Амонијак

Амонијак
ИУПАЦ име	Амонијак (енгл. azane)
Други називи	хидроген-нитрид
Идентификација
ЦАС регистарски број	7664-41-7
ПубЦхем	222
МеСХ	Аммониа
РТЕЦС регистарски број токсичности	БО0875000
Јмол-3Д слике	Слика 1
СМИЛЕС Н
ИнЦхИ ИнЦхИ=1С/Х3Н/х1Х3 Y Код: QГЗКДВФQННГYКY-УХФФФАОYСА-Н Y ИнЦхИ=1/Х3Н/х1Х3
Својства
Молекулска формула	НХ3
Моларна маса	17.0306 г/мол
Агрегатно стање	безбојан гас оштрог мириса
Густина	0.6942
Тачка топљења	-77.73 °Ц (195.42 К)
Тачка кључања	-33.34 °Ц (239.81 К)
Растворљивост у води	89.9 г/100 мЛ на 0°C
Базност (пКб)	4.75 (у реакцији са Х2О)
Индекс преламања (нD)	εр
Структура
Облик молекула (орбитале и хибридизација)	тригонална пирамида
Диполни момент	1.42 D
Опасност
Опасност у току рада	опасан гас, нагриза, корозиван
НФПА 704	1 3 0
Р-ознаке	Р10, Р23, Р34, Р50 (С1/2), С16, С36/37/39, С45, С61
Тачка паљења	не
Тачка спонтаног паљења	651 °Ц
Сродна једињења
Други ањони	амонијум-хидроксид (НХ4ОХ)
Други катјони	амонијум (НХ4+)
Сродна амонијачна једињења	амонијум-хлорид (НХ4Цл)
Сродна једињења	Н2Х4 ХН3 хидроксиламин хлорамин
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање (25 °Ц, 100 кПа) материјала
Инфобоx референцес

Амонијак је спој душика и водика формуле НХ₃. При нормалној температури и тлаку амонијак је плин. Токсичан је и корозиван према појединим материјалима, те има карактеристичан мирис. Амонијак који се комерцијално користи зове се "безводни амонијак" како би се разликовао од отопине амонијева хидроксида која се зове "кућни амонијак". Молекула амонијака има тригонално-пирамидалну структуру, као што је и предвиђено ВСЕПР теоријом. Таква структура даје молекули амонијака поларни момент и чини молекулу поларном због чега се амонијак лако отапа у води. Атом душика у молекули има један слободни електронски пар, те се амонијак понаша као база. То значи да амонијак у воденој отопини може преузети протон од молекуле воде чиме настаје хидроксидни анион и један амонијев катион (НХ₄⁺) који има облик правилног тетраедра. Ступањ до којег ће амонијак стварати амонијеве ионе овиси о пХ вриједности отопине - при вриједности пХ ~ 7 дисоцирано је око 99% молекула амонијака. Главна упораба амонијака је у производњи гнојива, експлозива и полимера. Он је такођер састојак кућних средстава за чишћење. Амонијак се налази у малим количинама у атмосфери, гдје настаје због процеса распадања душичних твари животињског и биљног поријекла. Амонијак и амонијеве соли налазе се у малим количинама у кишници, док се амонијев клорид (салмијак) и амонијев сулфат налазе у близини вулкана, а кристали амонијевог бикарбоната су пронађени у патагонском гуану. Амонијеве соли су распрострањене кроз сву плодну земљу и у морској води. Твари које садрже амонијак или које су му сличне зову се амонијакали.

