Χρήστης:Vchorozopoulos/Χημεία/Ανόργανη/Άζωτο

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια

Αμμωνία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Vchorozopoulos/Χημεία/Ανόργανη/Άζωτο
Γενικά
Όνομα IUPAC Vchorozopoulos/Χημεία/Ανόργανη/Άζωτο
Αζάνιο
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
Μήκος δεσμού 101,7 pm
Είδος δεσμού ομοιοπολικός δεσμός
σ (1s - 2sp3)
Πόλωση δεσμού 17% (Ν--Η+)
Γωνία δεσμού 107,8°
Μοριακή γεωμετρία τριγωνικήή
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%
Χημικές ιδιότητες
pKa 9,25 (NH+4)
38 (NH3)
Σημείο αυτανάφλεξης 651 °C
Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος (25°C, 100 kPa).

Η αμμωνία ή αζάνιο ή αζίδιο του υδρογόνου είναι ένωση αζώτου και υδρογόνου με χημικό τύπο NH3. Στις συνηθισμένες συνθήκες[1] απαντά ως άχρωμο αέριο, με χαρακτηριστική καυστική και αποπνικτική οσμή. Το κατιόν αμμωνίου (NH4+) αποτελεί σημαντικό αζωτούχο λίπασμα για τα φυτά. Η αμμωνία άμεσα ή έμμεσα αποτελεί απαραίτητη πρώτη ύλη για τη σύνθεση πολλών φαρμακευτικών σκευασμάτων (και όχι μόνο). Παρά την ευρύτατη χρήση της, η αμμωνία είναι και καυστική και τοξική. Το 2006 η παγκόσμια παραγωγή της εκτιμάται ότι ήταν της τάξης των 146,5 εκατομμυρίων τόνων[2]. Χρησιμοποιείται επίσης ευρύτατα σε οικιακαά προϊόντα καθαρισμού.

Η αμμωνία αποκαλείται συχνά στο εμπόριο «άνυδρη αμμωνία». Αυτός ο όρος δίνει έμφαση στην απουσία νερού από τη μάζα της. Επειδή όμως η αμμωνία βράζει στους −33,34 °C, για να υγροποιηθεί (οπότε μεταφέρεται ευκολότερα) απαιτεί υψηλή πίεση ή και ανάλογα χαμηλή θερμοκρασία. Ωστόσο, η θερμότητα εξαέρωσης της υγρής αμμωνίας είναι υψηλή, οπότε η απότομη διαφυγή εξαερωμένης υγρής αμμωνίας ψύχει απότομα τον περιβάλλοντα χώρο. Αυτό αξιοποιείται σε διάφορα ψυκτικά προϊόντα που συνήθως περιέχουν αμμωνία σε μορφή αφρού. Η «οικιακή αμμωνία» ή «υδροξείδιο του αμμωνίου» (συμβολίζεται NH3(aq) ή NH4OH) είναι ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας. Στο εμπόριο διατίθεται ένα πυκνό διάλυμα αμμωνίας, της τάξης του 30% αμμωνίας κατά βάρος[3], που χρησιμοποιείται κυρίως για εργαστηριακούς σκοπούς και διάφορα οικιακά σκευάσματα με περιεκτικότητα ως 10% κατά βάρος αμμωνίας.

Φυσική παρουσία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η αμμωνία βρίσκεται σε ίχνη στην ατμόσφαιρα της Γης, προερχόμενη από την αποσύνθεση αζωτούχων συστατικών ζωικής και φυτικής προέλευσης. Αμμωνία και αμμωνιούχα άλατα βρίσκονται σε μικρές ποσότητες διαλυμένα στο νερό της βροχής. Το χλωριούχο αμμώνιο (NH4Cl) και το θειικό αμμώνιο [(NH4)2SO4] βρίσκεται σε ηφαιστιογενείς περιοχές. Κρύσταλλοι όξινου ανθρακικού αμμωνίου [NH4(HCO3)] στο Παταγωνικό γκουάνο. Τα νεφρά εκρίνουν αμμωνία για να εξουδετερώσουν τυχόν πλεόνασμα οξέων[4]. Επίσης άλατα αμμωνίου βρίσκονται σε εύφορα εδάφη και στο θαλασσινό νερό. Χημικές ουσίες που περιέχουν αμμωνία ή παρόμοια με αυτήν παράγωγά της, ονομάζονται «αμμωνιακές».

