Amonjaks

Amonjaks
Amonjaka struktūrformula un molekulas modelis
Citi nosaukumi	ūdeņraža nitrīds
Ķīmiskā formula	NH3
Molmasa	17,027 g/mol
Blīvums	normālos apstākļos 0,7625 kg/m3
Kušanas temperatūra	195,42 K (-78,27 °C)
Viršanas temperatūra	240,74 K (-33,49 °C)
Šķīdība ūdenī	89,9 g/100ml (pie 0 °C)

Amonjaks ir slāpekļa un ūdeņraža binārais savienojums, kura ķīmiskā formula ir H₃N (lai arī tas nav pareizi, jo slāpeklis ir elektronegatīvāks par ūdeņradi, biežāk formulu raksta kā NH₃). Normālos apstākļos tā ir bezkrāsaina, salīdzinoši viegli sašķidrināma gāze ar asu smaku. Amonjaks ir indīgs, saindēšanās ar to ir atkarīga no tvaika koncentrācijas un saskares ilguma. Amonjaks ir amfotēriska viela, jo var veidot kā amonija jonu NH₄⁺, tā arī amīda jonu NH₂⁻ vai imīda jonu NH²⁻. Ūdenī amonjaks uzvedas kā bāze. Tas veido arī dažādus amonija sāļus. Amonjaks ļoti labi šķīst ūdenī — pie 0 °C 1 tilpumā ūdens izšķīst ap 1200 tilpumu amonjaka (pie 20 °C attiecīgi 700 tilpumu); tas izskaidrojams ar ūdeņraža saišu veidošanos starp amonjaka un ūdens molekulām. Ūdeņraža saites atbildīgas arī par amonjaka anomāli augsto viršanas temperatūru un vieglo sašķidrināmību.

Viena no lielākajām amonjaka uzglabāšanas stacijām Eiropā atrodas Ventspilī, Latvijā.

Iegūšana

Amonjaku iegūst tiešā reakcijā starp slāpekli un ūdeņradi (Hābera—Boša process). Amonjaks ir galvenā visu slāpekļa savienojumu rūpnieciskā izejviela.

Īpašības

Normālos apstākļos amonjaks ir gāzveida agregātstāvoklī un ir vieglāks par gaisu. Amonjaks viegli šķīst ūdenī un tajā veido bāzisku šķīdumu, jo sp³ hibridizētajam slāpekļa atomam ir 1 nesaistošs jeb nedalīts elektronu pāris, kam ar donorakceptorās saites palīdzību ūdens šķīdumā pievienojas ūdens molekulas protons, atstājot brīvu hidroksiljonu.

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

Dažreiz saka, ka ūdens šķīdumā veidojas amonija hidroksīds, tomēr faktiski šāds jonu savienojums neeksistē, jo jonizācijas reakcija notiek tikai niecīgā mērā. Vienmolārā amonjaka šķīdumā jonizējas tikai 0,4% amonjaka molekulu, tomēr ar to pietiek, lai šķīdumam būtu izteikti bāziska reakcija.

Kaut gan amonjaks nesatur hidroksilgrupu, pēc protolītiskās teorijas, amonjaks ir bāze, jeb protonu akceptors, tā konjugētā skābe ir NH₄⁺ (amonija jons).

Amonjaks labi reaģē ar skābēm un skābajiem oksīdiem, jo tad amonija joni veidojas daudz vieglāk un rodas amonija sāļi. Nozīmīgākie amonija sāļi ir amonija sulfāts ((NH₄)₂SO₄) un amonija nitrāts (NH₄NO₃), kurus lieto kā minerālmēslus (slāpekļa mēslojums).

Katalītiski oksidējot amonjaku, iegūst slāpekļskābi.

Amonjaks slikti deg gaisā, taču, degot tīrā skābeklī vai katalizatoru klātienē, veidojas slāpeklis un ūdens:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

Izmantojot piemērotus katalizatorus, var iegūt arī slāpekļa oksīdus.

Amonjaks reaģē arī ar daudziem organiskajiem savienojumiem, veidojot slāpekļorganiskos savienojumus (ar halogēnogļūdeņražiem veido amīnus, ar halogēnkarbonskābēm veido aminoskābes, ar formaldehīdu veido urotropīnu (heksametilēntetramīnu)).

Izmantošana

Galvenokārt lieto slāpekļa minerālmēslojuma ražošanai, sprāgstvielu, polimēru, slāpekļskābes, sodas un citu ķīmiskās rūpniecības produktu iegūšanai.

Šķidru amonjaku analītiskajā ķīmijā dažreiz lieto par neūdens polāru šķīdinātāju. Tajā šķīst sārmu metāli. Šķidru amonjaku plaši izmanto saldēšanas iekārtās (ar to aizstāj videi kaitīgos freonus).

10% šķīdumu lieto medicīnā kā kairinošu līdzekli un sauc par ožamo spirtu.

Ārējās saites

• Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Amonjaks.