أمونيا

أمونيا
Ammonia-2D-dimensions.png
Ammonia-3D-vdW.png
تسمية أيوپاك IUPAC Azane NH3
أسماء أخرى Ammonia (NH3)
نيتريد الهيدروجينHydrogen nitride
Spirit of hartshorn
Nitrosil
Vaporole [1]
تمييز
رقم CAS [7664-41-7]
PubChem 222
رقم RTECS BO0875000
SMILES
InChI InChI=1/H3N/h1H3
الخصائص
الصيغة الجزيئية NH3
كتلة مولية 17.0306 g/mol
المظهر غاز عديم اللون ذو رائحة لاذعة قوية
الكثافة 0.6942 [2]
نقطة الانصهار

-77.73 °C (195.42 ك)

نقطة الغليان

-33.34 °C (239.81 K)

قابلية الذوبان في الماء 89.9 g/100 م ل at 0 °س
القاعدية (pKb) 4.75 (التفاعل مع H2O)
معامل الانكسار (nD) εr
البنية
الشكل الجزيئي Terminus
Dipole moment 1.42 D
المخاطر
خطر رئيسي غاز خطر, حارق, أكـّال
توصيف المخاطر R10, R23, R34, R50
(S1/2), S16, S36/37/39,
S45, S61
نقطة الوميض None[3]
مركبات ذا علاقة
فوسفين
أرسين
ستيبين
[[|صفحة البيانات التكميلية]]
معامل الانكسار (n),
ثابت العزل الكهربائيr), etc.
بيانات
ثرموديناميكية
سلوك الطور
صلب–سائل–غازي
UV، IR، NMR، MS
Except where noted otherwise, data are given for
materials in their standard state
(at 25 °C, 100 kPa)

Infobox disclaimer and references

النشادر كما يدعى أيضاً بـ الأمونياك أو الأمونيا هو غاز له الرمز الكيمائي لها NH3 وتحضر بتقطير الفحم او بعض المواد النيتروجينيه وتستعمل عادة مادة التبريد الامونياك في الات ومصانع الثلج الكبيره ولا تستعمل في الوقت الحاضر ابدا لاغراض تكيف الهواء كما كان يحدث قديما

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

التاريخ

الشكل (1)

عُرف منذ القرن الثالث عشر إذ ذكره رامون ليول Raymond Lully باسم الأمونيا القلوية caustic ammonia، كما وصفه يوهان كونكِل فون لوفنستِرنJohann Kunckel von Löwenstern ت(1630-1702) في مؤلَّف له، واستحضره بإضافة الكلس الحي إلى ملح أمونيوم وهو كربونات الأمونيوم (NH4)2CO3.

عناصر الفصيلة VA (أو 15) جميعها تكوّن مركّبات غازية صيغتها EH3، وأهمها النشادر. لهذه الجزيئات جميعها شكل رباعي وجوه فيه ثلاثة أشفاع إلكترونية رابطة وشفع حرّ (الشكل-1). والشفع الح/ هو المسؤول عن تصغير زوايا الروابط H-N-H، وهي تساوي 107 ْ، في حين أن الزاوية في رباعي الوجوه التام هي 28 َ 109 ْ.

وقد استخدم تواتر اهتزاز ذرة الآزوت في جزيء النشادر بين موضعيها المتناظرين بالنسبة إلى قاعدة الهرم التي تقع في رؤوسها الثلاثة ذرات الهدروجين - البالغ 2.3786× 1010 هرتز - لتعيين معيار الزمن في الساعات الذرية.[4]


الخصائص

لها رائحه نفاذه تسبب تهيج شديد لاعضاء التنفس والعيون ولها قابليه شديده للذوبان في الماء تحدث صدأ لفلز النحاس اذا اختلطت بالاكسجين لهذا لا يستعمل هذا المعدن في دوائر التبريد التي تستعمل فيها مادة الأمونيا أنها أخف من الهواء في الوزن وله طعم حاد، أخف من الهواء إذ تبلغ كتلته الحجمية في الشروط العادية 0.5863 غ/سم3. ينصهر عند الدرجة (-8.77 ْس)، ويغلي عند الدرجة (-33.4 ْس).

