Vidi kôd stranice Amonijak

<!--'''Amonijak'''-->{{Izdvojeni članak|rujan 2006.}}
{{Infookvir kemijski spoj
| formula = <chem>NH3</chem>
| slika = Ammonia-3D-vdW.png
| slika_opis = 3D prikaz molekule amonijaka
| slika1 = Ammonia-2D-dimensions.png
| slika_opis1 = Molekula amonijaka
| IUPAC nomenklatura = Amonijak
| ostala imena = vodikov nitrid<br />duh jelenova roga<br />nitrozil<br />vaporol
| CAS = 7664-41-7
| EC = 231-635-3
| UN = 1005
| RTECS = BO0875000
| molarna masa = 17,0304 [[gram|g]]/[[mol (mjerna jedinica)|mol]]
| molekulska masa =
| izgled = bezbojni plin s jakim oštrim mirisom
| gustoća = 0,6813 [[gram po litri|g/L]]
| tališteK = 195,42 [[kelvin|K]]
| tališteC = -77,73 °C
| vrelišteK = 239,81 K
| vrelišteC = -33,34 °C
| tlak para = 
| topljivost = 89,9 g/100 [[ml]] pri 0 [[°C]]
| dipolni moment = 1,42 [[Debaj|D]]
| slika2 = 
| oblik molekule = Trigonska piramida
| znakovi opasnosti = {{znakovi opasnosti|C|T+|N}}
| NFPA 704 = {{NFPA 704 |H = 3 |F = 1| R = 0 |O = COR}}
| slika_opis2 = 
}}
'''Amonijak''' je spoj [[dušik]]a i [[vodik]]a [[Kemijska formula|formule]] NH<sub>3</sub>. Pri normalnoj [[temperatura|temperaturi]] i [[tlak]]u amonijak je bezbojan [[plin]], oštra, karakteristična mirisa, lakši od zraka, lako topljiv u vodi. [[Otrov]]an je i [[korozija|korozivan]] prema pojedinim materijalima.

[[Molekula]] amonijaka ima trigonsko-piramidalnu strukturu, kao što je i predviđeno [[Teorija VSEPR|teorijom VSEPR]]-a. Takva [[struktura]] daje molekuli amonijaka [[polarnost|polarni moment]] i čini ju polarnom zbog čega se amonijak lako otapa u vodi. [[Atom]] [[dušik]]a u molekuli ima jedan slobodni elektronski par, te se amonijak ponaša kao [[baza]]. To znači da amonijak u vodenoj otopini može preuzeti [[proton]] od molekule vode čime nastaje [[hidroksidni anion]] i jedan amonijev kation (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) koji ima oblik pravilnog [[tetraedar|tetraedra]]. Stupanj do kojeg će amonijak stvarati amonijeve ione ovisi o [[pH]] vrijednosti otopine - pri vrijednosti pH ~ 7 disocirano je oko 99% molekula amonijaka. Glavna uporaba amonijaka je u proizvodnji [[gnojivo|gnojiva]], [[eksploziv]]a i [[polimer]]a. Sastojak je kućnih sredstava za čišćenje. U malim količinama nalazi se u [[atmosfera|atmosferi]], gdje nastaje zbog procesa raspadanja dušičnih tvari životinjskog i biljnog porijekla. Amonijak i amonijeve soli nalaze se u malim količinama u [[kiša|kišnici]], dok se [[amonijev klorid]] (salmijak) i [[amonijev sulfat]] nalaze u blizini [[vulkan]]a, a [[kristali]] [[amonijev bikarbonat|amonijevog bikarbonata]] su pronađeni u [[Patagonija|patagonskom]] [[guano|guanu]]. Amonijeve [[soli]] su rasprostranjene kroz svu plodnu zemlju i u morskoj vodi. Tvari koje sadrže amonijak ili koje su mu slične zovu se ''amonijakali''.

== Povijest ==

Ime ''amonijak'' (lat. ''ammoniacus'') je dobio iz kraja blizu Amonova hrama u Libiji, gdje se dobivala amonijeva sol.

[[Sol]]i amonijaka bile su poznate vrlo rano, zbog toga se izraz "Hammoniacus sal" javlja u spisima [[Plinije Stariji|Plinija]], međutim nije poznato je li taj izraz identičan s novijim izrazom "sal-ammoniac". U obliku ''sal-ammoniac'', amonijak je bio poznat [[alkemija|alkemičarima]] još u 13. stoljeću, i spominjao ga je [[Albert Veliki]]. Bio je korišten i kao boja tijekom [[srednji vijek|srednjeg vijeka]] u obliku fermentiranog [[urin]]a da bi izmijenio boju biljnih boja. U 15. stoljeću, [[Basilius Valentus]] je pokazao da amonijak može biti dobiven djelovanjem alkalija na sal-ammoniac. U kasnijem razdoblju, kada je sal-ammoniac dobiven [[destilacija|destilacijom]] papaka i rogova [[bik]]a i neutralizirajući dobiveni [[Karbonati|karbonat]] s klorovodičnom kiselinom, ime "duh jelenova roga" odnosilo se na amonijak. Amonijak u obliku [[plin]]a prvi je izolirao [[Joseph Priestley]] [[1774.]] godine i dao mu ime "alkalni zrak", međutim, dobio ga je [[alkemija|alkemičar]] [[Basilius Valentus]]. Jedanaest godina poslije, [[1785.]] godine, [[Claude Louis Berthollet]] utvrđuje njegov sastav.

