آمونیاک

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
پرش به ناوبری پرش به جستجو
آمونیاک
Stereo structural formula of ammonia Ball-and-stick model of ammonia
شناساگرها
شماره ثبت سی‌ای‌اس ۷۶۶۴-۴۱-۷ YesY
پاب‌کم ۲۲۲ YesY
کم‌اسپایدر ۲۱۷ YesY
UNII 5138Q19F1X YesY
شمارهٔ ئی‌سی 231-635-3
شمارهٔ یواِن 1005
KEGG D02916 YesY
MeSH Ammonia
ChEBI CHEBI:16134 YesY
ChEMBL CHEMBL۱۱۶۰۸۱۹ YesY
شمارهٔ آرتی‌ئی‌سی‌اس BO0875000
3587154
79
3DMet B00004
جی‌مول-تصاویر سه بعدی Image 1
خصوصیات
فرمول مولکولی NH3
جرم مولی 17.031 g/mol
شکل ظاهری Colourless gas with strong pungent odour
چگالی 0.86 kg/m3 (1.013 bar at boiling point)
0.73 kg/m3 (1.013 bar at 15 °C)
681.9 kg/m3 at −33.3 °C (liquid)[۱]
817 kg/m3 at -80 °C (transparent solid)[۲]
دمای ذوب −۷۷٫۷۳ درجه سلسیوس (−۱۰۷٫۹۱ درجه فارنهایت; ۱۹۵٫۴۲ کلوین)
دمای جوش
‎−33.34 °C, 240 K, -28 °F
انحلال‌پذیری در آب 47% (0 °C)
31% (25 °C)
28% (50 °C)[۳]
اسیدی (pKa) 32.5 (-33 °C)[۴] 10.5 (DMSO)
خاصیت بازی (pKb) 4.75
ساختار
شکل مولکولی Trigonal pyramid
لحظهٔ دوقطبی 1.42 D
خطرات
GHS pictograms GHS-pictogram-bottle.svgGHS-pictogram-acid.svgGHS-pictogram-skull.svgGHS-pictogram-pollu.svg[۵]
GHS hazard statements H221, H280, H314, H331, H400[۵]
GHS precautionary statements P210, P261, P273, P280, P305+351+338, P310[۵]
شاخص ئی‌یو 007-001-00-5 (anhydrous)
007-001-01-2 (solutions)
طبقه‌بندی ئی‌یو Toxic (T)
Corrosive (C)
Dangerous for the environment (N)
کدهای ایمنی R۱۰, R۲۳, R۳۴, R50
شماره‌های نگهداری (S1/2), , S۱۶, S26, S36/37/39, S45, S61
لوزی آتش
Special hazards (white): no codeNFPA 704 four-colored diamond
نقطه اشتعال flammable gas (see text)
دمای خودآتشگیری 651 °C
محدودیت‌های انفجار ۱۵–۲۸٪
آمریکا Permissible
exposure limit (PEL)
50 ppm (25 ppm ACGIH - TLV; 35 ppm STEL)
ترکیبات مرتبط
دیگر کاتیون‌ها فسفین
آرسین
Stibine
مرتبط با nitrogen hydrides هیدرازین
هیدرازوئیک اسید
ترکیبات مرتبط هیدروکسید آمونیوم
به استثنای جایی که اشاره شده‌است در غیر این صورت، داده‌ها برای مواد به وضعیت استانداردشان داده شده‌اند (در 25 °C (۷۷ °F)، ۱۰۰ kPa)
 YesY (بررسی) (چیست: YesY/N؟)
Infobox references

آمونیاک (به انگلیسی: Ammonia)با فرمول شیمیایی NH3، در هوای شهرها و مجاورت توالت‌ها وجود دارد. در طبیعت از تجزیهٔ مواد آلی ازت دار هم‌چون اوره ادرار به‌دست می‌آید.

