Amoniak

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie

Amoniak
Obecné
Systematický název	amoniak
Triviální název	čpavek
Ostatní názvy	azan
Latinský název	Ammoniacum
Anglický název	Ammonia
Německý název	Ammoniak
Sumární vzorec	NH3
Vzhled	bezbarvý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS	7664-41-7
Registrační číslo EINECS	231-635-3
Číslo EC	{{{Číslo EC}}}
PubChem	222
ChEBI	{{{ChEBI}}}
Vlastnosti
Molární hmotnost	17,031 g/mol
Teplota tání	−77,73 °C
Teplota varu	−33,34 °C
Hustota	0,86 kg/m3 (101,3 kPa při bodu varu) 0,73 kg/m3 (101,3 kPa, 15 °C) 681,9 kg/m3 (−33,3 °C, kapalina)[1] 820 kg/m3 (-80 °C, krystaly) 817 kg/m3 (-80 °C, průhledná pevná látka)[2]
Disociační konstanta pKa	34
Disociační konstanta pKb	4,75
Rozpustnost ve vodě	1176 g/100 ml (0 °C) 702 g/100 ml (20 °C) 88 g/100 ml (100 °C)
Meze výbušnosti	15 – 28 %
Struktura
Tvar molekuly	trojúhelníková pyramida
Dipólový moment	1,42 D
Bezpečnost
Toxický (T) Nebezpečný pro životní prostředí (N)
R-věty	R10 R23 R34 R50
S-věty	(S1/2) S9 S16 S26 S36/37/39 S45 S61
NFPA 704	1 3 0
Číslo RTECS	BO0875000
Teplota vznícení	651 °C
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Amoniak neboli azan (triviální název čpavek) je bezbarvý velmi štiplavý plyn. Amoniak je toxická, nebezpečná látka zásadité povahy. Při vdechování poškozuje sliznici. Je lehčí než vzduch. V roce 2006 byla světová průmyslová výroba amoniaku odhadována na 146,5 mil. tun^[3].

Obsah 1 Příprava a výroba 2 Vlastnosti 3 Výskyt v přírodě 4 Použití 4.1 Hnojiva 4.2 Čištění 4.3 Prekurzor pro výrobu dusíkatých sloučenin 4.4 Chladivo (R717) 4.5 Eliminace plynných emisí 4.5.1 Palivo 5 Biochemické vlastnosti 6 Bezpečnost 7 Externí odkazy 8 Reference

[editovat] Příprava a výroba

Amoniak vzniká reakcí amonných solí se silnými hydroxidy, např. působením hydroxidu sodného na chlorid amonný:

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O,

případně tepelným rozkladem uhličitanu amonného:

(NH₄)₂CO₃ → 2 NH₃ + CO₂ + H₂O.

Průmyslově se vyrábí katalytickým slučováním dusíku a vodíku (jako katalyzátor se používá houbové železo) za vysokého tlaku (20 až 100 MPa) a vysoké teploty (nad 500 °C) – tato metoda se nazývá Haber-Boschova:

3 H₂ + N₂ → 2 NH₃.

Přestože je tato reakce exotermní, probíhá bez přítomnosti katalyzátorů velmi pomalu.

[editovat] Vlastnosti

Amoniak se velmi dobře rozpouští ve vodě, a to při 0° 1148 cm³ v 1 cm³ vody, za vzniku zásaditého roztoku, který se nazývá čpavek.

Výsledný roztok je silně zásaditý a nazývá se taky "hydroxid amonný". Tohle označení je však poněkud nesprávné, jelikož molekula „NH₄OH“ neexistuje. Neexistence molekuly „NH₄OH“ je v souladu s faktem, že amoniak je Brønstedtova, nikoli Arrheniova zásada. Zásaditý charakter amoniaku je tudíž podmíněn jeho schopností vázat proton vodíku H⁺, a ne tvořením hydroxidových iontů OH⁻ v průběhu reakce NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻ (dle této reakce reagují pouze 4 z 1000 molekul amoniaku). Správné označení vodního roztoku amoniaku je tudíž NH₃(aq).

Poznámka: V organické chemii se pro amoniak užívá systematický název azan a stejně tak pro jeho derivát hydrazin NH₂-NH₂ název diazan.

S kyselinami reaguje za vzniku amonných solí, např. s kyselinou sírovou vytváří síran amonný:

2 NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄.

Amonné soli silných kyselin (např. kyseliny sírové) reagují v roztoku slabě kysele, protože hydroxid amonný je jen velmi slabou zásadou.

[editovat] Výskyt v přírodě

Amoniak vzniká mikrobiálním rozkladem organických zbytků, exkrementů a moči živočichů, přičemž se většinou váže ve formě amonných solí. Je proto ve stopových množství obsažen i v zemské atmosféře. Ve formě chloridu amonného se vyskytuje jako minerál salmiak zejména v okolí solfatar a dalších vulkanických jevů.

Ve velkém množství je obsažen v atmosférách velkých planet Sluneční soustavy (Jupiteru, Saturnu, Uranu a Neptunu) a také v atmosféře Saturnova měsíce Titanu. Nalezen byl i v kometách. Je také jednou z molekul, nacházejících se v mezihvězdném prostoru.

[editovat] Použití

[editovat] Hnojiva

Přibližně 83 % (v roce 2003) amoniaku se používá pro hnojiva, ať už ve formě solí nebo roztoků. Výroba amoniaku spotřebovává více než 1 % energie vyráběné lidstvem - je tak velmi významnou složkou světové spotřeby energie.^[3]

[editovat] Čištění

Amoniak ve formě roztoku se často používá jako složka čisticích prostředků pro různé účely. Protože umožňuje dosáhnout lesku beze šmouh, často se využívá pro čištění skla, porcelánu a nerezavějící oceli. Nachází uplatnění také v čističích pro trouby, grily apod., kdy odstraňuje napečené nečistoty. Koncentrace amoniaku v těchto roztocích se pohybuje okolo 5 - 10 %.