Повијест

Соли амонијака биле су познате врло рано, због тога се израз "Хаммониацус сал" јавља у списима Плинија, међутим није познато је ли тај израз идентичан с новијим изразом "сал-аммониац". У облику сал-аммониац, амонијак је био познат алкемичарима још у 13. стољећу, и спомињао га је Алберт Велики. Био је кориштен и као боја тијеком средњег вијека у облику ферментираног урина да би измијенио боју биљних боја. У 15. стољећу, Басилиус Валентус је показао да амонијак може бити добивен дјеловањем алкалија на сал-аммониац. У каснијем раздобљу, када је сал-аммониац добивен дестилацијом папака и рогова бика и неутрализирајући добивени карбонат с клороводичном киселином, име "дух јеленова рога" односило се на амонијак. Амонијак у облику плина први је изолирао Јосепх Приестлеy 1774. године и дао му име "алкални зрак", међутим, он је био добивен од стране алкемичара Басилиуса Валентуса. Једанаест година касније, 1785. године, Цлауде Лоуис Бертхоллет утврђује његов састав.

Хаберов процес за производњу амонијака из душика који се налази у зраку развили су Фритз Хабер и Царл Босцх 1909. године, а патентиран је 1910. године. Први пут су тај процес користили у индустријским размјерима Нијемци тијеком Првог свјетског рата, на тај начин рјешавајући проблем недостатка нитрата из Чилеа, због савезничке блокаде. Амонијак су користили за добивање експлозива да би помогли своје ратне циљеве.

Синтеза и производња

Због својих разних примјена, амонијак је једна од неорганских кемикалија с највећом производњом. Постоје на десетине кемијских постројења за производњу амонијака широм свијета. Свјетска производња амонијака у 2004. години била је 109 милијуна метричких тона. Кина је произвела 28,4% од укупне свијетске производње, Индија је слиједила с 8,6%, Русија с 8,4% и САД с 8,2%. Више од 80% произведеног амонијака користи се за производњу гнојива за пољопривредне усјеве.

Прије почетка Првог свјетског рата већина се амонијака добивала путем сухе дестилације биљних и животињских отпадака који садрже душик, укључујући девин измет који је био дестилиран редукцијом душичне киселине и нитрита с водиком, а производио се и дестилацијом угљена и разградњом амонијачних соли помоћу алкалних хидроксида или користећи живо вапно. Сол која се највише користила је била сал-аммониац, односно амониј-клорид.

2 НХ₄Цл + 2 ЦаО = ЦаЦл₂ + Ца(ОХ)₂ + 2 НХ₃

Данашње модерно постројење за производњу амонијака прво претвара природни плин (метан) или текући нафтни плин (плинови пропан и бутан) или нафту у плиновити водик. Користећи залихе природног плина, процеси који се користе у производњи водика су:

• Први корак у процесу је уклањање сумпорних спојева из природног плина, зато што сумпор деактивира катализаторе који се користе у појединим корацима.

Уклањање сумпора захтијева каталитичку хидрогенацију да би сумпорни спојеви из природног плина прешли у плиновити водик-сулфид.

Х₂ + РСХ = РХ + Х₂С_(г)

• Плиновити водик-сулфид се апсорбира и уклања провођењем кроз слојеве цинк-оксида, гдје прелази у крути цинк-сулфид.

Х₂С + ЗнО = ЗнС + Х₂О

• Каталитичка плинска реформација природног плина који је ослобођен сумпора користи се да би се произвео водик и угљични моноксид.

ЦХ₄ + Х₂О = ЦО + 3 Х₂

• У сљедећем кораку користи се реакција угљичног моноксида с водом да би се добило још водика и угљични диоксид.

ЦХ₄ + Х₂О = ЦО + 3 Х₂

• Угљични се диоксид уклања абсорпцијом у воденој отопини етиламина или адсорпцијом у адсорберима под тлаком, гдје се користи одговарајући крути адсорбент.
• Задњи корак у производњи водика је кориштење катализатора метан-тиона да би се уклонили и најмањи трагови угљичног моноксида или угљичног диоксида из водика.