تبلغ قيمة ثابت هذا التشرد 1.8×10-5. أي إن المحلول ذو خواص قلوية ضعيفة. وبسبب ضعف هذا الأساس فإن محاليل أملاحه المشتقة من حموض قوية مثل NH4Cl ذات حموضة ضعيفة.

تتناقص انحلالية النشادر في الماء بارتفاع درجة الحرارة؛ لذلك يمكن تحرير غاز النشادر بصورة تامة من محاليله بالتسخين. النشادر شديد الذوبان في الماء (0.907غ من الأمونيا في غرام واحد من الماء) ويشكل محلولاً يعرف باسم هيدروكسيد الأمونيا (NH4OH) أو ماء النشادر. وهو يحوي جزيئات NH3 و NH4+ و OH- والنشادر ليس فعالاً بدرجة كبيرة عندما يكون جافًا ولكن عندما يذوب في الماء يتفاعل مع الكثير من المواد الكيميائية.ومعظم جزيئات النشادر في الماء تبقى على حالها ويتفاعل قسم صغير منها مع الماء.

10471-4.jpg


يعادل هيدروكسيد الأمونيا الكثير من الأحماض ويشكل أملاح الأمونيوم المقابلة. فمثلاً إذا أُضيف حمض الهيدروكلوريك (HCl) إلى هيدروكسيد الأمونيا (NH4OH) ينتج محلول كلوريد الأمونيوم (NH4Cl). وعندما يتحد هيدروكسيد الأمونيا مع بعض الفلزات يشكل مركبات معقدة تدعى مركَّبات أمينية. فمثلاً عند إضافة هايدروكسيد الأمونيا إلى المحلول الأزرق الشاحب من كبريتات النحاسيك (CuSO4) ينتج عن ذلك محلول أزرق غامــق مـن كبريتات النحاسيك النشادرية (Cu(NH3)4SO4).

يتحول غاز النشادر إلى سائل عند -33,35°م. ويغلي سائل النشادر في نفس درجة الحرارة، ويتجمد ويتحول إلى مادة صلبة صافية عند -77,7°م. وفي تحوله من سائل إلى غاز مرة أخرى يمتص النشادر قدرًا كبيرًا من الحرارة من المحيط الخارجي، بحيث يمتص الجرَام الواحد من النشادر 327 سُعْرًا حراريًا. ولهذا السبب فإن النشادر يُستخدم بشكل واسع في أجهزة التبريد.

الضغط ودرجة الحرارة: لا يمكن الحصول علي هذه الماده في الحاله السائله لها عند الضغط الجوي وعند درجة حراره اعلي من 28 درجه فارنهايت.

الاشتعال : هذا الغاز يشتعل اذا اختلط بالهواء

التنفيس: يمكن اكتشاف تنفيس هذه الماده بحاسة الشم ويحد مكان التنفيس باشعال اصابع مادة الكبريت بالقرب واكرر بالقرب من المكان المشكوك وجود تنفيس به فيظهر دخان ابيض في حالة وجود تنفيس

التزييت: تختلط الامونيا تماماً مع زيوت التزييت .


'"`UNIQ--postMath-00000001-QINU`"'
إنتاج لثنائي الهيدروجين :
'"`UNIQ--postMath-00000002-QINU`"'
'"`UNIQ--postMath-00000003-QINU`"'
استخلاص الأمونيا
'"`UNIQ--postMath-00000004-QINU`"'

خواصه الكيماوية

النشادر ثابت في الشروط الطبيعية إلا أنه يتفكَّك إلى العناصر المكوِّنة له تحت تأثير القوس الكهربائية. لا يحترق النشادر في الهواء، لكن يمكن أن ينفجر المزيج المكوّن من النشادر والأكسجين النقي تحت ضغط عال.

