Ammoniaak

Allikas: Vikipeedia

Ammoniaak (keemilise valemiga NH3) on omapärase kirbe lõhnaga gaasilise lämmastiku ja vesiniku ühend, mida toodetakse suurtes kogustes Haberi protsessis. Samuti satub ammoniaaki atmosfääri ka orgaaniliste ühendite bakteriaalsel lagunemisel, mis leiab aset üldiselt veekogude põhjas. [1] Ammoniaak on oluline ka mitmete teiste bioloogiliste protsesside juures, sest osaleb prekursorina raku nukleotiidide sünteesi protsessis. Lisaks sellele on ammoniaak kaasatud lämmastikuringesse, kus ta osaleb mitmete orgaaniliste ühendite koostises bakteriaalsel lagunemisel mullas. Suur hulk ammoniaaki pärineb ka taimede ja loomade väljaheidete lagunemisest põllumajanduses ja karjakasvatuses. [2]

Struktuur[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ammoniaagi molekuli mudel.

Ammoniaagi molekul koosneb ühest lämmastiku aatomist, mis on seotud kolme vesiniku aatomiga kovalentse sideme abil. Ammoniaagi molekul on trigonaalse püramiidi kujuga, kuna VSPERi teooria järgi jääb lämmastikule üks vaba elektronpaar, millest tulenevalt on sidemete vaheline nurk 106,7° [3]. Vaba elektronpaari negatiivse laengu tõttu tekib molekulis dipoolmoment, mis ühtlasi muudab molekuli polaarseks. Sellest tuleneb ka ammoniaagi hea lahustuvus vees. [1]

Omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Toatemperatuuril on ammoniaak terava lõhnaga värvitu mürgine gaas [2], mis kondenseerub normaalrõhul temperatuuril −33,49 °C ning sulab temperatuuril −77,73 °C[4]. Puhtal kujul on ammoniaak hügroskoopne (võimeline vett siduma). Ammoniaaki on võimalik rõhu all kergesti kokku suruda, sel juhul moodustub läbipaistev vedelik.

Ammoniaak ei ole tuleohtlik, kuid võib plahvatada kõrge temperatuuri juures[2].

Keemiliste omaduste poolest sarnaneb ammoniaak veega, sest temas on võimalik lahustada paljusid ühendeid. Tema dipoolmoment on aga väiksem kui veel, siis tugevalt ioonilise struktuuriga soolad temas lahustuda ei saa (näiteks KCl). Soolad, mille koostises on kergesti polariseeritavad anoonid, lahustavad ammoniaagis paremini kui vees (erinevad jodiidi-soolad).[1]

Ammoniaak lahustub vees hästi. Ta moodustab veega vesiniksidemeid ja käitub nõrga Bronstedi alusena [1]. Saaduseks on ammooniumhüdroksiid, mis on kergelt söövitav ja aluseline aine[2].

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- [4]

Samuti on tegemist tugeva Lewisi alusega, eriti d-metallide suhtes.

Metall (hajusalt) ⇌ Metall (NH3)x ⇌ M+(NH3)x + e(NH3)y [4]

Näiteks toimub reaktsioon vaseioonidega, mille tulemusena tekib tumesinine kompleksühend:

Cu2+ (aq) + 4 NH3 ⇌ Cu (NH3)4 2+ (aq) [1]

Kuumutamisel ammoniaagi soolad lagunevad:

NH4Cl → NH3 + HCl

Saaduseks on gaasiline ammoniaak ja vesinikkloriid. [5]

Saamine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Puhast ammoniaaki valmistas esimesena inglise füüsik Joseph Priestley 1774. aastal. Täpse keemilise koostise määras esimesena aga prantsuse keemik Claude-Louis Berthollet 1785. aastal. [4]

Ammoniaaki toodetakse tööstuses suurtes kogustes Haber-Boschi protsessiga. [1]

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) ΔH= − 92 kJmol -1

Protsess toimub õhulämmastiku ja vesiniku vahel 1:3, temperatuuril 400–450 °C, rõhul 200 atm katalüütiliselt. Seejärel saadus jahutatakse ja eraldatakse vedel ammoniaak, ülejäänud gaas suunatakse tagasi protsessi. [6]

Võimalik on saada ammoniaaki ka erinevate nitriidide reageerimisel veega. Sedasi leiab aset reaktsioon näiteks magneesiumnitriidi ja vee vahel.