ЦО + 3 Х₂ = ЦХ₄ + Х₂О

ЦО₂ + 4 Х₂ = ЦХ₄ + 2 Х₂О

• Да би се произвео амонијак, водик помоћу катализатора реагира с душиком који се добива из зрака, да би се добио безводни текући амонијак. Овај корак је познат као амонијачна петља у синтези, која се односи на Хабер-Босцх процес.

3 Х₂ + Н₂ = 2 НХ₃

Плинска реформација, реакција угљичног моноксида с водом, уклањање угљичног диоксида и реакција с метантионским катализатором одвијају се под тлаком од 60 до 180 бара овисно о технолошком рјешењу које се користи при производњи амонијака. Велик број инжењерских компанија нуди многобројна рјешења при изградњи постројења за производњу амонијака. Халдор Топсое из Данске, Лурги АГ из Њемачке и Келлогг, Броwн и Роот из САД-а компаније су с највећим искуством на том пољу.

Биосинтеза

Код појединих организама, амонијак се производи помоћу атмосферског душика Н₂ помоћу ензима нитрогеназе. Тај се процес зове душична фиксација. Иако је мало вјеројатно да ће будуће биолошке методе бити конкурентне Хабер-Босцх процесу, интензивни су напори усмјерени на проучавање механизма биолошке фиксације душика. Знанствено занимање за овај проблем потиче необична структура активних мјеста на ензиму, која се састоје од Фе₇МоС₉. Амонијак је метаболички производ деаминације аминокиселина. Код људи, амонијак брзо прелази у уреу, која је много мање токсична. Уреа је главни састојак сухе масе урина.

Својства

Амонијак је безбојни плин с карактеристичним мирисом, лакши је од зрака, његова густоћа је 0,589 пута мања од густоће зрака. Лако се преводи у текуће агрегатно стање, амонијак кључа на -33.7 °Ц, а стврдњава се на -75 °Ц формирајући притом бијеле кристале. Његов критични тлак је око 11,3 МПа односно 112 атмосфера, а критична температура 132,3 °Ц. Текући амонијак посједује јака ионизирајућа својства, његова диелектрична константа је 22, а топљивост соли у текућем амонијаку је много проучавана. Текући амонијак има велику стандардну енталпију испаравања од 23,35 кЈ/мол, (вода 40,65 кЈ/мол, метан 8,19 кЈ/мол, фосфин 14,6 кЈ/мол) и због тога се користи у лабораторијима у неизолираним посудама на собној температури, иако је то знатно изнад његове точке кључања.

Амонијак је топљив у води. Сав амонијак који се налази у воденој отопини може бити добивен кључањем. Водена отопина амонијака је база. Максимална концентрација амонијака у води (засићена отопина) има густоћу од 0,880 г цм⁻³. Амонијак не подржава сагоријевање и не гори лако осим када је помијешан с кисиком, тада гори развијајући слаб жутозелени пламен. Клор се пали када се пропушта кроз амонијак, формирајући душик и клороводичну киселину, осим када је амонијак присутан у вишку и када се формира високо експлозиван душик-триклорид НЦл₃.Молекула амонијака је подложна душичној инверзији на собној температури, односно атом душика пролази кроз равнину симетрије три водикова атома. То се може успоредити с кишобраном који се при јаком вјетру окреће изнутра према ван. Енергетска баријера ове инверзије је 24,7 кЈ/мол код амонијака, а резонантна фреквенција је 23,79 ГХз, што одговара микровалном зрачењу валне дужине 1,260 цм.Апсорпција ове фреквенције је био први проматрани микровални спектар.

Формирање соли

Једно од карактеристичних својстава амонијака је његово директно реагирање с киселинама и формирање соли. Клороводична киселина с њим формира амониј-клорид (сал-аммониац), с душичном киселином амониј-нитрат итд. Потпуно сухи амонијак неће реагирати с потпуно сухом клороводичном киселином, влага је неопходна да би дошло до реакције.

НХ₃ + ХЦл = НХ₄Цл

Соли произведене реакцијом амонијака и киселина познате су као амонијеве соли и све садрже амонијев ион (НХ₄⁺).