[[Haberov proces]] za proizvodnju amonijaka iz [[dušik]]a koji se nalazi u [[zrak]]u razvili su [[Fritz Haber]] i [[Carl Bosch]] [[1909.]] godine, a patentiran je [[1910.]] godine. Prvi put su taj proces koristili u industrijskim razmjerima [[Nijemci]] tijekom [[Prvi svjetski rat|Prvog svjetskog rata]], na taj način rješavajući problem nedostatka [[nitrati|nitrata]] iz [[Čile]]a, zbog [[Antanta|savezničke]] blokade. Amonijak su koristili za dobivanje [[eksplozivi|eksploziva]] da bi pomogli svoje ratne ciljeve.

Amonijak koji se komercijalno koristi zove se "bezvodni amonijak" kako bi se razlikovao od [[otopina|otopine]] amonijeva hidroksida koja se zove "kućni amonijak".

== Sinteza i proizvodnja ==

Zbog svojih raznih primjena, amonijak je jedna od [[anorganska kemija|anorganskih kemikalija]] s najvećom proizvodnjom. Postoje na desetine kemijskih postrojenja za proizvodnju amonijaka širom svijeta. Svjetska proizvodnja amonijaka u 2004. godini bila je 109 milijuna [[tona]]. [[Kina]] je proizvela 28,4% od ukupne svjetske proizvodnje, [[Indija]] je slijedila s 8,6%, [[Rusija]] s 8,4% i [[SAD]] s 8,2%. Više od 80% proizvedenog amonijaka koristi se za proizvodnju [[gnojiva]] za [[poljoprivreda|poljoprivredne]] usjeve.

Prije početka [[Prvi svjetski rat|Prvog svjetskog rata]] većina se amonijaka dobivala putem [[suha destilacija|suhe destilacije]] biljnih i životinjskih otpadaka koji sadrže [[dušik]], uključujući [[deva|devin]] izmet koji je bio [[destilacija|destiliran]] [[redukcija|redukcijom]] [[dušična kiselina|dušične kiseline]] i [[nitriti|nitrita]] s [[vodik]]om, a proizvodio se i destilacijom ugljena i razgradnjom amonijačnih soli pomoću alkalnih hidroksida ili koristeći [[živo vapno]]. [[Sol]] koja se najviše koristila je bila sal-ammoniac, odnosno [[amonij-klorid]].
::2 NH<sub>4</sub>Cl + 2 CaO = CaCl<sub>2</sub> + Ca(OH)<sub>2</sub> + 2 NH<sub>3</sub>
Današnje moderno postrojenje za proizvodnju amonijaka prvo pretvara [[prirodni plin]] ([[metan]]) ili [[tekući naftni plin]] (plinovi [[propan]] i [[Butan (plin)|butan]]) ili [[nafta|naftu]] u plinoviti [[vodik]]. Koristeći zalihe prirodnog plina, procesi koji se koriste u proizvodnji vodika su:
* Prvi korak u procesu je uklanjanje [[sumpor]]nih spojeva iz prirodnog plina, zato što sumpor deaktivira [[katalizator]]e koji se koriste u pojedinim koracima. 
Uklanjanje sumpora zahtijeva [[katalitička hidrogenacija|katalitičku hidrogenaciju]] da bi sumporni spojevi iz prirodnog plina prešli u plinoviti [[vodik-sulfid]].
::H<sub>2</sub> + RSH = RH + H<sub>2</sub>S<sub>(''g'')</sub>
* Plinoviti vodik-sulfid se [[apsorpcija|apsorbira]] i uklanja provođenjem kroz slojeve [[cink]]ovog oksida, gdje prelazi u kruti [[cink]]ov sulfid.
::H<sub>2</sub>S + ZnO = ZnS + H<sub>2</sub>O
* Katalitička plinska reformacija prirodnog plina koji je oslobođen [[sumpor]]a koristi se da bi se proizveo [[vodik]] i ugljični monoksid.
::CH<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O = CO + 3 H<sub>2</sub>
* U sljedećem koraku koristi se reakcija [[ugljični monoksid|ugljičnog monoksida]] s vodom da bi se dobilo još [[vodik]]a i [[ugljični dioksid]].
::CO + H<sub>2</sub>O → CO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>
* Ugljični se dioksid uklanja [[absorpcija|absorpcijom]] u vodenoj [[otopina|otopini]] [[etilamin]]a ili [[adsorpcija|adsorpcijom]] u adsorberima pod tlakom, gdje se koristi odgovarajući kruti adsorbent.
* Zadnji korak u proizvodnji [[vodik]]a je korištenje [[katalizator]]a [[metan-tion]]a da bi se uklonili i najmanji tragovi ugljičnog monoksida ili ugljičnog dioksida iz [[vodik]]a.
::CO + 3 H<sub>2</sub> = CH<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O
::CO<sub>2</sub> + 4 H<sub>2</sub> = CH<sub>4</sub> + 2 H<sub>2</sub>O
* Da bi se proizveo amonijak, [[vodik]] pomoću [[katalizator]]a reagira s [[dušik]]om koji se dobiva iz [[zrak]]a, da bi se dobio bezvodni tekući amonijak. Ovaj korak je poznat kao amonijačna petlja u sintezi, koja se odnosi na [[Haberov proces|Haber-Boschov proces]].
::3 H<sub>2</sub> + N<sub>2</sub> = 2 NH<sub>3</sub>
[[Plinska reformacija]], reakcija [[ugljični monoksid|ugljičnog monoksida]] s vodom, uklanjanje ugljičnog dioksida i reakcija s metantionskim katalizatorom odvijaju se pod [[tlak]]om od 60 do 180 bara ovisno o tehnološkom rješenju koje se koristi pri proizvodnji amonijaka. Velik broj inženjerskih kompanija nudi mnogobrojna rješenja pri izgradnji postrojenja za proizvodnju amonijaka. [[Haldor Topsoe]] iz [[Danska|Danske]], [[Lurgi AG]] iz [[Njemačka|Njemačke]] i [[Kellogg, Brown i Root]] iz [[SAD]]-a kompanije su s najvećim iskustvom na tom polju.

