أمونيا

الأمونيا الثلاثية الهيدروجين أوالأمونياك أوغاز النُشَادُر أوروح النشادر (تعريب الفارسية نوشادر أونوشاذر) هوغاز قلوي لا لون له. يتشكل من جزء نتروجين واحد وثلاثة أجزاء هيدروجين . والأمونياك أخف من الهواء ولها رائحة نفاذة مميزة. الرمز الكيميائي له هوNH₃ ويحضر بتقطير الفحم أوبعض المواد النيتروجينية. لا يشتعل غاز الأمونياك في الهواء، ولكنه يشتعل في الأكسجين ويحدث لهبا أصفرا ضعيفا.

التاريخ

أطلق الرومان على ودائع كلوريد الأمونيوم التي جمعوها بالقرب من معبد آمون في ليبيا القديمة ملح آمون. أملاح الأمونياك كانت معروفة منذ العصور المبكرة جدا؛ حيث ظهر المصطلح "Hammoniacus sal" في كتابات بليني، على الرغم من ذلك ليس معروفا حتى الآن ما إذا كان هذا المصطلح متطابقا مع ملح النشادر الأكثر حداثة (كلوريد الأمونيوم).

الخواص

الأمونياك شديد الذوبان في الماء. ويشكل محلولا يعهد باسم هيدروكسيد الأمونيوم NH₄OH ،والأمونياك ليس فعالا بدرجة كبيرة عندماقد يكون جافا ولكن عندما يذوب يتفاعل مع الكثير من المواد الكيميائية. يعادل هيدروكسيد الأمونيوم الكثير من الأحماض ويشكل أملاح الأمونيوم اللقاءة. مثلا إذا أُضيف حمض الهيدروكلوريك (HCL) إلى هيدروكسيد الأمونيوم (NH₄OH) ينتج محلول كلوريد الأمونيوم NH₄CL حسب المعادلة:

NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O

يتحوّل الأمونياك إلى سائل عند 33.35 -°م. ويغلي سائل الأمونياك في نفس درجة الحرارة، ويتجمّد ويتحول إلى مادة صلبة صافية عند 77.7-°م وفي تحوله من سائل إلى غاز مرة أخرى يمتص الأمونياك قدرا كبيرا من الحرارة من المحيط الخارجي، بحيث يمتص الغرام الواحد من الأمونياك 327 ثمنا حراريا. ولهذا السبب الأمونياك يستعمل بشكل واسع في أجهزة التبريد. يمكن اكتشاف تنفيس هذه المادة بحاسة الشم ويحد مكان التنفيس بإشعال أصابع مادة الكبريت بالقرب من المكان المشكوك وجود تنفيس به فيظهر دخان أبيض في حالة وجود تنفيس. تختلط الأمونياك تماماً مع زيوت التزييت.

التحضير

تحضيره في المخابر

يتم تحضير الأمونياك في المختبر بتسخين أحد أملاح الأمونيوم مع هيدروكسيد الصوديوم. ويمكن حتى يعهد غاز الأمونياك من رائحته وبقدرته على تحويل ورق دوار الشمس الرطب من الأحمر إلى الأزرق. مثلا يمكن تحضيره بتسخين كلوريد الأمونيوم مع الجير المطفي الجاف أوNaOH

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ +2H₂O

تحضيره في الصناعة

يتم تحضير الأمونياك في الصناعة بطريقتين :

طريقة السياناميد

يحضر الأمونياك بهذه الطريقة بمفاعلة كربيد الكالسيوم CaC₂ المسحوق والمسخن إلى 1100 درجة مئوية مع غاز النيتروجين، فيتكون سياناميد الكالسيوم CaCN2 الممزوج بالجرافيت.

CaC₂ +N₂ → CaCN₂ + C

وبتسخين سياناميد الكالسيوم مع الماء تحت ضغط مرتفع، يتكون غاز النشادر وكربونات الكالسيوم.

CaCN₂ + 3H₂O → CaCO₃ + 2NH₃

تفاعل هابر-بوش

وهي الأهم صناعيا وتجري عن طريق التفاعل المباشر بين النتروجين والهيدروجين عند ضغوط مرتفعة بوجود حفاز.

إن كلا من الغازين يمكن الحصول عليهما بسهولة ورخص. يتم مزج حجم واحد من النتروجين مع ثلاثة حجوم من الهيدروجين تحت ضغط مرتفع ودرجة حرارة عالية (300 ضغط جوي، 475°م) وبوجود حفاز من أكسيد الحديد المنشط ببعض أكسيد المعادن مثل: أكسيد الألومنيوم هذا وتزداد نسبة الأمونياك بازدياد الضغط وانخفاض درجة الحرارة.