Киселост

Иако је амонијак познат као база, може се понашати и као изузетно слаба киселина. Може се дисоцирати, формирајући амидни (НХ₂⁻) ион, као на примјер када се крути литиј-нитрид дода текућем амонијаку, формира се литиј-амидна отопина.

Ли₃Н_(с)+ 2 НХ_{3 (л)} = 3 Ли⁺_(ам) + 3 НХ₂⁻_(ам)

Ово је Брøнстед-Лоwрy кисело-базна реакција у којој се амонијак понаша као киселина.

Формирање других спојева

Амонијак се може понашати као нуклеофил у реакцијама супституције. Амини се могу формирати реакцијом амонијака с алкил халогенидима, иако је резултирајућа НХ₂ група такођер нуклеофилна, а секундарни и терцијарни амини често се формирају као споредни производи. Кориштење вишка амонијака смањује вишеструке супституције и неутрализира водикове халогениде који су формирани. Метиламин се комерцијално припрема реакцијом амонијака с клорометаном, а реакцијом амонијака с 2-бромпропанском киселином припрема се рацемични аланин и та реакција даје принос од 70%. Етаноламин се припрема реакцијом отварања прстена с етилен оксидом, а некада се допушта да се реакција настави, при чему се формира диетаноламин и триетаноламин. Амиди могу бити припремљени реакцијама с бројним дериватима карбоксилних киселина. Ацил клориди су најреактивнији, али амонијак мора бити присутан у најмање двапут већој количини да би се неутрализирала формирана клороводична киселина. Естри и анхидриди реагирају с амонијаком и притом формирају амиде. Амонијеве соли карбоксилних киселина могу бити дехидратиране до амида уколико нема присутних других група које су термички осјетљиве. За такву дехидратацију потребне су температуре од 150 °Ц до 200 °Ц. Водик у молекули амонијака може се замијенити металом, а као посљедица тога магнезиј гори у амонијаку формирајући магнезиј-нитрид. Мг₃Н₂, а када се плиновити амонијак пропусти преко загријаног натрија или калија, формирају се натријамид, НаНХ₂, и калијамид, КНХ₂. Гдје је то неопходно ИУПАЦ препоручује употребу имена "азан" за амонијак, тако би клорамин био назван клороазан, а не клороамонијак.

Амонијак као лиганд

Амонијак се понаша као лиганд у комплексима пријелазних метала. Он је чисти с-давалац, у средини спектрокемијске серије и показује пријелазно тврдо-меко понашање. Из повијесних разлога амонијак је добио име "амин" у номенклатури координационих спојева. Поједини важни амино комплекси укључују:

• Тетрааминбакар(II), [Цу(НХ₃)₄]²⁺, карактеристичан тамноплави комплекс који се формира додавањем амонијака отопини соли бакар-(II).
• Диамминсребро(I), [Аг(НХ₃)₂]⁺, активна компонента Толенсова реагенса. Формирање овога комплекса може помоћи у разликовању преципитата различитих халогенида сребра: АгЦл је разградив у разблаженој двомоларној (2М) отопини амонијака, АгБр је једино разградив у концентрираним амонијачним отопинама, док је АгИ неразградив у амонијачним воденим отопинама.

Амино комплекси кром-(III) били су познати крајем 19. стољећа, и били су основа теорије коју је поставио Алфред Wернер о координацијским спојевима. Алфред Wернер је примјетио да комплекс [ЦрЦл₃(НХ₃)₃] може формирати само два изомера, што га је навело на закључак да лиганди морају бити распоређени око металног иона на врховима октаедра. То је потврђено рендгенском кристалографијом. Веза између амино лиганда и металног иона је изразито киселија него што је киселост слободног амонијака, такођер депротонирање у воденој отопини је ријетко. Један примјер је реакција с каломелом ( жива-(I)-клорид ), гдје је произведени спој амидожива-(II) јако разградив.