Ιστορία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Αυτός ο αντιδραστήρας υψηλής πίεσης παραγωγής αμμωνίας χτίστηκε το 1921 από τη BASF στο Ludwigshafen της Γερμανίας. Αναστηλώθηκε με πρόταση του Πανεπιστημίου της Καρλσρούης.

Οι Ρωμαίοι ονόμασαν «sal ammoniacus» (δηλαδή «αμμωνιακό άλας») τα κοιτάσματα χλωριούχου αμμωνίου (NH4Cl) που εκμεταλλεύονταν κοντά στο Ναό του Άμμωνα Δία στην Αρχαία Λιβύη, εξαιτίας της γειτνίασης του κοιτάσματος με το ναό[5]. Άλατα του αμμωνίου (NH4+) ήταν γνωστά από πολύ νωρίς. Έτσι ο όρος «hammoniacus sal» (αμμωνιακό άλας) εμφανίζεται στα έγγραφα του Πλίνιου[6].

Στη μορφή των αμμωνιακών αλάτων της, η αμμωνία ήταν επίσης γνωστή στους Μουσουλμάνους αλχημιστές από τον 8ο αιώνα. Αρχικά (τέτοια άλατα) αναφέρθηκαν από τον Πέρση χημικό Jābir ibn Hayyān[7]. Η γνώση τους έφτασε στους ευρωπαίους αλχημιστές από τον 13ο αιώνα, οπότε αναφέρθηκαν από τον Albertus Magnus. Χρησιμοποιούνταν, ακόμη, από τους παραγωγούς χρωστικών του Μεσσαίωνα με τη μορφή της ουρίας, για τη ρύθμιση του χρώματος φυσικών φυτικών χρωστικών. Τον 15ο αιώνα, ο Basilius Valentinus έδειξε ότι μπορεί να παραχθεί αμμωνία με την επίδραση βάσης σε αμμωνιακό άλας. Αργότερα, έπαιρναν χλωριούχο αμμώνιο με απόσταξη οπλών και κεράτων βοδιών και εξουδετερώνοντας το διάλυμα ανθρακικού αμμωνίου [(NH4)2CO3], που έπαιρναν έτσι με υδροχλωρικό οξύ (HCl). Εκείνη την περίοδο η ίδια η αμμωνία αποκαλούνταν «spirit of hartshorn» (δηλαδή «πνεύμα της καρδιάς του κέρατος»)[8].

Η αέρια αμμωνία πρωτοαπομονώθηκε από τον Joseph Priestley το 1774 και ονομάστηκε από αυτόν «alkaline air» (δηλαδή «αλκαλικός αέρας»)[9]. Το 1785 ο Claude Louis Berthollet ταυτοποίησε τη σύνθεσή της.

Η μέθοδος Haber-Bosch για την παραγωγή αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο αναπτύχθηκε από τους Fritz Haber και Carl Bosch το 1909 και κατοχυρώθηκε ως πατέντα το 1910. Η πρώτη βιομηχανικής κλίμακας παραγωγή της έγινε από τους Γερμανούς κατά τη διάρκεια του Α' Παγκοσμίου Πολέμου[2], ως απάντηση στο συμμαχικό αποκλεισμό από την παροχή νιτρικών από τη Χιλή. Η αμμωνία χρησιμοποποιούνταν στην παραγωγή εκρηκτικών για την πολεμική τους προσπάθεια[10].

