Αμμωνία

Αμμωνία
Γενικά
Όνομα IUPAC	Αμμωνία Αζάνιο
Άλλες ονομασίες	Aζίδιο του υδρογόνου
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος	NH3
Μοριακή μάζα	17,031amu
Αριθμός CAS	7664-41-7
SMILES	N
InChI	1/H3N/h1H3
Αριθμός EINECS	231-635-3
Αριθμός UN	1005 (άνυδρη) 2672 (διαλύματα) 2073 3318
PubChem CID	222
ChemSpider ID	217
Δομή
Διπολική ροπή	1,42 D
Μοριακή γεωμετρία	τριγωνική πυραμιδική
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης	−77,73 °C
Σημείο βρασμού	−33,34 °C
Πυκνότητα	0,73 kg/m3 (15 °C, 0,999753269 atm)
Διαλυτότητα στο νερό	31%
Εμφάνιση	Άχρωμο αέριο
Χημικες ιδιότητες
pKa	9,25 $NH_4^+ \stackrel{}{\overrightarrow\longleftarrow} NH_3 + H^+$ 38 $NH_3 \stackrel{}{\overrightarrow\longleftarrow} NH_2^- + H^+$
Σημείο αυτανάφλεξης	651 °C
Η κατάσταση αναφοράς είναι η πρότυπη κατάσταση (25°C, 1 Atm) εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά

Η αμμωνία ή αζάνιο ή αζίδιο του υδρογόνου είναι μια χημική ένωση αζώτου και υδρογόνου με χημικό τύπο NH₃. Στις συνηθισμένες συνθήκες (T = 25 °C, P = 1 atm) είναι ένα άχρωμο αέριο με χαρακτηριστική καυστική και αποπνικτική οσμή. Το κατιόν αμμωνίου (NH₄⁺) αποτελεί σημαντικό αζωτούχο λίπασμα για τα φυτά. Αποτελεί, επίσης, άμεσα ή έμμεσα, προϊόν για συνθέσεις διαφόρων χημικών και φαρμακευτικών προϊόντων. Παρόλη την ευρύτατη χρήση της είναι καυστική, διαβρωτική και δηλητηριώδης. Η παγκόσμια παραγωγή της το 2006 εκτιμάται σε 146,5 MT. Το μεγαλύτερο μέρος της καταναλώνεται για την παρασκευή οικιακών καθαριστικών.

Η καθαρή αέρια αμμωνία συχνά αποκαλείται «άνυδρη αμμωνία», σε αντιδιαστολή με το υδατικό διάλυμά της, που συχνά παριστάνεται με τον τύπο NH₄OH, που είναι ισοδύναμο με τον NH₃(aq), και αποκαλείται «οικιακή αμμωνία». Επειδή η (άνυδρη) αμμωνία ζέει στους −33,34 °C, σε πίεση 1 atm, συχνά φυλάσσεται υγροποιημένη υπό πίεση ή και υπό ψύξη. Η «οικιακή αμμωνία» συνήθως διατίθεται στο εμπόριο σε διαλύματα 5-16% κατά βάρος σε αμμωνία.

Επειδή υγροποιείται εύκολα και έχει μεγάλη θερμότητα εξαέρωσης, χρησιμοποιείται στα ψυγεία και στην παρασκευή πάγου. Αποτελεί δηλητήριο και μπορεί να προκαλέσει, όταν εισπνέεται, ακόμη και θάνατο. Εάν εξεταστεί χημικά, η αμμωνία συμπεριφέρεται σαν ασθενής βάση και σαν ήπιο αναγωγικό μέσο.

Τις βασικές ιδιότητες που έχει τις οφείλει στην ηλεκτρονική της δομή. Όταν θερμανθεί πολύ διασπάται στα στοιχεία της. Καίγεται στο καθαρό οξυγόνο, όχι στον αέρα, ενώ δε συντελεί στην καύση. Όταν θερμανθεί ισχυρά σε ρεύμα αέρα και υπάρχει ως καταλύτης σπογγώδης λευκόχρυσος, δίνει μονοξείδιο του αζώτου. Με το χλώριο και το βρώμιο οξειδώνεται προς άζωτο. Η αμμωνία αντιδρά με μέταλλα και με τα μεν αλκάλια σχηματίζει τα αμίδια, με άλλα δε μέταλλα σχηματίζει τα νιτρίδια.

Οι χρήσεις της αμμωνίας είναι πολλές. Υδατικό διάλυμα αμμωνίας χρησιμοποιείται σαν αντιδραστήριο στη Χημεία, στην Ιατρική και για επαλείψεις σε τσιμπήματα εντόμων. Ακόμη για εισπνοές σε περιπτώσεις λιποθυμιών και μέθης, σαν αναλγητικό, αλλά και για τον καθαρισμό υφασμάτων, για την παρασκευή λιπασμάτων, στα ψυγεία και για παρασκευή πάγου. Επίσης για την παρασκευή νιτρικού οξέος και σόδας με την μέθοδο Solvay.

Ελεύθερη στον αέρα βρίσκεται σε ελάχιστα ποσά. Ενωμένη, με τη μορφή αμμωνιακών αλάτων, βρίσκεται στο έδαφος και έχει προέρθει από την αποσύνθεση αζωτούχων οργανικών ουσιών. Έτσι στις περιοχές του Περού συναντάται το ψευδοορυκτό γουανό, πολύ πλούσιο σε όξινο ανθρακικό αμμώνιο, που προήρθε από την αποσύνθεση των περιττωμάτων θαλάσσιων πουλιών. Στο νερό της βροχής βρίσκουμε επίσης μικρές ποσότητες αμμωνιακών αλάτων.