Хг₂Цл₂ + 2 НХ₃ = Хг + ХгЦл(НХ₂) + НХ₄⁺ + Цл⁻

Примјене

Најбитнија примјена амонијака је у производњи душичне киселине. Мјешавина једног дијела амонијака и девет дијелова зрака пропусти се преко мрежасте платине као катализатора при температури од 850 °Ц, због чега амонијак оксидира у душиков оксид .

4 НХ₃ + 5 О₂ = 4 НО + 6 Х₂О

Катализатор је основа тога процеса, јер обична оксидација (или сагоријевање) амонијака производи душик и воду, производња душиковог оксида је примјер кинетичке контроле. Пошто се смјеса плинова охлади до 200-250 °Ц, душиков оксид се додатно оксидира због вишка кисика који је присутан у смјеси, при чему се добива душик-(IV)-оксид. Он реагира даље с водом, при чему се добива душична киселина, која се користи у производњи гнојива и експлозива.

2 НО + О₂ = 2 НО₂

3 НО₂ + 2 Х₂О = 2 ХНО₃ + НО

Издвојени душик-(II)-оксид, НО, враћа се у процес, а добивена ХНО₃ повремено се испушта и концентрира, све док не достигне своју максималну концентрацију од 68,5%. Душична киселина која се добива овим процесом, без накнадног концентрирања има концентрацију од 60%. Амонијак служи као састојак гнојива, али се може користити и директно као гнојиво, отапајући се у води која се користи за наводњавање, без икаквог додатног кемијског поступка. Ова упораба амонијака допушта узгајање усјева који су овисни о количини доступног душика, као што је кукуруз. Уколико се стално на истом земљишту узгаја врста усјева која црпи резерве душика које се налазе у земљишту, то ће довести до лошег стања обрадивог земљишта због недостатка душичних спојева у њему.

Амонијак има термодинамичка својства која га чине погодним да се користи као расхладно средство, будући да лако прелази у текуће стање под тлаком, и користи се у готово свим врстама расхладних уређаја и сустава, све до појаве алкалних халогенида као што је фреон. Амонијак је токсичан и дјелује као иритант, дјелује корозивно на све легуре с бакром, повећавајући могућност да се појави цурење и изазове велик ризик. Његова упораба у малим расхладним суставима је увелико замијењена алкалним халогенидима, који нису токсични нити су иританти и практички су незапаљиви. Амонијак се и даље користи као расхладно средство у великим индустријским процесима, као што су производња леда у великим количинама и у прехрамбеној индустрији. Амонијак је користан као компонента у расхладним системима абсорпционог типа, који не користе компресијски експанзијски циклус, али могу искористити температурну разлику. Откад је употреба алкалних халогенида допринијела смањењу озонског слоја, поново се повећава упораба амонијака као расхладног средства. Понекад се додаје води за пиће заједно с клором да би формирао клорамин, дезинфекцијско средство. За разлику од клора, клорамин не реагира с органским спојевима (који садрже угљик) да би формирао канцерогене спојеве метана и халогених елемената, као што је клороформ, ЦХЦл₃.

Тијеком 1960-их година, твртке за производњу духана као што су Броwн & Wиллиамсон и Пхилип Моррис почеле су користити амонијак у цигаретама. Додавање амонијака цигаретама служило је томе да се повећа доток никотина у крвоток. Као резултат тога, повећана је количина никотина у крви и појачана је способност цигарета да развију никотинску овисност, а да није повећана количина никотина у цигаретама.

Улога амонијака у биолошким суставима и болестима код људи

Амонијак је важан извор душика за живе суставе. Иако душика има у великим количинама у атмосфери, свега је неколико живих бића способно користити тај душик. Душик је неопходан за синтезу аминокиселина, које су основа грађе протеина. Неке биљке овисе о амонијаку и другим душиковим спојевима који се налазе у земљишту као материје које се распадају. Друге биљке, као што су душично фиксирајуће легуминозе, користе симбиозне односе с рхизобиом, која ствара амонијак из атмосферског душика.