أ- يتميز النشادر بخواص كيمياوية تعتمد على وجود شفع إلكتروني (ثنائية إلكترونية) حرة فهو يدخل في تشكيل روابط تساندية مثال ذلك مع أيون الهدروجين إذ يتكوَّن أيون أمونيوم:

10471-7.jpg


وللسبب نفسه يقوم جزيء النشادر بدور مرتبط (لاجنة) ligand مع أيونات المعادن الانتقالية[ر: المعقَّد]، مثال ذلك:

10471-2.jpg


ب - النشادر مرجِع (مختِزل)، فهو يخلِّص العديد من أكاسيد المعادن من أكسجينها، ومن الأمثلة على ذلك إرجاع أكسيد النحاس (II) الساخن:

10471-11.jpg


ويتحد النشادر مع الأكسجين حسب الشروط التجريبية، فبالتسخين ينتج غاز الآزوت، وبالتسخين وبوجود حفّاز البلاتين يتحول إلى NO أكسيد الآزوت II. ويتحد مع Cl2 متحولاً إلى N2.

ج- يمكن أن يستَبدل الهدروجين في جزيء النشادر بصورة جزئية أو كلية عند درجة حرارة عالية

10471-8.jpg


إنتاجه

الشكل (2)

بدأ إنتاج النشادر عام 1914، وهو العام الذي بدأت فيه الحرب العالمية الأولى. وأمكن اصطناع حمض الآزوت HNO3 منه، وهو مادة رئيسية لصنع المتفجرات TNT (تري نترو تولوين) ونترو غليسيرين (الشكل-2). وفي عام 1918 نال هابر جائزة نوبل على الرغم من الانتقادات المتعدّدة لاختياره. ويستعمل أكثر من 25% من الإنتاج العالمي للأمونيا سماداً، ويستعمل المتبقي لاستحصال مركبات أخرى للآزوت. فالأمونيا هي المادة الرئيسية في كثير من الصناعات. تستعمل بصورة مباشرة أو غير مباشرة، فهي من المواد البدئية لإنتاج النايلون ولصنع المنظّفات ولتنقية المياه وفي صناعة المواد الصيدلانية.

تحضير النشادر

يتم تحضير النشادر في المختبر بتسخين أحد أملاح الأمونيوم مع هيدروكسيد الصوديوم أو هدروكسيد الكالسيوم:

10471-1.jpg


ويمكن أن يعرف غاز النشادر المنطلق من رائحته وبقدرته على تحويل ورق دوّار الشمس الرطب من الأحمر إلى الأزرق.

أما الطريقة الصناعية للحصول على النشادر فهي الطريقة التي ابتكرها الألماني فريتس هابرFritz Haber ت(1868-1934). وطبقت هذه الطريقة عام 1914، ويتم فيها الاتحاد المباشر بين الآزوت (النتروجين) والهدروجين تحت الضغط بوجود حفّاز (وسيط) يتألف من أكاسيد الحديد بصورة رئيسية، وعند درجة حرارة متوسطة. وقد وجد عملياً أن التفاعل ناشر للحرارة (46كيلو جول/مول)، يتحقق بمردود قدره 50% عند الدرجة 500 ْس وعند ألف ضغط جوي.

10471-3.jpg


تتوقف نسبة الأمونيا الناتج من التفاعل السابق على عاملين أساسيين إضافة إلى استعمال الحفّاز الملائم، هما درجة الحرارة والضغط ، ويبيّن الجدول (1) تأثير درجة الحرارة والضغط على التوازن.

10471-9.jpg

وذلك حسب درجة الحرارة والضغط

درجة الحرارة( ْ س) 310 xKp النسبة المئوية الحجمية لغاز الأمونيا في التوازن تحت الضغوط المختلفة
1جو 30جو 100جو 200جو 1000جو
200 660 15.33 67.6 80.6 85.8 98.3
300 70 2.18 31.8 52.1 62.8 92.6
400 13.81 0.44 10.7 25.1 36.3 79.8
500 4.00 0.129 3.62 3.62 10.4 17.6 57.5
600 1.51 0.049 1.43 4.47 8.25 31.4
700 0.69 0.022 0.66 2.14 4.11 12.9
800 0.36 0.012 0.35 1.15 2.24 -
900 0.21 0.007 0.21 0.68 1.34 -
1000 0.13 0.004 0.13 0.44 0.87
الجدول (1) النسبة المئوية الحجمية للأمونيات الناتج من التوازن

