Ammoniak

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
Eienskappe

Algemeen

Naam Ammoniak
Struktuurformule van
Ammonia-3D-balls-A.png
Chemiese formule NH3
Molêre massa 17,031 g/mol
CAS-nommer 7664-41-7  
Voorkoms kleurlose, stinkende gas[1]  
Reuk Stekend
Fasegedrag
Smeltpunt -77,7 °C
Kookpunt -33 °C
Digtheid
Oplosbaarheid 540g/L water 
Kritieke temperatuur +132,85 °C

Suur-basis eienskappe

pKa (basiese oplossings in water)

Veiligheid

Flitspunt  
Selfontbrandingspunt 651 °C 
LC50 7338 dpm (rot; 1 uur)

Tensy anders vermeld is alle data vir standaardtemperatuur en -druk toestande.

Ammonia-3D-vdW.png
GHS-pictogram-acid.svg

Ammoniak (NH3) is 'n verbinding van waterstof en stikstof. Die verbinding het 'n skerp, irriterende reuk en word in die natuur gevorm wanneer stikstofhoudende plantreste saam met ander verrottende materiaal in grond voorkom of in die grond ingewerk word.

Vervaardiging[wysig | wysig bron]

Ammoniak was tot voor die Eerste Wêreldoorlog verkry deur die droë distillasie van die stikstofhoudende reste en uitskeidings van plante en diere.[2]

Eers na dié oorlog is ammoniak sinteties vervaardig. Dit geskied deur eers waterstof te berei deur byvoorbeeld metaan of aardgas teen 'n hoë temperatuur met stoom te meng. Die mengsel word dan deur 'n nikkel-katalisator in koolstofmonoksied en waterstof geskei. In 'n verdere proses reageer die koolstofmonoksied met water om koolstofdioksied en nog waterstof te vorm. Die koolstofdioksied kan deur absorpsie in oplossings uit die gasmengsels onttrek word en waterstof bly dan oor.[2]

Die waterstof word met stikstof, afkomstig van lug, gemeng. Die gasmengsel word deur die Haber-Boschproses onder hoë druk en hoë temperatuur oor 'n katalisator van ysteroksied gestuur sodat ammoniak vorm.[2]

Hierdie reaksie is 'n ewewig:

Vloeibare ammoniak[wysig | wysig bron]

Die kookpunt van ammoniak is nie so laag nie en die stof kan maklik as vloeistof en oplosmiddel gebruik word, hetsy by laer temperatuur hetsy onder druk.

In hierdie vloeistof bestaan 'n ewewig wat analoog aan die waterewewig is:

Die ammonium-ioon is hier die suur en die amied-ioon die basis. Merk op dat 'n stof soos NH4Cl in hierdie situasie 'n sterk suur sou wees.

Gebruike[wysig | wysig bron]

Die verbranding van ammoniak kan gebruik word om stikstofmonoksied te vervaardig:

Dit vereis egter ook 'n katalisator (Pt) omdat anders stikstof gevorm word. Dit is die eerste stap in die Ostwald-proses wat salpetersuur HNO3 vervaardig. Uit salpetersuur en ammoniak kan ammoniumnitraat NH4NO3 verky word wat beide 'n plofstof en 'n belangrike deel van kunsmis is. Ammoniak dra so aansienlik by tot die voedingsbehoeftes van landorganismes deur te dien as 'n voorloper vir kos en kunsmis. Ammoniak, hetsy direk of indirek, is ook 'n bousteen vir die sintese van heelwat farmaseutiese produkte (geneesmiddels) en word gebruik in baie kommersiële skoonmaakprodukte. Ammoniak is 'n belangrike bestanddeel in die vervaardiging van kunsmis.

Hoewel dit alledaags gebruik word, is ammoniak beide bytend en gevaarlik. Dit is giftig, veral vir visse. Die wêreldwye industriële produksie van ammoniak vir 2012 was na raming 198 miljoen ton,[3] 'n verhoging van 35% oor die wêreldwye produksie van 146,5 miljoen ton in 2006.[4]

Verbindings[wysig | wysig bron]

Alkalimetale soos Na kan met ammoniak reageer en 'n natriumamied NaNH2 vorm. Hierdie verbindings is uiters sterk basies.

Watervrye lewis-sure soos ZnCl2 kan addukte vorm, wat vergelyk kan word met hidrate soos hierdie met water gevorm word.

Hierdie verbindings word ammiene genoem. (Moenie met amiene verwar nie.)

In waterige oplossing kan ammoniak ook as 'n (lewis-basiese) kompleksvormer optree, soos:

Wanneer ammonia (wat 'n oplossing van ammoniak in water is) aan 'n kopersulfaatoplossing bygevoeg word, sal daardeur die kleur van blou na donkerblou verander.

Verwysings[wysig | wysig bron]

  1. AirGas msds.
  2. 2,0 2,1 2,2 Ammoniak word só vervaardig. Artikel in Rapport (koerant). 30 Maart 2014
  3. (en) Ceresana. "Market Study Ammonia". Ceresana. Verkry op 2012-11-07. 
  4. (en) Max Appl (2006). Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. DOI:10.1002/14356007.a02_143.pub2. 
Hierdie artikel is in sy geheel of gedeeltelik vanuit die Engelse Wikipedia vertaal.