Амонијак је важан и за нормалну и абнормалну физиологију код животиња. Амонијак се ствара путем нормалног метаболизма аминокиселина и токсичан је у великим концентрацијама. Јетра претвара амонијак у уреу кроз цијели низ реакција који је познат као уреин циклус. Дисфункција јетре, као што се јавља код цирозе, може проузрочити повећане концентрације амонијака у крви, хиперамонемију. Слично томе, поремећаји код ензима одговорних за функционирање уреина циклуса, као што је ензим орнитин транскарбамилаза, доводе до хиперамонемије.

Хиперамонемија доприноси збуњености и коми јетрене енцефалопатије као и неуролошким болестима које су уобичајене за људе с поремећеним уреиним циклусом и органској ацидурији. Амонијак је важан за нормалну кисело-базну равнотежу код животиња. Након формирања амонијака из глутамина, алфа-кетоглутарат може се разградити, при чему настају двије молекуле бикарбоната које тада служе као пуфери прехрамбених киселина. Амонијак се излучује путем урина, што води до смањења киселости. Амонијак може дифундирати путем бубрежних цјевчица, сједињујући се с водиковим ионом, допуштајући на тај начин поновно излучивање киселости.

Текући амонијак као отопина

Текући амонијак је најбоља позната и најпроучаванија неводена ионизирајућа отопина. Његово најистакнутије својство је могућност да отапа алкалне метале да би формирао високо обојене електроводичке растворе који садрже солватиране електроне. Изузев ових изузетних отопина, већина кемијских процеса у текућем амонијаку може се успоредити с одговарајућим реакцијама у воденим отопинама. Успоредба физичких својстава НХ₃ с физичким својствима воде показује да НХ₃ има нижу точку топљења, точку кључања, густоћу, вискозност, диелектричну константу и електричну водљивост, то је услијед дијелимично слабијег везивања Х у НХ₃ и због чињенице да такво везивање не може формирати укрштено повезане мреже с обзиром да молекула НХ₃ има само један невезани електронски пар, за разлику од молекуле Х₂О, која има два невезана електронска пара у својој структури. Ионска константа самодисоцијације молекуле НХ₃ на -50 °Ц је приближно 10⁻³³ мол²•л⁻².

Топљивост соли

	Топљивост (г на 100 г)
Амонијев ацетат	253.2
Амонијев нитрат	389.6
Литијев нитрат	243.7
Натријев нитрат	97.6
Калијев нитрат	10.4
Натријев флуорид	0.35
Натријев клорид	3.0
Натријев бромид	138.0
Натријев иодид	161.9
Натријев тиоцијанат	205.5

Текући амонијак је ионизирајућа отопина. Иако је слабији од воде, отапа цијели низ ионских спојева укључујући многе нитрате, нитрите, цијаниде и тиоцијанате. Већина амонијевих соли је растворљива, и те се соли понашају као киселине у отопинама текућег амонијака. Топљивост халогених соли повећава се идући од флуорида према јодидима. Засићена отопина амонијева нитрата садржи 0,83 мола раствора према 1 молу амонијака и има тлак паре који је мањи од 1 бара чак и на температури од 25 °Ц.

Отопине метала

Текући ће амонијак отопити алкалне метале и друге електропозитивне метале као што су: калциј, стронциј, бариј, еуропиј и итербиј. При малим концентрацијама ( <0,06 мол/L ), формирају се отопине тамноплаве боје које садрже металне катионе и солватиране електроне, слободне електроне који су окружени решетком молекула амонијака. Ове су отопине врло корисне као јаки редуцирајући агенси. При већим концентрацијама, отопине су металне по изгледу и водљивости. На ниским температурама, двије врсте раствора могу постојати као фазе које се не мијешају.