الأمونيا كمربوطة

Ball-and-stick model of the tetraamminecopper(II) cation, [Cu(NH3)4]2+
Ball-and-stick model of the diamminesilver(I) cation, [Ag(NH3)2]+

الطيف الدوراني

التردد (cm-1) J1 K1 J2 K2
19.89634259 1 0 0 0
39.81313621 2 0 1 0
39.8067724 2 1 1 1
59.73269224 3 2 2 2
59.7614132 3 1 2 1
59.7710093 3 0 2 0
79.67548414 4 3 3 3
79.67548414 4 3 3 3
79.7394795 4 2 3 2
79.77805626 4 1 3 1
79.7909451 4 0 3 0
99.63650816 5 4 4 4
99.74877258 5 3 4 3
99.74877258 5 3 4 3
99.82952252 5 2 4 2
99.8781969 5 1 4 1
99.8944591 5 0 4 0

التكون والتدمير بين النجوم

الاستخدامات

تتم أكسدة كميات كبيرة من النشادر لصنع حمض النيتريك الذي يُعتبر أساسيًا في صناعة المتفجرات مثل ثالث نترات التولوين والنتروجلسرين، ونترات الأمونيوم. وتستخدم صناعة النسيج النشادر في إنتاج الألياف الاصطناعية مثل النيلون والرايون النحاسي النشادري. كما يستخدم النشادر أيضًا في صبغ وتنظيف القطن والصوف والألياف النسيجية الأخرى. وأحيانًا يتم استخدام ماء النشادر كسائل منظِّف. ويمكن أن يستعمل أيضًا في تنظيف الأنسجة الملطخة بالحموض.

يعتبر النشادر أيضًا جوهريًا في صناعة الكثير من المواد الكيميائية والبلاستيكية والفيتامينات والعقاقير. فمثلاً يقوم النشادر بدور العامل الحافز في صناعة مواد بلاستيكية مثل الراتينج الصناعي وراتينج الميلامين.

سماد

يستخدم النشادر بشكل واسع سمادًا مخصبًا. وتعتبر نترات الأمونيوم وأملاح الأمونيوم الأخرى أسمدة جيدة وتساعد في زيادة إنتاج المحصول لأنها تحتوي على نسبة عالية من النيتروجين. وفي بعض المناطق الزراعية يتم الآن استعمال النشادر اللامائي (الأمونيا اللامائية)، مباشرة في الحقول، وذلك من خزانات كبيرة تحتوي على غاز النشادر المضغوط.

استخدات صغرى وصاعدة

كوقود

كوقود للسيارات

النسيج

الأمونيا السائلة تستخم في معالجة المواد القطنية، لتعطيها خصائص مثل المطاطية mercerisation باستخدام alkalies. ويستخدم أيضاً للغسل المسبق للصوف.


علاج السموم

دور الأمونيا في الأنظمة الحيوية والأمراض البشرية

Reference ranges for blood tests, يقارن محتوى الدم من الأمونيا (الموضح باللون البنفسجي في الوسط) مع المكونات الأخرى.

الإخراج

المقالة الرئيسية: إخراج

الدور النظري في كيمياء حيوية بديلة

الأمونيا السائلة كمذيب

قابلية الأملاح للذوبان فيه

  قابلية الذوبان (g of salt per 100 g liquid NH3)
خلات الأمونيوم 253.2
نيترات الأمونيوم 389.6
نيترات الليثيوم 243.7
نيترات الصوديوم 97.6
نيترات بوتاسيوم 10.4
فلوريد الصوديوم 0.35
كلوريد الصوديوم 3.0
بروميد الصوديوم 138.0
يوديد الصوديوم 161.9
ثيوسيانات الصوديوم 205.5