Στο εργαστήριο η αμμωνία μπορεί να παρασκευαστεί με τους εξής τρόπους:

• Με συνθέρμανση χλωριούχου αμμωνίου με υδροξείδιο ή οξείδιο του ασβεστίου (όλα τα αμμωνιακά άλατα, όταν αντιδρούν με βάσεις, παρέχουν αμμωνία). Επειδή την ταχύτητα της αντίδρασης την επηρεάζουν πολλοί παράγοντες, ακολουθούνται οι ακόλουθες μέθοδοι για την παρασκευή της:

• μέθοδος HΑBER- BOSCH
• μέθοδος CLΑUDE
• μέθοδος CΑSΑLE και
• μέθοδος FΑUSER.

• Διάσπαση των νιτριδίων με νερό.

Στη βιομηχανία οπωσδήποτε οι τρόποι παρασκευής της αμμωνίας είναι τέτοιοι, ώστε να επιτυγχάνεται μεγάλη, σε ποσότητα, παραγωγή σε μικρότερο διάστημα. Συγκεκριμένα:

• Με απευθείας ένωση του αζώτου με υδρογόνο.
• Από τα αμμωνιακά νερά της έκπλυσης του φωταερίου, που παράγεται από την ξηρή απόσταξη των λιθανθράκων. Αυτή η μέθοδος στηρίζεται στο ότι οι λιθάνθρακες περιέχουν μικρή ποσότητα αμμωνίας, αυτή περνά στο φωταέριο και με την έκπλυση διαλύεται στο νερό και έτσι λαμβάνεται.
• Από την κυαναμίδη του ασβεστίου, όταν επιδράσει σ' αυτή νερό.

Δομή και βασικές χημικές ιδιότητες

Το μόριο της αμμωνίας έχει ένα σχήμα τριγωνικής πυραμίδας με δεσμική γωνία HNH 107,8°, όπως προβλέπεται από τη θεωρία παρουσία ενός ελεύθερου («μονήρους») ζεύγους ηλεκτρονίων στην εξωτερική στοιβάδα του ατόμου του αζώτου (θεωρία VSEPR). Συγκεκριμένα, το κεντρικό άτομο αζώτου έχει πέντε (5) ηλεκτρόνια στην εξωτερική του (2^η) στοιβάδα, δηλαδή ένα ζευγάρι επιπλέον από τα άτομα υδρογόνου του μορίου, τα οποία «συνεισφέρουν» (μέσω ομοιοπολικών δεαμών) συνολικά τρία (3) ηλεκτρόνια. Επομενως, στην ένωση το άτομο αζώτου έχει οκτώ (8) συνολικά εξωτερικά ηλεκτρόνι, σε τέσσερα (4) ζεύγη, που σχηματίζουν ένα τετράεδρο. Τα τρία (3) από αυτά τα ζεύγη είναι τα δεσμικά με τα τρία (3) άτομα υδρογόνου και το ένα (1) ελεύθερο μονήρες ηλεκτρόνιο. Το μονήρες ζεύγος απωθεί ισχυρότερα απ' ότι τα δεσμικά και γι' αυτό η τελική δεσμική γωνία γίνεται 107,8°, αντί 109,5°, όπως είναι στο μόριο του μεθανίου που έχει τέσσερα (4) ισοδύναμα δεσμικά ηλεκτρόνια. Επιπλέον, η διάταξη αυτή δίνει στο μόριο της αμμωνίας διπολική ροπή, γιατί οι δεσμοί N-H είναι πολωμένοι κατά την έννοια N^δ--H^δ+, και το κάνει πολικό. Ακόμη, το μόριο της αμμωνίας αναπτύσσει δεσμούς υδρογόνου με άλλα γειτονικά μόρια (αμμωνίας ή μη, αρκεί να περιέχουν ηλεκτραρνητικά άτομα και υδρογόνο), γεγονός που κάνει την αμμωνία πολύ αναμίξιμη με το νερό. Στην περίπτωση αυτή το μονήρες ζεύγος ηλεκτρονίων της την κάνει να μπορεί να αποσπάσει κατιόντα υδρογόνου (H⁺), δρώντας ως μέτρια βάση. Υδατικό διάλυμα αμμωνίας ε συγκέντρωση 1,0 F έχει pH = 11,6. Αν σε ένα τέτοιο διάλυμα προστεθεί ένα ισχυρό οξύ, π.χ. υδροχλωρικό οξύ, η αμμωνία πρωτονιώνεται δίνοντας «κατιόν αμμωνίου» (NH₄⁺). Από το pH = 11,6 μέχρι να γίνει pH = 7 (δηλαδή ουδέτερο), το 99,4 % των μορίων της αμμωνιας γίνονται κατιόντα αμμωνίου. Η θερμοκρασία και η αλατότητα του διαλύματος επίσης επιρεάζουν τη συγκέντρωση των κατιόντων αμμωνίου. Το κατιόν αμμωνίου είναι ισοηλεκτρονικό με το μόριο του μεθανίου. Έχει τη μεγαλύτερη ειδική θερμοχωρητικότητα από καθε άλλη γνωστή ουσία.