${\displaystyle {\begin{matrix &\\N_{2 +3H_{2 &{\overrightarrow {\qquad &2NH_{3 &{\rm {\Delta \ H_{298 ^{0 =-92,2{\rm {KJ/mol \\\end{matrix$

كما يمكن الحصول على الأمونياك كمنتج ثانوي أثناء إنتاج الفحم الحجري وغاز الكوك.

الاستعمالات

يستخدم الأمونياك بشكل واسع كسماد مخصب. وتعدّ نترات الأمونيوم وأملاح الأمونيوم الأخرى أسمدة جيدة وتساعد في زيادة إنتاج المحصول لأنها تحتوي على نسبة عالية من النتروجين. في بعض المناطق الزراعية يتم الآن استعمال الأمونياك اللامائي (الامونيا اللامائية)، وذلك من خزانات كبيرة تحتوي على غاز الأمونياك المضغوط. (وتقدر الكمية المستعملة من الأمونياك في صناعة الأسمدة ب 75% من إنتاج الأمونياك) ومن أهمها سماد اليوريا.
تتم أكسدة كميات كبيرة من الأمونياك لصناعة حمض النتريك الذي يدخل في الكثير من الصناعات المهمة.
كما يستخدم أيضا في صبغ وتنظيف القطن والصوف وليف الألياف النسيجية الأخرى. ويستخدم ماء الأمونياك كسائل منظف أحيانا.ويمكن حتى يستعمل أيضا في تنظيف الأنسجة الملطخة بالحموض.
يعدّ الأمونياك شيئا جوهريا في صناعة الكثير من المواد الكميائية والبلاستكية والفيتامينات والعقاقير. مثلا يقوم الأمونياك بدور العامل الحافز في صناعة مواد بلاستيكية مثل: الراتنج الصناعي ،راتنج الميلامين.

تأثيره على الصحة والبيئة

يتسبب الأمونياك اللامائي في حدوث الالتهابات والتهيجات بالجلد والأعين والأنف والحلق والجزء العلوى من الجهاز التنفسى وحيث حتى الأمونياك هوالمصدر الرئيسى لعنصر النتروجين اللازم لنموالنباتات المائية فمن الممكن حتى يسهم الأمونياك في أجون (eutrophication) المسطحات المائية الراكدة أوبطيئة السريان وخاصة تلك المسطحات ذات المحتوى المحدود من النتروجين. بالإضافة إلي ذلك يعدّ الأمونياك متوسطة السمية بالنسبة للكائنات المائية. وحتى الآن لم يثبت فهمياً حتى الأمونياك من المواد المسببة للسرطان. وتعدّ الأمونياك مركباً رئيسياً في دورة النتروجين في الطبيعة ويتحول الأمونياك في البحيرات والأنهار والمجارى المائية الطبيعية إلي نترات. كما يستخدم في ضبط الأس الهيدروجيني في مياة غلايات محطات توليد القوي.

المراجع

↑ معهد بوب كيم: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/222 — تاريخ الاطلاع: 17 نوفمبر 2016 — العنوان : ammonia — الرخصة: محتوى حر
^ Perry, Dale L.; Phillips, Sidney L. (1995). . CRC Press. صفحة 17. ISBN . مؤرشف من الأصل في 12 مايو2015. صيانة CS1: أسماء متعددة: قائمة المؤلفون (link)
^ العنوان : Correlation of the Base Strengths of Amines 1 — المجلد: 79 — الصفحة: 5441-5444 — العدد: 20 — نشر في: Journal of the American Chemical Society — https://dx.doi.org/10.1021/JA01577A030
^ Ammonia anhydrous, ≥99.99% | Sigma-Aldrich نسخة محفوظة 19 يناير 2012 على مسقط واي باك مشين.
^ "Ammonia". h2g2 Eponyms. BBC.CO.UK. 11 January 2003. مؤرشف من الأصل في 02 نوفمبر 2007. اطلع عليه بتاريخ 08 نوفمبر 2007.
^ Chisholm 1911 cites Pliny Nat. Hist. xxxi. 39
^ "Sal-ammoniac". Webmineral. مؤرشف من الأصل في 30 سبتمبر 2018. اطلع عليه بتاريخ 07 يوليو2009.

المصادر

الكيمياء الفيزيائية، د: ع-عبد الهادي عبد الله ،الجامعة الأمريكية –الشارقة، دار الراتب الجامعية، بيروت.
الموسوعة العربية العالمية، م- أعمال الموسوعة للنشر والتوزيع، الرياض ،م.ع س مخطة الملك فهد الوطنية.