== Biosinteza ==

U prirodi nastaje raspadanjem bjelančevina i vulkanskom djelatnošću. Kod pojedinih organizama, amonijak se proizvodi pomoću atmosferskog [[dušik]]a N<sub>2</sub> pomoću [[enzimi|enzima]] nitrogenaze. Taj se proces zove [[dušična fiksacija]]. Iako je malo vjerojatno da će buduće biološke metode biti konkurentne [[Haberov proces|Haber-Boschovom procesu]], intenzivni su napori usmjereni na proučavanje mehanizma biološke fiksacije dušika. Znanstveno zanimanje za ovaj problem potiče neobična struktura aktivnih mjesta na [[enzimi|enzimu]], koja se sastoje od Fe<sub>7</sub>MoS<sub>9</sub>. Amonijak je metabolički proizvod [[deaminacija|deaminacije]] [[aminokiseline|aminokiselina]]. Kod ljudi, amonijak brzo prelazi u [[urea|ureu]], koja je mnogo manje toksična. [[Urea]] je glavni sastojak suhe mase urina.

== Svojstva ==

Amonijak je bezbojni [[plin]] s karakterističnim mirisom, lakši je od [[zrak]]a, njegova gustoća je 0,589 puta manja od gustoće zraka. Lako se prevodi u tekuće agregatno stanje, amonijak ključa na -33.7 °C, a stvrdnjava se na -75 °C formirajući pritom bijele kristale. Njegov [[kritični tlak]] je oko 11,3 MPa odnosno 112 [[mjerne jedinice|atmosfera]], a [[kritična temperatura]] 132,3 °C. Tekući amonijak posjeduje jaka ionizirajuća svojstva, njegova [[dielektrična konstanta]] je 22, a topljivost soli u tekućem amonijaku je mnogo proučavana. Tekući amonijak ima veliku standardnu entalpiju isparavanja od 23,35 kJ/mol, ([[voda]] 40,65 kJ/mol, [[metan]] 8,19 kJ/mol, [[fosfin]] 14,6 kJ/mol) i zbog toga se koristi u laboratorijima u neizoliranim posudama na sobnoj temperaturi, iako je to znatno iznad njegove točke ključanja.

Amonijak je dobro topljiv u vodi. Litra vode pri 15°C može otopiti do 700L amonijaka.<ref> Sikirica, M. i Korpar-Čolig, B. ''Praktikum iz opće kemije'', Školska knjiga, Zagreb, <sup>3</sup>2005., str. 219 </ref> Sav amonijak koji se nalazi u vodenoj otopini može biti dobiven ključanjem. Vodena otopina amonijaka je [[baza]]. Maksimalna koncentracija amonijaka u vodi ([[zasićena otopina]]) ima gustoću od 0,880 g cm<sup>-3</sup>. Vodena otopina amonijaka reagira alkalično, a uz amonijak sadrži i adicijom vode nastalu bazu ''amonijev hidroksid'' (NH<sub>4</sub>OH, nazvanu ''amonijeva lužina'').

Amonijak ne podržava sagorijevanje i ne gori lako osim kada je pomiješan s [[kisik]]om, tada gori razvijajući slab žutozeleni plamen. [[Klor]] se pali kada se propušta kroz amonijak, formirajući [[dušik]] i [[klorovodična kiselina|klorovodičnu kiselinu]], osim kada je amonijak prisutan u višku i kada se formira visoko eksplozivan dušik-triklorid [[dušik-triklorid|NCl<sub>3</sub>]].[[Molekula]] amonijaka je podložna [[dušičnoj inverziji]] na sobnoj temperaturi, odnosno [[atom]] [[dušik]]a prolazi kroz [[ravnina simetrije|ravninu simetrije]] tri [[vodik]]ova [[atom]]a. To se može usporediti s kišobranom koji se pri jakom vjetru okreće iznutra prema van. Energetska barijera ove inverzije je 24,7 kJ/mol kod amonijaka, a [[rezonantna frekvencija]] je 23,79 [[Herc|GHz]], što odgovara [[mikrovalovi|mikrovalnom]] zračenju [[valna duljina|valne duljine]] 1,260 cm. Apsorpcija ove frekvencije bio je prvi promatrani mikrovalni spektar.  

=== Formiranje soli ===

Jedno od karakterističnih svojstava amonijaka je njegovo direktno reagiranje s [[kiseline|kiselinama]] i formiranje [[sol]]i. [[Klorovodična kiselina]] s njim formira [[amonij-klorid]] (sal-ammoniac), s [[dušična kiselina|dušičnom kiselinom]] [[amonij-nitrat]] itd. Potpuno suhi amonijak neće reagirati s potpuno suhom klorovodičnom kiselinom, vlaga je neophodna da bi došlo do reakcije.
::NH<sub>3</sub> + [[Klorovodična kiselina|HCl]] = [[Amonij-klorid|NH<sub>4</sub>Cl]]
Soli proizvedene reakcijom amonijaka i [[kiseline|kiselina]] poznate su kao amonijeve soli i sve sadrže amonijev ion (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>). 

