleme ljudima ili drugim sisarcima, budući da postoji specifični mehanizam koji sprečava njegovo akumuliranje u krvotoku. Djelovanjem enzima karbamil fosfat sinteze, amonijak se pretvara u karbamil fosfat, a onda ulazi u ciklus ureje, gdje se ugrađuje u aminokiseline ili izlučuje preko urina. Ribe i vodozemci nemaju ovaj mehanizam, pa amonijak obično odstranjuju tako što ga direktno izlučuju iz organizma. Amonijak je čak i u razblaženim koncentracijama visoko toksičan za vodene životinje i zato je klasificiran kao "opasan za okoliš".

Nikada se ne smije dopustiti da spojevima amonijaka dođu u kontakt s bazama (osim ako je namjera održavanje reakcije), zbog toga što može doći do oslobađanja opasnih količina plinovitog amonijaka.

Laboratorijska primjena otopina[uredi | uredi izvor]

Opasnost od otopina amonijaka ovisi o njihovoj koncentraciji. Razblažene su obično na 10% po težini (<5.62 mol/L), a oncentrirane obično 25% težine; takva otopina ima gustoću od 0.907 g/cm3, a otopina koja ima manju gustoću je više koncentrirana. Klasifikacija otopina amonijaka Europske Unije data je u donjoj tabeli.

Koncentracija
(po težini)
Molarnost Klasifikacija
5–10% 2.87–5.62 mol/L Iritant (Xi)
10–25% 5.62–13.29 mol/L Korozivan (C)
>25% >13.29 mol/L Korozivan (C)
Opasan za
okoliš (N)

Amonijačne pare, koje se oslobađaju iz koncentrirane supstance, vrlo su iritirajuće za oči i sistem organa za disanje. Ovakve otopine treba upotrebljavati samo u prostorijama s osiguranom ventilacijom. Zasićene otopine amonijaka, po toplom vemenu, mogu izazvati značajan pritisak unutar zatvorene boce. S takvim bocama treba pažljivo rukovati, iako to obično nije problem za otopine od 25%. Otopine amonijaka ne smiju se miješati s halogenima, zbog nastajanja eksplozivnih i toksičnih spojeva. Produžen kontakt njegovih otopina sa solima srebra, žive ili joda može izazvati stvaranje eksplozivnih spojeva. Takve se smjese obično stvaraju tokom kvalitativne hemijske analize; njima se treba dodati kiselina i treba ih, nakon završetka testa, prije odlaganja, razblažiti.

Laboratorijska primjena bezvodnog amonijaka[uredi | uredi izvor]

Bezvodni amonijak je klasificiran kao "toksičan" ("T") i "opasan za okoliš" ("N"). Plin je zapaljiv ( temperatura samopaljenja 651 °C ) i može tvoriti eksplozivne smjese sa zrakom (16 do 25%). Dopuštena koncentracija amonijaka u SAD-a iznosi 50 ppm (35 mg/m3). Ponovljena izlaganja amonijaku smanjuju osjetljivost na njegov miris. Miris se može osjetiti pri koncentraciji manjoj od 0,5 ppm, ali osobe koje imaju smanjenu osjetljivost ne osjećaju ga čak ni kod koncentracija od 100 ppm. Bezvodni amonijak djeluje nagrizajuće na legure bakar i cinka, pa se pri rukovanju plinom ne smiju koristiti brončane posude. Tekući amonijak može djelovati na gumu i određene vrste plastike. Burno reagira s halogenim elementima i izaziva eksplozivnu polimerizaciju etilen oksida. Može formirati eksplozivne spojeve sa zlatom, srebrom, živom, germanijem ili telurijem. Burne su reakcije primijećene i s acetaldehidom, hipokloritnim otopinama, natrij fericijanidom i peroksidima.

Kućna primjena[uredi | uredi izvor]

Otopine amonijaka (10% težine) koriste se kao kućna sredstva za čišćenje, posebno stakla. Ove otopine nadražljivci za oči i mukozne membrane (dišni i probavni sistem), a u manjoj mjeri za kožu. Otopine amonijaka se nikada ne smiju miješati s proizvodima koji sadrže hlor ili s jakim oksidansima, kao što je varikina, jer se stvara mnoštvo toksičnih i kancerogenih spojeva kao što su hloramin, hidrazin i elementarni hlor.

Također pohledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović R., Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, ISBN 9958-9344-1-8.
  2. ^ Voet D., Voet J. (1995): Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html.
  3. ^ Hall J. E., Guyton A. C. (2006): Textbook of medical physiology, 11th edition. Elsevier Saunders, St. Louis, Mo, ISBN 0-7216-0240-1.
  4. ^ Hadžiselimović R., Maslić E. (1999): Osnovi etologije – Biologija ponašanja životinja i ljudi. Sarajevo Publishing, Sarajevo, ISBN 9958-21-091-6.
  5. ^ Nelson D. L., Cox M. M. (2013): Lehninger principles of biochemistry. W. H. Freeman and Co., ISBN 978-1-4641-0962-1.
  6. ^ Atkins P., de Paula J. (2006): Physical chemistry, 8th Ed. W. H. Freeman, San Francisco, ISBN 0-7167-8759-8
  7. ^ Binder H. H. (1999): Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart, ISBN 3-7776-0736-3.
  8. ^ Whitten K.W., Gailey K. D. and Davis R. E. (1992): General chemistry, 4th Ed. Saunders College Publishing, Philadelphia, ISBN 0-03-072373-6.
  9. ^ Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G. (2002): General Chemistry, 8th Ed. Prentice-Hall, New York, ISBN 0-13-014329-4.
  10. ^ Laidler K. J. (1978): Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings, Menlo Park, ISBN 0-8053-5680-0.
  11. ^ Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović R., Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, ISBN 9958-9344-1-8.
  12. ^ Hadžiselimović R., Pojskić N. (2005): Uvod u humanu imunogenetiku. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, ISBN 9958-9344-3-4.
  13. ^ Alberts B. (2002)ː Molecular biology of the cell. Garland Science, New York, ISBN 0-8153-3218-1.
  14. ^ Međedović S., Maslić E., Hadžiselimović R. (2000): Biologija 2. Svjetlost, Sarajevo, ISBN 9958-10-222-6.
  15. ^ Kapur Pojskić L., Ed. (2014): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju, 2. izdanje. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, ISBN 978-9958-9344-8-3.

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]