Amonij-hlorid
| Amonij-hlorid | |
|---|---|
 | |
| Općenito | |
| Hemijski spoj | Amonij-hlorid |
| Druga imena | salmijak, amonijakova so |
| Molekularna formula | NH4Cl |
| CAS registarski broj | 12125-02-9 |
| SMILES | [Cl-].[NH4 ] |
| InChI | 1S/ClH.H3N/h1H;1H3 |
| Kratki opis | bijeli higroskopni prah |
| Osobine1 | |
| Molarna masa | 53,49 g/mol |
| Agregatno stanje | čvrsto |
| Gustoća | 1,519 g/cm3[1] |
| Tačka topljenja | 338 °C (raspada se) |
| Tačka ključanja | 520 °C |
| Pritisak pare | 133,3 Pa (160,4 °C) |
| Rastvorljivost | u vodi: 383,0 g/L (25 °C) 294 g/L (0 °C) |
| Rizičnost | |
| NFPA 704 |  0
2
0
|
| 1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima. | |
Amonij-hlorid je neorganski spoj sa formulom NH4Cl. To je bijela kristalna so, vrlo dobro rastvorljiva u vodi. Rastvori amonij-hlorida su blago kiseli. "So amonijaka" (sal ammoniac ili salmijak) ime je prirodnog, mineraloškog oblika amonij-hlorida. Ovaj mineral obično se može pronaći na zapaljenim odlagalištima uglja, gdje se kondenzira iz plinova nastalih sagorijevanjem uglja. Također se može naći u nekim tipovima vulkanskih otvora. Najčešće se koristi kao gnjojivo te kao sredstvo za poboljšavanje okusa u nekim vrstama slatkiša (poput lakrica). Hemijski se dobija reakcijom hlorovodične kiseline i amonijaka.
Historija
[uredi | uredi izvor]Najraniji spomen amonij-hlorida zabilježen je u Kini oko 554. nove ere.[2] U to vrijeme, on se dobijao iz dva izvora: rupa i okna iz kojih je izbijao dim od zapaljenih naslaga uglja ispod površine širom Centralne Azije, a naročito ih je mnogo bilo u planinama Tian Shana kao i u Alajskim planinama u jugozapadnom Kirgistanu, dok su drugi izvor bile fumarole na vulkanu Taftan na jugoistoku današnjeg Irana.[3]
Dobijanje
[uredi | uredi izvor]Ovaj spoj je proizvod Solvayevog procesa, koji se koristi za dobijanje natrij-karbonata:[4]
- CO2 2 NH3 2 NaCl H2O → 2 NH4Cl Na2CO3
Osim što je to osnovna metoda dobijanja amonij-hlorida, ona se također koristi da bi se smanjilo ispuštanje amonijaka u okolinu tokom nekih industrijskih procesa.
U industrijskom obimu, amonij-hlorid proizvodi se miješanjem amonijaka (NH3) bilo sa plinovitim hlorovodikom ili vodenim rastvorom hlorovodične kiseline:[4]
- NH3 HCl → NH4Cl
U prirodi se amonij-hlorid javlja u vulkanskim područjima, gdje se nakuplja na vulkanskim stijenama u blizini otvora odakle izbijaju pare (fumarole). Kristali amonij-hlorida talože se direktno iz gasovitog stanja ali nemaju duži vijek trajanja jer se lahko rastvaraju u vodi.[5]
Reakcije
[uredi | uredi izvor]Amonij-hlorid izgleda kao da sublimira pri zagrijavanju, međutim zapravo se raspada na amonijak i plinoviti hlorovodik.[4]
- NH4Cl → NH3 HCl
Reagira sa jakim bazama, kao što je natrij-hidroksid, pri čemu otpušta amonijak:
- NH4Cl NaOH → NH3 NaCl H2O
Na sličan način, amonij-hlorid također reagira sa karbonatima alkalnih metala pri povišenim temperaturama, dajući amonijak i hloride alkalnih metala:
- 2 NH4Cl Na2CO3 → 2 NaCl CO2 H2O 2 NH3
Rastvor od 5% amonij-hlorida u vodi (po masenom udjelu) ima pH vrijednost u rasponu od 4,6 do 6.[6] Neke reakcije amonij-hlorida sa drugim hemikalijama su endotermične, poput njegove reakcije sa barij-hidroksidom i njegovo rastvaranje u vodi.
Upotreba
[uredi | uredi izvor]Osnovna upotreba amonij-hlorida je kao izvor dušika u vidu nekog od sastojaka gnjojiva poput hloroamonij-fosfata (na šta se troši oko 90% svjetske proizvodnje amonij-hlorida). Na ovaj način uglavnom se prihranjuju žitarice poput riže i pšenice u Aziji.[7] U 18. vijeku amonij-hlorid se često koristio u pirotehničke svrhe, ali je kasnije zamijenjen mnogo sigurnijim i manje higroskopnim hemikalijama. Njegova svrha u pirotehnici bila je da otpusti hlor kako bi se poboljšale zelene i plave nijanse iona bakra u plamenu.
Osim toga, koristi se i za dobijanje bijelog dima, iako se zbog njegove reakcije dvostrukog raspadanja sa kalij-hloratom, čime se dobija veoma nestabilan amonij-hlorat, njegova upotreba smatra vrlo sumnjivom.[8][9][10]
Reference
[uredi | uredi izvor]- ^ Haynes William M., ured. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92 izd.). Boca Raton, FL: CRC Press. str. 4.46. ISBN 1439855110.
- ^ Needham, Joseph; Ho Ping-Yü; Lu Gwei-Djen; Sivin, Nathan (1980). "5: Chemistry and Chemical Technology, Part IV: Spagyrical discovery and invention: apparatus, theories and gifts". Science and Civilization in China. Cambridge, Engleska: Cambridge University Press. str. 439. ISBN 0521086906.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
- ^ Sutton, M. A; Erisman, J. W; Dentener, F; Möller, D (2008). "Ammonia in the environment: From ancient times to the present". Environmental Pollution. 156 (3): 595–596. doi:10.1016/j.envpol.2008.03.013. PMID 18499318.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
- ^ a b c Egon Wiberg; Nils Wiberg (2001). Inorganic Chemistry (ilustr. izd.). Academic Press. str. 614. ISBN 0-12-352651-5.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
- ^ Rowley Steven P. (2011). General Chemistry I Laboratory Manual (2 izd.). Kendall Hunt. ISBN 978-0-7575-8942-3.
- ^ Bothara, K. G. (2008). Inorganic Pharmaceutical Chemistry. Pragati Books Pvt. Ltd. str. 13–. ISBN 978-81-85790-05-3.
- ^ Zapp, Karl-Heinz (2012). "Ammonium Compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a02_243.
- ^ Conkling, John A.; Mocella, Christopher J. (2010). Chemistry of Pyrotechnics (2 izd.). CRC Press. str. 68. ISBN 978-1574447408.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
- ^ Davis, Tenney L (2012). Chemistry of Powder and Explosives. Angriff Press. ISBN 978-0945001171.
- ^ Kosanke, K. L.; Kosanke, B. J.; Sturman, Barry T.; Winokur, Robert M. (2012). Encyclopedic Dictionary of Pyrotechnics (and Related Subjects). Journal of Pyrotechnics. ISBN 978-1889526195.