=== Kiselost ===

Iako je amonijak poznat kao [[baza]], može se ponašati i kao izuzetno slaba [[kiselina]]. Može se [[Elektrolitska disocijacija|disocirati]], formirajući [[amidi|amidni]] (NH<sub>2</sub><sup>&minus;</sup>) [[ioni|ion]], kao na primjer kada se kruti [[litij-nitrid]] doda tekućem amonijaku, formira se litij-amidna [[otopina]].
::Li<sub>3</sub>N<sub>(''s'')</sub>+ 2 NH<sub>3 (''l'')</sub> = 3 Li<sup>+</sup><sub>(''am'')</sub> + 3 NH<sub>2</sub><sup>&minus;</sup><sub>(''am'')</sub>
Ovo je [[Brønsted-Lowry]] kiselo-bazna reakcija u kojoj se amonijak ponaša kao [[kiselina]]. 

=== Formiranje drugih spojeva ===

Amonijak se može ponašati kao [[nukleofili|nukleofil]] u [[reakcija supstitucije|reakcijama supstitucije]]. [[Amini]] se mogu formirati reakcijom amonijaka s [[alkil halogenidi]]ma, iako je rezultirajuća NH<sub>2</sub> grupa također nukleofilna, a sekundarni i tercijarni amini često se formiraju kao sporedni proizvodi. Korištenje viška amonijaka smanjuje višestruke [[reakcija supstitucije|supstitucije]] i neutralizira [[vodikovi halogenidi|vodikove halogenide]] koji su formirani. [[Metilamin]] se komercijalno priprema reakcijom amonijaka s [[klorometan]]om, a reakcijom amonijaka s [[2-brompropanska kiselina|2-brompropanskom kiselinom]] priprema se [[racemati|racemični]] [[alanin]] i ta reakcija daje prinos od 70%. [[Etanolamin]] se priprema [[reakcija otvaranja prstena|reakcijom otvaranja prstena]] s [[etilen oksid]]om, a nekada se dopušta da se reakcija nastavi, pri čemu se formira [[dietanolamin]] i [[trietanolamin]].
[[Amidi]] mogu biti pripremljeni reakcijama s brojnim derivatima [[karboksilne kiseline|karboksilnih kiselina]]. [[Acil kloridi]] su najreaktivniji, ali amonijak mora biti prisutan u najmanje dvaput većoj količini da bi se neutralizirala formirana [[klorovodična kiselina]]. [[Estri]] i [[anhidridi]] reagiraju s amonijakom i pritom formiraju [[amidi|amide]]. Amonijeve soli karboksilnih kiselina mogu biti [[dehidratacija|dehidratirane]] do amida ukoliko nema prisutnih drugih grupa koje su termički osjetljive. Za takvu dehidrataciju potrebne su temperature od 150 °C do 200 °C. 
[[Vodik]] u [[molekul]]i amonijaka može se zamijeniti [[metal]]om, a kao posljedica toga [[magnezij]] gori u amonijaku formirajući [[magnezij-nitrid]]. Mg<sub>3</sub>N<sub>2</sub>, a kada se plinoviti amonijak propusti preko zagrijanog [[natrij]]a ili [[kalij]]a, formiraju se [[natrijamid]], NaNH<sub>2</sub>, i [[kalijamid]], KNH<sub>2</sub>. Gdje je to neophodno [[Međunarodna unija za čistu i primijenjenu kemiju|IUPAC]] preporučuje upotrebu imena "azan" za zasićene acikličke dušikove hidride opće formule <math>N_{n}H_{n+2}</math>.<ref>{{Citiranje časopisa|author=G. P. Moss, P. A. S. Smith, D. Tavernier|title=Glossary of class names of organic compounds and reactivity intermediates based on structure (IUPAC Recommendations 1995)|url=https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac199567081307/html|date=1995-01-01|journal=Pure and Applied Chemistry|volume=67|issue=8-9|pages=1307–1375|id=10.1351/pac199567081307|accessdate=2021-03-02}}</ref>{{Is|1320|citat=Azanes: Saturated acyclic nitrogen hydrides having the general formula N_nH_n+2.}}

==== Ponašanje s aluminijem ====

Amonijak taloži [[aluminij]] iz otopina njegovih soli kao [[Hidroksidi|hidroksid]], ali ne kompleksira s njim dovoljno da ga opet otopi niti dovoljno zaluži otopinu da nastane aluminat.

=== Amonijak kao [[ligandi|ligand]] ===

Amonijak se ponaša kao [[ligandi|ligand]] u [[kompleksni spojevi|kompleksima]] [[prijelazni metali|prijelaznih metala]]. On je čisti [[s-davaoci|s-davalac]], u sredini [[spektrokemijska serija|spektrokemijske serije]] i pokazuje prijelazno tvrdo-meko ponašanje. Iz povijesnih razloga amonijak je dobio ime "amin" u nomenklaturi [[koordinacioni spojevi|koordinacionih spojeva]]. Pojedini važni amino kompleksi uključuju:
* '''Tetraaminbakar(II)''', [Cu(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]<sup>2+</sup>, karakterističan tamnoplavi kompleks koji se formira dodavanjem amonijaka otopini soli bakar-(II).
* '''Diamminsrebro(I)''', [Ag(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>]<sup>+</sup>, aktivna komponenta [[Tollensov reagens|Tollensova reagensa]]. Formiranje ovoga kompleksa može pomoći u razlikovanju [[percipitat]]a različitih [[halogenidi|halogenida]] srebra: [[srebro-klorid|AgCl]] je razgradiv u razblaženoj dvomolarnoj (2M) otopini amonijaka, [[srebro-bromid|AgBr]] je jedino razgradiv u koncentriranim amonijačnim otopinama, dok je [[srebro-iodid|AgI]] nerazgradiv u amonijačnim vodenim otopinama.
Amino [[kompleksni spojevi|kompleksi]] krom-(III) bili su poznati krajem 19. stoljeća, i bili su osnova teorije koju je postavio [[Alfred Werner]] o koordinacijskim spojevima. Alfred Werner je primijetio da kompleks [CrCl<sub>3</sub>(NH<sub>3</sub>)<sub>3</sub>] može formirati samo dva [[izomeri|izomera]], što ga je navelo na zaključak da [[ligandi]] moraju biti raspoređeni oko metalnog [[ioni|iona]] na vrhovima [[oktaedar|oktaedra]]. To je potvrđeno [[rendgenska kristalografija|rendgenskom kristalografijom]]. Veza između amino liganda i metalnog iona je izrazito kiselija nego što je kiselost slobodnog amonijaka, također deprotoniranje u vodenoj otopini je rijetko. Jedan primjer je reakcija s kalomelom ( živa-(I)-klorid ), gdje je proizvedeni spoj amidoživa-(II) jako razgradiv.
::Hg<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub> + 2 NH<sub>3</sub> = Hg + HgCl(NH<sub>2</sub>) + NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + Cl<sup>&minus;</sup>

