أمونيا

أمونيا
تسمية أيوپاك IUPAC	Azane NH3
أسماء أخرى	Ammonia (NH3) نيتريد الهيدروجينHydrogen nitride Spirit of hartshorn Nitrosil Vaporole
تمييز
رقم CAS	[7664-41-7]
PubChem	222
رقم RTECS	BO0875000
SMILES	`N`
InChI	InChI=1/H3N/h1H3
الخصائص
الصيغة الجزيئية	NH₃
كتلة مولية	17.0306 g/mol
المظهر	غاز عديم اللون ذورائحة لاذعة قوية
الكثافة	0.6942
نقطة الانصهار	-77.73 °C (195.42 ك)
نقطة الغليان
قابلية الذوبان في الماء	89.9 g/100 م ل at 0 °س
القاعدية (pK_b)	4.75 (التفاعل مع H₂O)
معامل الانكسار (n_D)
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
(معيـَّن النار)
نقطة الوميض	None
مركبات ذا علاقة
كاتيونات أخرى	فوسفين أرسين ستيبين
[[\|صفحة البيانات التكميلية]]
والخصائص	معامل الانكسار (n), ثابت العزل الكهربائي (ε_r), etc.
بيانات ثرموديناميكية	سلوك الطور صلب–سائل–غازي
البيانات الطيفية	UV، IR، NMR، MS
Except where noted otherwise, data are given for materials in their (at 25 °C, 100 kPa) Infobox disclaimer and references

النشادر كما يدعى أيضاً بـ الأمونياك أوالأمونيا هوغاز له الرمز الكيمائي لها NH₃ وتحضر بتقطير الفحم اوبعض 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 وهوكربونات الأمونيوم (NH4)2CO3.

عناصر الفصيلة VA (أو15) 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/ هوالمسؤول عن تصغير زوايا الروابط H-N-H، وهي تساوي 107 ْ، في حين حتى 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.

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 إذا المحلول ذوخواص 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 يعهد باسم هيدروكسيد الأمونيا (NH4OH) أوماء النشادر. وهويحوي جزيئات NH₃ وNH4⁺ وOH^- والنشادر ليس فعالاً بدرجة كبيرة عندماقد يكون جافًا ولكن عندما يذوب في الماء يتفاعل مع الكثير من المواد الكيميائية.ومعظم جزيئات النشادر في الماء تظل على حالها ويتفاعل قسم صغير منها مع الماء.

يعادل هيدروكسيد الأمونيا الكثير من الأحماض ويشكل أملاح الأمونيوم اللقاءة. 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 .

{\displaystyle {\begin{matrix &\\CH_{4 +N_{2 +2H_{2 O&{\overrightarrow {\qquad &2NH_{3 +H_{2 +CO_{2 \\\end{matrix

إنتاج لثنائي الهيدروجين :

{\displaystyle {\begin{matrix &\\CH_{4 +H_{2 O&{\overrightarrow {\qquad &CO+3H_{2 \\\end{matrix

{\displaystyle {\begin{matrix &\\CO+H_{2 O&{\overrightarrow {\qquad &CO_{2 +H_{2 \\\end{matrix

استخلاص الأمونيا

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

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 حتى ينفجر المزيج المكوّن من النشادر والأكسجين النقي تحت ضغط عال.

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

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

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

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 حتى يستَبدل الهدروجين في جزيء النشادر بصورة جزئية أوكلية عند درجة حرارة عالية

إنتاجه

الشكل (2)

بدأ إنتاج النشادر عام 1914، وهوالعام الذي بدأت فيه الحرب العالمية الأولى. وأمكن اصطناع حمض الآزوت HNO₃ منه، وهومادة رئيسية لصنع المتفجرات TNT (تري نتروتولوين) ونتروغليسيرين (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 أوغير 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 أوهدروكسيد الكالسيوم:

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

أما الطريقة الصناعية للحصول على النشادر فهي الكيفية 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 عثر عملياً حتى التفاعل ناشر للحرارة (46كيلوجول/مول)، يتحقق بمردود قدره 50% عند الدرجة 500 ْس وعند ألف ضغط جوي.

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.

الجدول (1) النسبة المئوية الحجمية للأمونيات الناتج من التوازن

وذلك حسب درجة الحرارة والضغط
درجة الحرارة( ْ س)	310 xKp	النسبة المئوية الحجمية لغاز الأمونيا في التوازن تحت الضغوط المتنوعة
		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

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 حتى 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 (المشروح باللون البنفسجي في الوسط) مع المكونات الأخرى.

الإخراج

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.

	° (V, ammonia)	° (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 حتى 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 أومحلولة 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:

يستعمل كلوريد الأمونيوم في البطاريات الجافة ومنظفاً لسطوح المعادن عند لحمها، ويعتمد على تفككه إلى HC_l وNH₃ بالحرارة وتفاعل HC_l 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

الهجريز 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

أمونيا (صفحة بيانات)
انتاج الأمونيا
كلورة Chlorination
تنقية الماء

المصادر

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

ببليوجرافيا

الموسوعة المعهدية الكاملة
Greenwood, N. N. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn. ed.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4. Unknown parameter |coauthors= ignored (|author= suggested) (help)
Housecroft, C. E. (2001). Inorganic Chemistry. Harlow (UK): Prentice Education. ISBN 0-582-31080-6. Unknown parameter |coauthors= ignored (|author= suggested) (help)
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

International Chemical Safety Card 0414 (anhydrous ammonia)
International Chemical Safety Card 0215 (aqueous solutions)
National Pollutant Inventory - Ammonia
CID 222 from PubChem
(بالفرنسية) Institut national de recherche et de securite
Emergency Response to Ammonia Fertilizer Releases (Spills) for the Minnesota Department of Agriculture