Редокс својства текућег амонијака

	Е° (V, амонијак)	Е° (V, вода)
Ли+ + е− = Ли	−2.24	−3.04
К+ + е− = К	−1.98	−2.93
На+ + е− = На	−1.85	−2.71
Зн2+ + 2е− = Зн	−0.53	−0.76
НХ4+ + е− = ½ Х2 + НХ3	0.00	–
Цу2+ + 2е− = Цу	+0.43	+0.34
Аг+ + е− = Аг	+0.83	+0.80

Опсег термодинамичке стабилности текућег амонијака је врло ограничен, пошто потенцијал за оксидацију душика, Е° (Н₂ + 6НХ₄⁺ + 6е⁻ ⇌ 8НХ₃), износи само + 0,04 V. У пракси, и оксидација и редукција душика до водика су споре. Ово се посебно односи на редукцијске отопине споменутих алкалних метала, који су стабилни неколико дана, полако се распадају на металне амиде и водик. Већина студија укључује отопине текућег амонијака које се формирају у редукцијским увјетима. Иако је оксидација текућег амонијака обично спора, постоји ризик од експлозије, посебно ако су присутни иони пријелазних метала који могу бити катализатори.

Детекција и детерминација

Присуство амонијака и амониј соли може се лако утврдити, чак и у врло малим траговима додавањем Несслерове отопине, која у присуству најмањих трагова амонијака или амонијевих соли даје изразито жуту боју. Сумпорни штапићи се спаљују да би се детектирала мала цурења амонијака у индустријским расхладним суставима. Веће количине амонијака могу се детектирати загријавањем соли амонијака с каустичним алкалијама или с калцијевим оксидом, при чему се ослобађа карактеристичан мирис амонијака. Количина амонијака у амонијевим солима може се квантитативно утврдити дестилацијом соли с натријевим хидроксидом или калијевим хидроксидом, амонијак који се ослободи апсорбира позната маса стандардне сумпорне киселине, а вишак се киселине одређује волуметријски, или амонијак може бити апсорбиран у клороводичној киселини, а тако формирани амонијев клорид даје преципитат као амонијев хексаклороплатинат, (НХ₄)₂ПтЦл₆.

Међузвјездани простор

Амонијак је први пут примијећен у међузвјезданом простору 1968. помоћу микровалних валова који су долазили из правца галактичке језгре. То је прва вишеатомска молекула која је тако утврђена. Осјетљивост молекуле амонијака на широк спектар побуђивања и лакоћа с којом се може проматрати у многобројним подручјима учинила је амонијак једном од најважнијих молекула при проучавању молекуларних облака. Јачина линија амонијака може се искористити да би се измјерила температура тијела које га емитира. Детектиране изотопске врсте амонијака су:

НХ₃, ¹⁵НХ₃, НХ₂D, НХД₂, и НД₃

Детекција троструко деутерираног амонијака била је изненађење, будући да је деутериј релативно риједак. Сматра се да ниска температура допушта овом молекулу да опстане и да се акумулира. Присуство молекула амонијака примијећено је и у атмосфери планета плиновитих дивова, укључујући ту Јупитер, у чијој се атмосфери налази амонијак заједно с другим плиновима, као што су метан, водик и хелиј. Унутрашњост Сатурна може садржати залеђени амонијак у облику кристала.

Мјере опреза

Токсичност и податци о складиштењу

Токсичност амонијачних раствора обично не изазива проблеме људима или другим сисавцима, с обзиром да постоји специфични механизам који спрјечава његово акумулирање у крвотоку. Амонијак се претвара у карбамил фосфат помоћу ензима карбамил фосфат синтазе, и онда улази у уреин циклус, гдје се уграђује у аминокиселине или излучује путем урина. Рибе и амфибије немају овај механизам, оне амонијак обично елиминирају тако што га директно излучују из организма. Амонијак је чак и у разблаженим концентрацијама високо токсичан за водене животиње и зато је класифициран као "опасан за околиш". Спојевима амонијака никада се не смије омогућити да дођу у контакт с базама (осим ако је намјера одржавање реакције), због тога што може доћи до ослобађања опасних количина плиновитог амонијака.