== Primjene ==

Najbitnija primjena amonijaka je u proizvodnji [[dušična kiselina|dušične kiseline]]. Mješavina jednog dijela amonijaka i devet dijelova zraka propusti se preko mrežaste [[platina|platine]] kao [[katalizator]]a pri temperaturi od 850 °C, zbog čega amonijak oksidira u [[dušikov oksid]] .

::4 NH<sub>3</sub> + 5 O<sub>2</sub> = 4 NO + 6 H<sub>2</sub>O

[[Katalizator]] je osnova toga procesa, jer obična [[oksidacija]] (ili sagorijevanje) amonijaka proizvodi [[dušik]] i vodu, proizvodnja dušikovog oksida je primjer [[kinetička kontrola|kinetičke kontrole]]. Pošto se smjesa plinova ohladi do 200-250 °C, dušikov oksid se dodatno oksidira zbog viška kisika koji je prisutan u smjesi, pri čemu se dobiva [[dušik-(IV)-oksid]]. On reagira dalje s vodom, pri čemu se dobiva [[dušična kiselina]], koja se koristi u proizvodnji [[gnojiva]] i [[eksplozivi|eksploziva]]. 
::2 NO + O<sub>2</sub> = 2 NO<sub>2</sub>

::3 NO<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O = 2 HNO<sub>3</sub> + NO

Izdvojeni dušik-(II)-oksid, NO, vraća se u proces, a dobivena HNO<sub>3</sub> povremeno se ispušta i koncentrira, sve dok ne dostigne svoju maksimalnu koncentraciju od 68,5%. Dušična kiselina koja se dobiva ovim procesom, bez naknadnog koncentriranja ima koncentraciju od 60%. Amonijak služi kao sastojak gnojiva, ali se može koristiti i direktno kao gnojivo, otapajući se u vodi koja se koristi za navodnjavanje, bez ikakvog dodatnog kemijskog postupka. Ova uporaba amonijaka dopušta uzgajanje usjeva koji su ovisni o količini dostupnog dušika, kao što je [[kukuruz]]. Ukoliko se stalno na istom zemljištu uzgaja vrsta usjeva koja crpi rezerve dušika koje se nalaze u zemljištu, to će dovesti do lošeg stanja obradivog zemljišta zbog nedostatka dušičnih spojeva u njemu.

Amonijak ima [[termodinamika|termodinamička]] svojstva koja ga čine pogodnim da se koristi kao rashladno sredstvo, jer lako prelazi u tekuće stanje pod tlakom, i koristi se u gotovo svim vrstama rashladnih uređaja i sustava, sve do pojave alkalnih halogenida kao što je [[freon]]. Amonijak je toksičan i djeluje kao iritant, djeluje korozivno na sve [[legure]] s [[Bakar (element)|bakrom]], povećavajući mogućnost da se pojavi curenje i izazove velik rizik. Njegova uporaba u malim rashladnim sustavima je uveliko zamijenjena alkalnim halogenidima, koji nisu toksični niti su iritanti i praktički su nezapaljivi. Amonijak se i dalje koristi kao rashladno sredstvo u velikim industrijskim procesima, kao što su proizvodnja leda u velikim količinama i u prehrambenoj industriji. Amonijak je koristan kao komponenta u rashladnim sistemima absorpcionog tipa, koji ne koriste kompresijski ekspanzijski ciklus, ali mogu iskoristiti temperaturnu razliku. Otkad je upotreba alkalnih halogenida doprinijela smanjenju [[ozon]]skog sloja, ponovo se povećava uporaba amonijaka kao rashladnog sredstva. Ponekad se dodaje vodi za piće zajedno s [[klor]]om da bi formirao [[kloramin]], dezinfekcijsko sredstvo. Za razliku od klora, kloramin ne reagira s organskim spojevima (koji sadrže ugljik) da bi formirao kancerogene spojeve metana i halogenih elemenata, kao što je [[kloroform]], CHCl<sub>3</sub>. 

Tijekom 1960-ih godina, tvrtke za proizvodnju [[duhan]]a kao što su [[Brown & Williamson]] i [[Philip Morris]] počele su koristiti amonijak u [[cigarete|cigaretama]]. Dodavanje amonijaka cigaretama služilo je tome da se poveća dotok [[nikotin]]a u krvotok. Kao rezultat toga, povećana je količina nikotina u [[krv]]i i pojačana je sposobnost cigareta da razviju nikotinsku [[ovisnost]], a da nije povećana količina nikotina u cigaretama. 