محاليل الفلزات

خصائص Redox للأمونيا السائلة

See also: Redox.
  E° (V, ammonia) E° (V, water)
Li+ + e Li −2.24 −3.04
K+ + e K −1.98 −2.93
Na+ + e Na −1.85 −2.71
Zn2+ + 2e Zn −0.53 −0.76
NH4+ + e ½ H2 + NH3 0.00 -
Cu2+ + 2e Cu +0.43 +0.34
Ag+ + e Ag +0.83 +0.80

أملاح الأمونيوم

يبلغ نصف قطر أيون الأمونيوم 1.48 بيكومتر، وهذا قريب من أنصاف أقطار الأيونات القلوية. ولهذا يمكن لأيون الأمونيوم أن يحل محل الأيونات القلوية في أملاحها البلورية. وكثير من أملاح المعادن القلوية يماثل في بنيته البلورية بنية أملاح الأمونيوم. وأملاح الأمونيوم ذوابة بالماء مثل أملاح المعادن القلوية. مثال ذلك الأملاح التي تستعمل أسمدة، وهي كبريتات الأمونيوم (NH4)2SO4، ونترات الأمونيوم NH4NO3، وفوسفات أحادية الأمونيوم NH4H2PO4. وتستعمل هذه الأسمدة منفردة أو محلولة مع كيمياويات أخرى غالباً لإنتاج ما يدعى NPK. ويتطلب من هذا المنتج توفير الآزوت (N) والفسفور (P) والبوتاسيوم (K) للتربة.

ومن أملاحه المهمة كلوريد الأمونيوم NH4Cl، وقد اشتهر هذا الملح لأنه يتحول بالتسخين من صلب إلى غاز وبالعكس من دون المرور بالحالة السائلة، ذلك لأنه يتفكك بالتسخين، والبخار فوق كلوريد الأمونيوم الساخن يتكون من مزيج نشادر مع كلوريد الهيدروجين، ويعود ذلك إلى تفككه بالتسخين:

10471-5.jpg

يستعمل كلوريد الأمونيوم في البطاريات الجافة ومنظفاً لسطوح المعادن عند لحمها، ويعتمد على تفككه إلى HCl و NH3 بالحرارة وتفاعل HCl مع الأكسيد المعدني لتشكيل كلوريد طيار.

احتياطات الأمان

السمية ومعلومات التخزين

عينة حمض الهيدروكلوريك تطلق أبخرة HCl التي تتفاعل مع أبخرة الأمونيا لانتاج دخان أبيض من كلوريد الأمونيا.


الاستخدامات المنزلية

الاستخدامات المعملية لمحاليل الأمونيا

التركيز
بالوزن
Molarity الكتلة/الحجم التصنيف R-Phrases
5-10% 2.87-5.62 mol/L 48.9-95.7 g/L Irritant (Xi) R36/37/38
10-25% 5.62-13.29 mol/L 95.7-226.3 g/L Corrosive (C) R34
>25% >13.29 mol/L >226.3 g/L Corrosive (C)
Dangerous for
the environment (N)
R34, R50
S-Phrases: (S1/2), S16, S36/37/39, S45, S61.


انظر أيضاً

المصادر

  1. ^ Ammonia data at NIST Webbook, last accessed May 7 2007.
  2. ^ NIST Chemistry WebBook (website page of the National Institute of Standards and Technology) URL last accessed May 15 2007
  3. ^ MSDS Sheet from W.D. Service Co.
  4. ^ موفق شخاشيرو. "النشادر". الموسوعة العربية. Retrieved 2012-04-02. 

ببليوجرافيا

  • الموسوعة المعرفية الشاملة
  • خطأ لوا في وحدة:Citation/CS1 على السطر 3565: bad argument #1 to 'pairs' (table expected, got nil).
  • خطأ لوا في وحدة:Citation/CS1 على السطر 3565: bad argument #1 to 'pairs' (table expected, got nil).
  • Bretherick, L., ed. (1986). Hazards in the Chemical Laboratory (4th Edn. ed.). London: Royal Society of Chemistry. ISBN 0-85186-489-9. 
  • Weast, R. C., ed. (1972), Handbook of Chemistry and Physics (53rd ed.), Cleveland, OH: Chemical Rubber Co. 

وصلات خارجية