Кућна примјена

Отопине амонијака (10% по тежини) користе се као кућна средства за чишћење, посебно за чишћење стакла. Ове су отопине иритантне за очи и мукозне мембране (дишни и пробавни сустав), и у мањој мјери за кожу. Отопине амонијака никада се не смију мијешати с производима који садрже клор или с јаким оксидантима, као што је варикина, јер се ствара мноштво токсичних и канцерогених спојева као што су клорамин, хидразин и клор.

Лабораторијска примјена отопина амонијака

Опасност од отопина амонијака овиси о концентрацији: разблажене су отопине амонијака обично 10% по тежини (<5.62 мол/L). Концентриране су отопине обично 25% по тежини, таква отопина има густоћу од 0.907 г/цм³, а отопина која има мању густоћу бит ће више концентрирана. Класификација отопина амонијака Еуропске Уније дана је у таблици.

Концентрација по тежини	Моларност	Класификација
5–10%	2.87–5.62 мол/L	Иритант (Xи)
10–25%	5.62–13.29 мол/L	Корозиван (C)
>25%	>13.29 мол/L	Корозиван (C) Опасан за околиш (Н)

Паре амонијака које се ослобађају из концентрираног амонијака врло су иритирајуће за очи и дишни сустав. Оваквим отопинама треба руковати само у просторијама с осигураном вентилацијом. Засићене отопине амонијака могу изазвати значајан тлак унутар затворене боце по топлом времену. С таквим боцама треба пажљиво руковати, иако то обично није проблем за отопине од 25%. Отопине амонијака не смију се мијешати с халогенима, због настајања експлозивних и токсичних спојева. Продужен контакт отопина амонијака са солима сребра, живе или јода може довести до стварања експлозивних спојева. Такве се смјесе обично формирају тијеком квалитативне кемијске анализе и њима се треба додати киселина и требају се разблажити прије одлагања, након завршетка теста.

Лабораторијска примјена безводног амонијака (плин или текућина)

Безводни амонијак је класифициран као "токсичан" ("Т") и "опасан за околиш" ("Н"). Плин је запаљив ( температура самопаљења 651 °Ц ) и може формирати експлозивне смјесе са зраком (16 до 25%). Допуштена концентрација амонијака у САД-у износи 50 ппм (35 мг/м³). Поновљена излагања амонијаку смањују осјетљивост на његов мирис. Мирис се може осјетити при концентрацији мањој од 0,5 ппм, али особе које имају смањену осјетљивост не осјећају га чак ни код концентрација од 100 ппм. Безводни амонијак дјелује корозивно према легурама бакра и цинка, зато се брончане посуде не смију користити приликом руковања плином. Текући амонијак може дјеловати на гуму и одређене врсте пластике. Амонијак бурно реагира с халогенима и изазива експлозивну полимеризацију етилен оксида. Може формирати експлозивне спојеве са златом, сребром, живом, германијем или телуријем. Бурне су реакције примијећене и с ацеталдехидом, хипоклоритним отопинама, натриј ферицијанидом и пероксидима.

Литература

• Холлеман А. Ф., Wиберг Е. (2001). Инорганиц Цхемистрy (1ст едитион изд.). Сан Диего: Ацадемиц Пресс. ИСБН 0-12-352651-5. 
• Хоусецрофт C. Е., Схарпе А. Г. (2008). Инорганиц Цхемистрy (3рд изд.). Прентице Халл. ИСБН 978-0-13-175553-6. 

Вањске везе

Амонијак на Wикимедијиној остави

• Хемијска википедија (на енглеском) Архивирано 2006-02-14 на Wаyбацк Мацхине-у