== Uloga amonijaka u biološkim sustavima i bolestima kod ljudi ==

Amonijak je važan izvor dušika za žive sustave. Iako dušika ima u velikim količinama u atmosferi, svega je nekoliko živih bića sposobno koristiti taj dušik. Dušik je neophodan za sintezu [[aminokiseline|aminokiselina]], koje su osnova građe [[proteini|proteina]]. Neke biljke ovise o amonijaku i drugim dušikovim spojevima koji se nalaze u zemljištu kao materije koje se raspadaju. Druge biljke, kao što su dušično fiksirajuće [[leguminoze]], koriste [[simbioza|simbiozne]] odnose s rhizobiom, koja stvara amonijak iz atmosferskog dušika. 

Amonijak je važan i za normalnu i abnormalnu [[fiziologija|fiziologiju]] kod životinja. Amonijak se stvara putem normalnog metabolizma aminokiselina i toksičan je u velikim koncentracijama. [[Jetra]] pretvara amonijak u [[urea|ureu]] kroz cijeli niz reakcija koji je poznat kao [[ciklus uree]]. Disfunkcija jetre, kao što se javlja kod [[ciroza|ciroze]], može prouzročiti povećane koncentracije amonijaka u [[krv]]i, [[hiperamonemija|hiperamonemiju]]. Slično tome, poremećaji kod [[enzimi|enzima]] odgovornih za funkcioniranje ureina ciklusa, kao što je enzim [[ornitin transkarbamilaza]], dovode do hiperamonemije. 

Hiperamonemija doprinosi zbunjenosti i komi [[jetrena encefalopatija|jetrene encefalopatije]] kao i [[neurologija|neurološkim]] bolestima koje su uobičajene za ljude s poremećenim ureinim ciklusom i [[organska acidurija|organskoj aciduriji]]. Amonijak je važan za normalnu kiselo-baznu ravnotežu kod životinja. Nakon formiranja amonijaka iz [[glutamin]]a, [[alfa-ketoglutarat]] može se razgraditi, pri čemu nastaju dvije [[molekul]]e [[bikarbonati|bikarbonata]] koje tada služe kao [[puferi]] prehrambenih [[kiselina]]. Amonijak se izlučuje putem [[urin]]a, što vodi do smanjenja kiselosti. Amonijak može [[difuzija|difundirati]] putem [[bubreg|bubrežnih cjevčica]], sjedinjujući se s vodikovim ionom, dopuštajući na taj način ponovno izlučivanje kiselosti.

== Tekući amonijak kao otopina ==

Tekući amonijak je najbolja poznata i najproučavanija nevodena ionizirajuća otopina. Njegovo najistaknutije svojstvo je mogućnost da otapa alkalne metale da bi formirao visoko obojene elektrovodičke rastvore koji sadrže solvatirane elektrone. Izuzev ovih izuzetnih otopina, većina kemijskih procesa u tekućem amonijaku može se usporediti s odgovarajućim reakcijama u vodenim otopinama. Usporedba fizičkih svojstava NH<sub>3</sub> s fizičkim svojstvima vode pokazuje da NH<sub>3</sub> ima nižu točku topljenja, točku ključanja, gustoću, [[viskoznost]], [[dielektrična konstanta|dielektričnu konstantu]] i [[električna vodljivost|električnu vodljivost]], to je uslijed dijelimično slabijeg vezivanja H u NH<sub>3</sub> i zbog činjenice da takvo vezivanje ne može formirati ukršteno povezane mreže s obzirom da molekula NH<sub>3</sub> ima samo jedan nevezani elektronski par, za razliku od molekule H<sub>2</sub>O, koja ima dva nevezana elektronska para u svojoj strukturi. Ionska [[konstanta samodisocijacije]] molekule NH<sub>3</sub> na -50 °C je približno 10<sup>-33</sup> mol<sup>2</sup>•l<sup>-2</sup>.
  
=== Topljivost soli ===

{|
|-
! &nbsp;
! Topljivost (g na 100 g)
|-
| [[Amonijev acetat]]
| 253.2
|-
| [[Amonijev nitrat]]
| 389.6
|-
| [[Litijev nitrat]]
| 243.7
|-
| [[Natrijev nitrat]]
| 97.6
|-
| [[Kalijev nitrat]]
| 10.4
|-
| [[Natrijev fluorid]]
| 0.35
|-
| [[Natrijev klorid]]
| 3.0
|-
| [[Natrijev bromid]]
| 138.0
|-
| [[Natrijev iodid]]
| 161.9
|-
| [[Natrijev tiocijanat]]
| 205.5
|-
|}

Tekući amonijak je ionizirajuća otopina. Iako je slabiji od vode, otapa cijeli niz ionskih spojeva uključujući mnoge [[nitrati|nitrate]], [[nitriti|nitrite]], [[cijanidi|cijanide]] i [[tiocijanati|tiocijanate]]. Većina amonijevih soli je rastvorljiva, i te se soli ponašaju kao kiseline u otopinama tekućeg amonijaka. Topljivost halogenih soli povećava se idući od [[fluoridi|fluorida]] prema [[jodidi]]ma. [[Zasićena otopina]] [[amonijev nitrat|amonijeva nitrata]] sadrži 0,83 [[mol (mjerna jedinica)|mola]] rastvora prema 1 molu amonijaka i ima tlak pare koji je manji od 1 bara čak i na temperaturi od 25  °C.

=== Otopine metala ===

Tekući će amonijak otopiti [[alkalni metali|alkalne metale]] i druge [[elektronegativnost|elektropozitivne]] [[metali|metale]] kao što su: [[kalcij]], [[stroncij]], [[barij]], [[europij]] i [[iterbij]]. Pri malim koncentracijama ( <0,06 mol/L ), formiraju se otopine tamnoplave boje koje sadrže metalne [[kationi|katione]] i [[solvatirani elektroni|solvatirane elektrone]], slobodne elektrone koji su okruženi rešetkom molekula amonijaka. Ove su otopine vrlo korisne kao jaki [[redukcija|reducirajući]] agensi. Pri većim koncentracijama, otopine su metalne po izgledu i vodljivosti. Na niskim temperaturama, dvije vrste rastvora mogu postojati kao faze koje se ne miješaju.