Πριν από την ανακάλυψη της οικονομικότερης μεθόδου παραγωγής του από το φυσικό αέριο, το απαραίτητο για την παραγωγή της αμμωνίας υδρογόνο παραγόταν με ηλεκτρόλυση του νερού [δηλαδή διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου (NaOH)] ή υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου (NaCl). Το υδροηλεκτρικό εργοστάσιο των 60 MW του Vemork της Νορβηγίας κατασκευάστηκε το 1911 για να καθαρά για να τροδοδοτεί με ηλεκτρική ενέργεια εργοστάσια παραγωγής αμμωνίας.

Δομή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η μοριακή γεωμετρία της αμμωνίας είναι τριγωνική πυραμιδική με δεσμική γωνία 107,8°΄, όπως προβλέφτηκε από την παρουσία του μονήρους ζεύγους ηλεκτρονίων της Θεωρίας Πεδίων (VSEPR): Το κεντρικό άτομο του αζώτου έχει πέντε (5) εξωτερικά ηλεκτρόνια, δηλαδή ένα ζευγάρι περισσότερα από τα τρία (3) που απαιτούνται για τους δεσμούς με τα τρία (3) άτομα υδρογόνου. ΄Ετσι, τα τέσσερα (4) συνολικά ζεύγη ηλεκτρονίων (3 δεσμικά ζεύγη + 1 μονήρες) τοποθετούνται (θεωρητικά) στις κορυφές τετραέδρου. Αν τα τέσσερα (4) ηλεκτρονιακά ζεύγη ήταν ομότιμα [όπως π.χ. στο μόριο του μεθανίου (CH4)] οι δεσμικές γωνίες θα ήταν 109,5°, αλλά επειδή το ένα είναι μονήρες η πραγματική γωνία τροποποιείται στη μετρημένη για την αμμωνία, 107,8°. Ακόμη, το μονήρες ζεύγος ηλεκτρονίων του αζώτου της αμμωνίας την κάνει βάση, δηλαδή ικανή να δεκτεί ένα πρωτόνιο. Ακόμη, η μοριακή γεωμετρία και η σημαντική πόλωση του δεσμού Ν-Η (~17%, βάσει της διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας κατά Pauling) δίνει διπολική ροπή στο μόριο και το κάνει πολικό. Η μοριακή πολικότητα και επιπλέον και ιδιαίτερα η ικανότητά της να σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου κάνει την αμμωνία πολύ αναμείξιμη με το νερό. Η αμμωνία είναι μέτρια βασική. Ένα υδατικό της διάλυμα με συγκέντρωση 1 mole/lit έχει pH = 11,6 και αν ένα ισχυρό οξύ προστεθεί σε ένα τέτοιο διάλυμα μέχρι να γίνει ουδέτερο (pH = 7), το 99,4% των μορίων της αμμωνίας πρωτονιόνονται, σχηματίζοντας κατιόντα αμμωνίου (NH4+). Η θερμοκρασία και η αλατότητα επίσης επιρεάζουν το ποσοστό των αμμωνιοκατιόντων. Δομικά το κατιόν έχει μοριακή γεωμετρία κανονικού τετραέδρου και είναι «ισοηλεκτρονιακό» (δηλαδή έχει ίσο αριθμό ηλεκτρονίων) με το μεθάνιο. Επίσης είναι γνωστό ότι έχει την υψηλότερη ειδική θερμοχωρητικότητα από όλες τις (γνωστές) ουσίες.

Δεσμοί[11]
Δεσμός τύπος δεσμού ηλεκτρονική δομή Μήκος δεσμού Ιονισμός
Ν-H σ 2sp3-1s 101,7 pm 17% N- H+
Γωνίες
HNH 107,8°
Κατανομή φορτίων
σε ουδέτερο μόριο
N -0,51
H +0,17

Παραγωγή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Παραγωγή αμμωνίας μεταξύ 1947 και 2007.