[editovat] Prekurzor pro výrobu dusíkatých sloučenin

Amoniak je přímým nebo nepřímým prekurzorem většiny dusíkatých sloučenin. Prakticky všechny syntetické a všechny anorganické sloučeniny dusíku lze připravit z amoniaku. Důležitým produktem je například kyselina dusičná. Vyrábí se Ostwaldovým procesem - vzdušnou oxidací amoniaku na katalyzátoru při teplotě 700 - 850 °C a tlaku 900 kPa. Meziproduktem je oxid dusnatý^[4]:

NH₃ + 2 O₂ → HNO₃ + H₂O

Kyselina dusičná se používá pro výrobu hnojiv, výbušnin a různých organických sloučenin dusíku.

[editovat] Chladivo (R717)

Termodynamické vlastnosti amoniaku ho učinily jedním z chladiv běžně používaných před objevem dichlordifluormethanu známého jako freon.^[5] Použití však komplikuje toxicita amoniaku. Bezvodý amoniak se nicméně široce používá v průmyslových chladicích systémech (např. na zimních stadionech), díky vysoké účinnosti a nízké ceně. Ve spotřebitelských výrobcích (např. chladničkách) se však vzhledem ke zmíněné toxicitě používá méně často.

[editovat] Eliminace plynných emisí

Amoniak lze použít k odstraňování oxidu siřičitého vzniklého spalováním fosilních paliv. Výsledný produkt se převádí na síran amonný používaný jako hnojivo. Amoniak také neutralizuje oxidy dusíku (NO_x) produkované vznětovými motory. Tato technologie, nazývaná SCR (selective catalytic reduction, selektivní katalytická redukce), je založena na použití vanadového katalyzátoru.^[6]

[editovat] Palivo

Během 2. světové války se amoniak používal v Belgii jako palivo pro autobusy. Před rokem 1900 se využíval do motorů a pro zařízení založená na sluneční energii. Kapalný amoniak se používal jako raketové palivo (X-15). Přestože nemá tak vysokou výhřevnost jako jiná paliva, nezanechává v motorech saze a jeho hustota je přibližně stejná jako u kyslíku použitého jako oxidant, což jednodušuje konstrukci zařízení.

[editovat] Biochemické vlastnosti

Toxicita roztoků amoniaku obvykle nepůsobí problémy člověku a jiným savcům, protože mají specifický mechanismus, který je schopen amoniak eliminovat. Eliminace spočívá v konverzi na karbamoylfosfát (pomocí enzymu karbamoylfosfátsyntázy), ten následně vstupuje do močovinového cyklu a je přeměněn na aminokyseliny nebo vyloučen močí. Ryby a obojživelníci však tento mechanismus postrádají, mohou obvykle amoniak pouze přímo vylučovat. I v nízkých koncentracích je tedy amoniak velmi toxický pro vodní živočichy, proto je Směrnicí Rady 67/548/EHS klasifikován jako nebezpečný pro životní prostředí.

[editovat] Bezpečnost

Americký úřad OSHA stanovil patnáctiminutový expoziční limit pro plynný amoniak na 35 ppm (objemově) a osmihodinový limit na 25 ppm^[7]. Agentura National Institute for Occupational Safety and Health snížila na základě nedávné konzervativnější interpretace původního výzkumu z roku 1943 koncentraci IDLH (bezprostředně nebezpečnou pro život a zdraví) za 500 na 300 ppm. Jedná se o koncentraci, kterou může být zdravý pracovník vystaven po 30 minut, aniž by utrpěl nevratné škody na zdraví.

Jiné organizace či státy mají různé limity expozic. V Česku platí limity PEL 14 mg.m^-3 a NPK–P 36 mg.m^-3, při emisích do ovzduší nad 10000 kg ročně platí povinnost hlášení do Integrovaného registru znečišťování^[8].

Amoniak má ostrý, dráždivý, štiplavý zápach, který varuje před potenciálně nebezpečnou expozicí. Průměrných práh vnímání je 5 ppm, dostatečně nižší než jsou nebezpečné nebo škodlivé koncentrace. Expozice velmi vysokým koncentracím může vést k poškození plic a k smrti^[7]. Amonné sloučeniny by neměly přijít do kontaktu se zásadami (pokud to není cílem), protože se mohou uvolnit nebezpečné dávky amoniaku.

[editovat] Externí odkazy

• Ammonia (NH3) Properties
• Gas Encyclopaedia: Ammonia

[editovat] Reference

• V tomto článku je použit překlad textu z článku Ammonia na anglické Wikipedii.

1. ↑ Pure ammonia [online]. [Cit. 2009-07-07]. Dostupné online.
2. ↑ Blum, Alexander. On crystalline character of transparent solid ammonia. Radiation Effects and Defects in Solids, 1975, roč. 24, s. 277. DOI:10.1080/00337577508240819.
3. ↑ ^{a b} Max Appl (2006). Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. DOI:10.1002/14356007.a02_143.pub2. 
4. ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. (2001). Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. 
5. ↑ Aaron Vorderstrasse, Western Oregon University. "Dichlorodifluoromethane". Ověřeno k 2009-07-07. 
6. ↑ Diesel: Greener Than You Think [online]. [Cit. 2009-07-07]. Dostupné online. (anglicky)
7. ↑ ^{a b} Toxic FAQ Sheet for Ammonia. Parametr "periodikum" je povinný!, September 2004. Dostupné online.
8. ↑ Integrovaný registr znečišťování - Ohlašované látky - Amoniak

Související články obsahuje Portál Chemie