رومی‌های باستان آمونیوم کلرید را به عنوان پول و سپرده استفاده می‌کردند. آن‌ها سنگ آمونیوم را از مکانی به نام پرستشگاه ژوپیتر یا همان لیبی جدید جمع‌آوری می‌کردند. اما آمونیاک به شکل نمک آمونیاک نخستین بار توسط شیمیدان جابر بن حیان (شیمی‌دان ایرانی) Geber در قرن ۸ شناخته شد.[۶]

ساختار مولکولی[ویرایش]

مولکول آمونیاک از یک اتم نیتروژن و سه اتم هیدروژن متصل به آن تشکیل شده‌است. با توجه به وجود یک جفت الکترون ناپیوندی بر روی نیتروژن، این مولکول ساختار هرم مثلثی دارد و زوایای پیوند کم‌تر از ۱۰۹ درجه هستند.[۷] مولکول آمونیاک یک مولکول قطبی است که می‌تواند با خودش و بسیاری مولکول‌های دیگر، پیوند هیدروژنی برقرار نماید.

خواص شیمیایی[ویرایش]

خصلت بازی[ویرایش]

آمونیاک طبق نظریه‌های اسید و باز برونستد-لوری و لوویس، یک ترکیب بازی محسوب می‌شود. pH محلول آبی آن هم بیش‌تر از ۷ است که این واقعیت را آشکار می‌سازد. واکنش زیر، خصلت بازی مولکول آمونیاک را توضیح می‌دهد:[۸]

واکنش تفکیک بازی آمونیاک: (NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq

تولید[ویرایش]

روش‌های آزمایشگاهی[ویرایش]

روش‌های صنعتی[ویرایش]

مهم‌ترین روش صنعتی تولید آمونیاک، فرایند هابر نام دارد که شامل تهیة آمونیاک از عناصر سازندة آن می‌باشد. در این روش، گازهای نیتروژن و هیدروژن در دمای بالا و در فشار زیاد با هم واکنش می‌دهند و آمونیاک را تولید می‌کنند. کاتالیزگرهای مختلف هم به سهولت این واکنش کمک می‌نمایند.[۹]

کاربرد[ویرایش]

از موارد استفادهٔ آمونیاک می‌توان به استفاده در تهیهٔ کودهای شیمیایی، یخ سازی، اسید نیتریک، سایر ترکیبات نیتروژنه، مواد منفجره و نگهداری از مواد غذایی اشاره کرد.

یکی دیگر از کاربردهای آمونیاک می‌توان به استفاده در رشته ورزشی وزنه‌برداری و پاورلیفتینگ اشاره نمود. بوییدن این محلول باعث باز کردن عروق می‌شود و ورزش کار را تا حدودی عصبی می‌کند و در مهار کردن وزنه در مسابقات کمک می‌کند.

منابع[ویرایش]

  1. Yost, Don M. (2007). "Ammonia and Liquid Ammonia Solutions". Systematic Inorganic Chemistry. READ BOOKS. p. 132. ISBN 1-4067-7302-6. 
  2. Blum, Alexander (1975). "On crystalline character of transparent solid ammonia". Radiation Effects and Defects in Solids. 24 (4): 277. doi:10.1080/00337577508240819. 
  3. Perry, Dale L. ; Phillips, Sidney L. (1995). Handbook of inorganic compounds. CRC Press. p. 17. ISBN 0-8493-8671-3. 
  4. Perrin, D.D. , Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed. , Pergamon Press: Oxford, 1982.
  5. ۵٫۰ ۵٫۱ ۵٫۲ کاتالوگ آنلاین زیگما ، تاریخ بررسی: June 6, 2011.
  6. http://www.irannh3.com www.irannh3.com
  7. Chemistry; Charles E. Mortimer; 6th Edition; Chapter9
  8. Chemistry; Charles E. Mortimer; 6th Edition; Chapter16
  9. Chemistry; Charles E. Mortimer; 6th Edition; Chapter 23