Εξαιτίας των πολλών της χρήσεων, η αμμωνία είναι μια από τις ανόργανες ενώσεις που παράγεται περισσότετο. Πολλές χημικές βιομηχανίες παγκοσμίως παράγουν αμμωνία. Η παγκόσμια παραγωγή το 2004 ήταν 109 εκατομμύρια μετρικοί τόννοι[12]. Η Κίνα κατείχε το 28,4% αυτής της παραγωγής[13], ακολουθούσε η Ινδία με 8,6%, η Ρωσσία με 8,4% και οι ΗΠΑ με 8,2%[12]. Περίπου το 80% της παραγωγής αυτής χρησιμοποιούνταν για την παραγωγή αζωτούχων λιπασμάτων[12].

Πριν από την αρχή του Πρώτου Παγκοσμίου Πολέμου, η περισσότερη αμμωνία παράγονταν με ξηρή διύλιση[14] αζωτούχων φυτικών και ζωικών αποβλήτων, που περιλάμβαναν κοπριά καμήλας. Από αυτήν την ξηρή διύλιση λαμβάνονταν επίσης νιτρικό οξύ HNO3) ή και νιτρικά άλατα, μέρος από τα οποία ανάγονταν με υδρογόνο σχηματίζοντας αμμωνία. Επιπρόσθετα χρησιμοποιούνυταν και η διύληση γαιάνθρακα[15] και η αποσύνθεση διαφόρων κοιτασμάτων αμμωνιούχων αλάτων με υδροξείδια αλκαλίων μετάλλων[16] ή οξείδιο του ασβεστίου (CaO):

Τα τελευταία χρόνια, ωστόσο, η αμμωνία παράγεται συνήθως με απευθείας ολική σύνθεση, δηλαδή από άζωτο και υδρογόνο (μέθοδος Haber-Bosch). Το άζωτο προέρχεται συνήθως από τον ατμόσφαιρικό αέρα, ενώ το υδρογόνο από το φυσικό αέριο, μια που και το ίδιο περιέχει κατά ένα ποσοστό υδρογόνο και μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή υδραερίου (δείτε και το μεθάνιο)[17]:

Επίσης είναι δυνατή η παραγωγή της με υδρόλυση νιτριλίων ή αζιδίων:


και

Βιοσύνθεση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Σε ορισμένους οργανισμούς είναι δυνατή η σύνθεση αμμωνίας από το ατμοσφαιρικό άζωτο, με τη χρήση ενός ενζύμου που ονομάζεται νιτρογενάση. Η όλη διεργασία ονομάζεται αζωτοδέσμευση. Παρόλο που είναι απίθανο αυτή η βιομιμητική μέθοδος να αναπτυχθεί ως ανταγωνιστική της βιομηχανικής μεθόδου Haber-Bosch, υπάρχει έντονη προσπάθεια για πλήρη κατανόηση του μηχανισμού της, για βαθύτερη κατανόηση του όλου φσινομένου της αζωτοδέσμευσης. Το επιστημονικό ενδιαφέρον για την κατανόηση ενισχύεται επιπλέον από την ασυνήθιστη δομή του ενεργού κέντρου της νιτρογενάσης, που περιέχει ένα σύμπλοκο με μια ένωση με χημικό τύπο Fe7MoS9.

Βιολογικός ρόλος[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Απέκκριση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η αμμωνία είναι επίσης ένα μεταβολικό προϊόν της αποικοδόμησης των αμινοξέων. Η (απευθείας) απέκκριση της αμμωνίας είναι συνηθισμένη για τα υδρόβια ζζώα. Στους ανθρώπους, όμως, μετατρέται πρώτα σε ουρία, που είναι λιγότερο τοξική. Η μεγάλη πλειοψηφία των ερπετών, των πτηνών, των εντόμων και των σαλιγκαριών την απεκκρίνει μετά από μετατροπή σε ουρικό οξύ.