=== Redoks svojstva tekućeg amonijaka ===


{| cellpadding="5"
|-
! &nbsp;
! [[Standardni elektrodni potencijal|''E''°]] (V, amonijak)
! [[Standardni elektrodni potencijal|''E''°]] (V, voda)
|-
| Li<sup>+</sup> + e<sup>&minus;</sup>  =  Li
|style="text-align: center;"| &minus;2.24
|style="text-align: center;"| &minus;3.04
|-
| K<sup>+</sup> + e<sup>&minus;</sup>  =  K
|style="text-align: center;"| &minus;1.98
|style="text-align: center;"| &minus;2.93
|-
| Na<sup>+</sup> + e<sup>&minus;</sup>  =  Na
|style="text-align: center;"| &minus;1.85
|style="text-align: center;"| &minus;2.71
|-
| Zn<sup>2+</sup> + 2e<sup>&minus;</sup>  =  Zn
|style="text-align: center;"| &minus;0.53
|style="text-align: center;"| &minus;0.76
|-
| NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + e<sup>&minus;</sup>  =  ½ H<sub>2</sub> + NH<sub>3</sub>
|style="text-align: center;"| 0.00
|style="text-align: center;"| &ndash;
|-
| Cu<sup>2+</sup> + 2e<sup>&minus;</sup>  =  Cu
|style="text-align: center;"| +0.43
|style="text-align: center;"| +0.34
|-
| Ag<sup>+</sup> + e<sup>&minus;</sup>  =  Ag
|style="text-align: center;"| +0.83
|style="text-align: center;"| +0.80
|-
|}

Opseg termodinamičke stabilnosti tekućeg amonijaka je vrlo ograničen, pošto potencijal za oksidaciju [[dušik]]a, [[Standardni elektrodni potencijal|''E''°]] (N<sub>2</sub> + 6NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + 6e<sup>&minus;</sup> {{unicode|&#8652;}} 8NH<sub>3</sub>), iznosi samo + 0,04 V. U praksi, i [[oksidacija]] i [[redukcija]] dušika do [[vodik]]a su spore. Ovo se posebno odnosi na redukcijske otopine spomenutih [[alkalni metali|alkalnih metala]], koji su stabilni nekoliko dana, polako se raspadaju na metalne [[amidi|amide]] i vodik. Većina studija uključuje otopine tekućeg amonijaka koje se formiraju u redukcijskim uvjetima. Iako je oksidacija tekućeg amonijaka obično spora, postoji rizik od [[eksplozija|eksplozije]], posebno ako su prisutni [[ioni]] [[prijelazni metali|prijelaznih metala]] koji mogu biti [[katalizator]]i. 

== Detekcija i determinacija ==

Prisustvo amonijaka i amonij soli može se lako utvrditi, čak i u vrlo malim tragovima dodavanjem [[Nesslerova otopina|Nesslerove otopine]], koja u prisustvu najmanjih tragova amonijaka ili amonijevih soli daje izrazito žutu boju. [[Sumporni štapići]] se spaljuju da bi se detektirala mala curenja amonijaka u industrijskim rashladnim sustavima. Veće količine amonijaka mogu se detektirati zagrijavanjem soli amonijaka s kaustičnim alkalijama ili s [[kalcijev oksid|kalcijevim oksidom]], pri čemu se oslobađa karakterističan miris amonijaka. Količina amonijaka u amonijevim solima može se kvantitativno utvrditi [[destilacija|destilacijom]] soli s [[natrijev hidroksid|natrijevim hidroksidom]] ili [[kalijev hidroksid|kalijevim hidroksidom]], amonijak koji se oslobodi apsorbira poznata masa standardne [[sumporna kiselina|sumporne kiseline]], a višak se kiseline određuje [[volumetrijska analiza|volumetrijski]], ili amonijak može biti [[absorpcija|apsorbiran]] u [[klorovodična kiselina|klorovodičnoj kiselini]], a tako formirani amonijev klorid daje [[precipitat]] kao amonijev heksakloroplatinat, (NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>PtCl<sub>6</sub>.

=== Međuzvjezdani prostor ===

Amonijak je prvi put primijećen u međuzvjezdanom prostoru 1968. pomoću mikrovalnih valova koji su dolazili iz pravca [[Kumova Slama|galaktičke jezgre]]. To je prva višeatomska molekula koja je tako utvrđena. Osjetljivost molekule amonijaka na širok spektar pobuđivanja i lakoća s kojom se može promatrati u mnogobrojnim područjima učinila je amonijak jednom od najvažnijih molekula pri proučavanju [[molekularni oblaci|molekularnih oblaka]]. Jačina linija amonijaka može se iskoristiti da bi se izmjerila temperatura tijela koje ga emitira. Detektirane izotopske vrste amonijaka su:

:NH<sub>3</sub>, [[Izotopi dušika|<sup>15</sup>N]]H<sub>3</sub>, NH<sub>2</sub>[[Deuterij|D]], NHD<sub>2</sub>, i ND<sub>3</sub>

Detekcija trostruko deuteriranog amonijaka bila je iznenađenje, jer je deuterij relativno rijedak. Smatra se da niska temperatura dopušta ovom molekulu da opstane i da se akumulira. Prisustvo [[molekul]]a amonijaka primijećeno je i u atmosferi planeta plinovitih divova, uključujući tu [[Jupiter (planet)|Jupiter]], u čijoj se atmosferi nalazi amonijak zajedno s drugim plinovima, kao što su [[metan]], [[vodik]] i [[helij]]. Unutrašnjost [[Saturn (planet)|Saturna]] može sadržavati zaleđeni amonijak u obliku [[kristali|kristala]].
 