{{Ενσωμάτωση κειμένου|en|Ammonia}} {{livepedia}} [[Κατηγορία:Αζάνια]] [[Κατηγορία:Πολικοί διαλύτες]] [[Κατηγορία:Ανόργανες βάσεις]]

Ανόργανες αζωτούχες ενώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Υδρίδια[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. αμμωνία (NH3)
  2. υδραζίνη (NH2NH2)
  3. διαζένιο (NH=NH)
  4. τριαζάνιο (NH2NHNH2)
  5. τριαζένιο (NH2N=NH)
  6. υδραζοϊκό οξύ HN3
  7. τριαζιριδίνη
  8. τετραζάνιο (NH2NHNHNH2)

Με λίθιο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Λιθιαμίδιο (LiNH2)
  2. Αζίδιο του λιθίου (Li3N)

Με βηρύλλιο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Αζίδιο του βηρυλλίου (Be3N2)

Παρατηρήσεις, υποσημειώσεις και αναφορές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. ↑ 25 °C, 1 atm
  2. ↑ 2,0 2,1 Max Appl (2006). Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a02_143.pub2. 
  3. ↑ «Ammonium hydroxide physical properties» (PDF). 
  4. ↑ ammonia is a purple gas.Kirschbaum, B; Sica, D; Anderson, Fp (Jun 1999). «Urine electrolytes and the urine anion and osmolar gaps.». The Journal of laboratory and clinical medicine 133 (6): 597–604. doi:10.1016/S0022-2143(99)90190-7. ISSN 0022-2143. PMID 10360635. 
  5. ↑ «Ammonia». h2g2 Eponyms. BBC.CO.UK. 11 Ιανουαρίου 2003. Ανακτήθηκε στις 8 Νοεμβρίου 2007. 
  6. ↑ «Sal-ammoniac». Webmineral. Ανακτήθηκε στις 7 Ιουλίου 2009. .
  7. ↑ Ahmad Y Hassan. «Transfer Of Islamic Technology To The West, Part II: Transmission Of Islamic Engineering, History of Science and Technology in Islam». http://www.history-science-technology.com/Articles/articles%2072.htm. Ανακτήθηκε στις 2009-07-07. 
  8. ↑ Maurice P. Crosland (2004). Historical Studies in the Language of Chemistry. Courier Dover Publications. p. 72. ISBN 0-486-43802-3. http://books.google.com/books?id=kwQQaltqByAC&pg=PA72.
  9. ↑ Abraham, Lyndy (1990). Marvell and alchemy. Aldershot Scolar. ISBN 0-85967-774-5.
  10. ↑ Smith, Roland (2001). Conquering Chemistry. Sydney: McGraw-Hill. ISBN 0074701460. 
  11. ↑ Τα δεδομένα προέρχονται εν μέρει από το «Table of periodic properties of thw Ellements», Sagrent-Welch Scientidic Company και Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, Σελ. 34. Οι ηλεκτραρνητικότητες κατά Pauling, από τις οποίες υπολογίστηκε ο ιονισμός, προέρχονται από τους πίνακες δεδομένων των χημικών στοιχείων άνθρακας, υδρογόνο, οξυγόνο και [[άζωτο[].
  12. ↑ 12,0 12,1 12,2 «United States Geological Survey publication» (PDF). Ανακτήθηκε στις 7 Ιουλίου 2009. 
  13. ↑ «New coal-based ammonia and urea capacity.(China)». January 2004. http://findarticles.com/p/articles/mi_hb3323/is_200401/ai_n8039172/. Ανακτήθηκε στις 2009-07-07. 
  14. ↑ «Nobel Prize in Chemistry (1918) – Haber-Bosch process»]. http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1918/press.html. Ανακτήθηκε στις 2009-07-07. 
  15. ↑ Περιέχει συχνά διάφορες αζωτούχες ουσίες, που άμεσα ή έμμεσα παρείχαν αμμωνία.
  16. ↑ «Chemistry of the Group 2 Elements – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra». BBC.co.uk. http://www.bbc.co.uk/dna/h2g2/A1002934. Ανακτήθηκε στις 2009-07-07. 
  17. ↑ Εναλλακτικά, παράγεται και με ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου (NaOH) ή χλωριούχου νατρίου (NaCl)
Ανακτήθηκε από "https://el.wikipedia.org/w/index.php?title=Χρήστης:Vchorozopoulos/Χημεία/Ανόργανη/Άζωτο&oldid=2062161"