== Mjere opreza ==

=== Toksičnost i podaci o skladištenju ===

Toksičnost amonijačnih rastvora obično ne izaziva probleme ljudima ili drugim sisavcima, s obzirom da postoji specifični mehanizam koji sprječava njegovo akumuliranje u krvotoku. Amonijak se pretvara u [[karbamil fosfat]] pomoću enzima [[karbamil fosfat sinteza|karbamil fosfat sinteze]], i onda ulazi u urein ciklus, gdje se ugrađuje u aminokiseline ili izlučuje putem urina. [[Ribe]] i [[amfibije]] nemaju ovaj mehanizam, one amonijak obično eliminiraju tako što ga direktno izlučuju iz organizma. Amonijak je čak i u razblaženim koncentracijama visoko toksičan za vodene životinje i zato je klasificiran kao "opasan za okoliš". Spojevima amonijaka nikada se ne smije omogućiti da dođu u kontakt s bazama (osim ako je namjera održavanje reakcije), zbog toga što može doći do oslobađanja opasnih količina plinovitog amonijaka.

=== Kućna primjena ===

Otopine amonijaka (10% po težini) koriste se kao kućna sredstva za čišćenje, posebno za čišćenje [[staklo|stakla]]. Ove su otopine iritantne za [[oko|oči]] i [[mukozne membrane]] (dišni i probavni sustav), i u manjoj mjeri za [[koža|kožu]]. Otopine amonijaka ''nikada'' se ne smiju miješati s proizvodima koji sadrže [[klor]] ili s jakim oksidantima, kao što je varikina, jer se stvara mnoštvo toksičnih i [[kancerogeni]]h spojeva kao što su [[kloramin]], [[hidrazin]] i [[klor]]. 

=== Laboratorijska primjena otopina amonijaka ===

Opasnost od otopina amonijaka ovisi o koncentraciji: ''razblažene'' su otopine amonijaka obično 10% po težini (<5.62 mol/L). ''Koncentrirane'' su otopine obično 25% po težini, takva otopina ima gustoću od 0.907 g/cm<sup>3</sup>, a otopina koja ima manju gustoću bit će više koncentrirana. Klasifikacija otopina amonijaka Europske Unije dana je u tablici.
<!-- EU Index no. 007-001-01-2 -->
{| class="wikitable"
|-
! [[Koncentracija]]<br />po težini
! Molarnost
! Klasifikacija
|-
| 5&ndash;10%
| 2.87&ndash;5.62 mol/L
| Iritant ('''Xi''')
|-
| 10&ndash;25%
| 5.62&ndash;13.29 mol/L
| Korozivan ('''C''')
|-
| >25%
| >13.29 mol/L
| Korozivan ('''C''')<br />Opasan za<br />okoliš ('''N''')
|-
|}

Pare amonijaka koje se oslobađaju iz koncentriranog amonijaka vrlo su iritirajuće za oči i dišni sustav. Ovakvim otopinama treba rukovati samo u prostorijama s osiguranom ventilacijom. Zasićene otopine amonijaka mogu izazvati značajan [[tlak]] unutar zatvorene boce po toplom vremenu. S takvim bocama treba pažljivo rukovati, iako to obično nije problem za otopine od 25%. Otopine amonijaka ne smiju se miješati s [[halogeni]]ma, zbog nastajanja eksplozivnih i toksičnih spojeva. Produžen kontakt otopina amonijaka sa solima [[srebro|srebra]], [[živa|žive]] ili [[jod]]a može dovesti do stvaranja eksplozivnih spojeva. Takve se smjese obično formiraju tijekom kvalitativne kemijske analize i njima se treba dodati kiselina i trebaju se razblažiti prije odlaganja, nakon završetka testa.     

=== Laboratorijska primjena bezvodnog amonijaka (plin ili tekućina) ===

Bezvodni amonijak je klasificiran kao "toksičan" ("T") i "opasan za okoliš" ("N"). Plin je zapaljiv ( temperatura samopaljenja 651 °C ) i može formirati eksplozivne smjese sa zrakom (16 do 25%). Dopuštena koncentracija amonijaka u SAD-u iznosi 50 ppm (35 mg/m<sup>3</sup>). Ponovljena izlaganja amonijaku smanjuju osjetljivost na njegov miris. Miris se može osjetiti pri koncentraciji manjoj od 0,5 ppm, ali osobe koje imaju smanjenu osjetljivost ne osjećaju ga čak ni kod koncentracija od 100 ppm. Bezvodni amonijak djeluje korozivno prema [[legure|legurama]] [[Bakar (element)|bakra]] i [[cink]]a, zato se brončane posude ne smiju koristiti prilikom rukovanja plinom. Tekući amonijak može djelovati na [[guma|gumu]] i određene vrste [[plastika|plastike]]. Amonijak burno reagira s [[halogeni]]ma i izaziva eksplozivnu [[polimerizacija|polimerizaciju]] [[etilen oksid]]a. Može formirati eksplozivne spojeve sa [[zlato]]m, [[srebro]]m, [[živa|živom]], [[germanij]]em ili [[telurij]]em. Burne su reakcije primijećene i s [[acetaldehid]]om, [[hipokloriti|hipokloritnim otopinama]], [[natrij fericijanid]]om i [[peroksidi]]ma.

== Izvori ==
{{izvori}}

[[Kategorija:Spojevi dušika]]