Mg3N2 (t) + 6 H2O ⇌ 3 Mg(OH)2 (t) + 2 NH3 (g) [1]

Looduses tekib ammoniaak orgaaniliste loomsete ja taimsete jäätmete lagunemisel. Selle protsessi käigus tekib gaasiline ammoniaak, mis atmosfääris lämmastikuringes osaleb. Samuti eraldub ammoniaaki mitmete orgaanilise aine lagunemisprotsesside käigus mullas, üheks selliseks protsessiks on ammonifikatsioon. [2]

Ammonifikatsioon on lämmastikuringe protsess, mis leiab aset mullas. Selle käigus muundub orgaaniline lämmastik mikroorganismide abiga ammooniumiks. Aeroobses keskkonnas toimuva ammonifikatsiooni protsessi käigus tekib uurea lagunemisel muuhulgas ka ammoniaak, mida lämmastikuringe seisukohast võib lugeda katabolismi kõrvalproduktiks. [7]

Toksikoloogia[muuda | redigeeri lähteteksti]

Suures kontsentratsioonis on ammoniaak väga mürgine. Kokkupuutel nahaga võib esineda põletusi, kuid kahjustuda võivad ka nahakoed. Gaasilise ammoniaagiga kokkupuutumisel võivad aga tekkida silma- ja limaskestade kahjustused. Kontsentreeritud ammoniaagi sattumisel silma on tõenäoline tõsine võrkkesta kahjustus ja pimedaks jäämine. Kui hingata sisse gaasilist ammoniaaki, esineb limaskestade kahjustusi, hingamisraskusi ja kopsukahjustusi, kuid välistatud ei ole ka surm. Allaneelamisel tekib raskemal juhul tõsine mürgistus, millega võib kaasneda surm. Kergemal juhul pääseb kannatanu kõrvalnähtudega, milleks on kõhuvalu, seedehäired või ebamugavustunne.[8]

Seni ei ole suudetud tõestada ammoniaagi kantserogeenset toimet ei Keskkonnakaitse Agentuuri (EPA), ega Rahvusvahelise Kasvajate Uurimise Instituudi (IARC) poolt. [9]

Mõnele metallile võib ammoniaagil olla söövitav toime, nii reageerib ammoonium näiteks vasega. Seetõttu peab ammoniaaki hoidma terasest või rauast anumas, sest neile puudub ammoniaagil söövitav toime.

Ammoniaagi vesilahused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ammoniaagi vesilahused on nõrgalt aluselised ja veest väiksema tihedusega.

Ammooniumhüdroksiidi 5-protsendilist vesilahust tuntakse rahva seas nuuskpiirituse nime all. See on tugeva aluselise reaktsiooniga teravalõhnaline vedelik. Sisse hingates põhjustab reflektoorselt hingamise kiirenemist ning vererõhutõusu. Seda kasutatakse meditsiinis minestuse või alkoholi mürgistuse korral, et stimuleerida piklikaju tegevust.

Samuti kuulub ammooniumhüdroksiid paljude levinud puhastusvahendite koostisse.[10]

Kasutamine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ammoniaaki kasutatakse suurtes kogustes väetisena mulla viljakuse suurendamiseks. Kõige lihtsam viis on seda otse mullale pihustada, samas on võimalik kasutada ka erinevaid ammoniaagisoolasid (ammooniumnitraat NH2NO3, ammooniumnitraat (NH4)2SO4 ja ammooniumfosfaadid).

Tööstuses kasutatakse ammoniaaki ka mitmesuguste lõhkeainete ja polümeeride tootmisel.

Metallurgias leiab ammoniaak kasutust alumiiniumi lehtede nitrifitseerimisel ja kulla eemaldamiseks maagist.[11] Kuna ammoniaak sisaldab vesinikku, saab seda kasutada ka keevitamisel vesinikuallikana. Tekstiilitööstuses kasutatakse ammoniaaki sünteetiliste kangaste, näiteks nailoni ja akrüüli tootmisel. Samuti esineb ammoniaaki värvides, mida kasutatakse muuhulgas ka villa ja puuvilla värvimisel.[4]

Juuksevärvide koostises leidub ammoniaaki värvi kinnitamiseks, nii ei ole vaja juukseid enne pleegitada.

Samuti leiab ammoniaak kasutust erinevates aluselistes puhastusvahendites, mida kasutatakse akende ja põrandate pesuks.[11]

Ka külmutusseadmetes on võimalik ammoniaaki kasutada.[12]

Ammoniaaki on võimalik transportida terasest anumates.[2]

Ammoniaaki peetakse ka üheks võimalikuks kütuseks, mis võiks asendada fossiilkütuseid või olla selle alternatiiviks. Ammoniaak on süsinikuvaba ega kujuta ohtu keskkonnale, seega võiks ammoniaak olla odav ja taastuvaks energiaallikas tulevikus.[13]

Solay reaktsiooniga toodetakse ammoniaagist naatriumkarbonaati. Selle reaktsiooni toimumiseks tuleb naatriumkloriidi töödelda ammoniaagi ja dilämmastikoksiidiga. Selle tulemusena moodustub naatriumbikarbonaat ja ammooniumkloriid. Kui saadud produkte kuumutada, on võimalik eraldada naatriumkarbonaat.[14]

Tootmine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ammoniaagi keemilised ja füüsikalised omadused muudavad tema hoiustamise ja transportimise kulukaks, mistõttu enamik ammoniaagist tarbitakse samal maal, kus teda toodetakse. Üldiselt ekspordivad riigid vaid 5% oma kogu ammoniaagi toodangust.[15]

Aastal 2010 toodeti ammoniaaki maailmas kokku ligikaudu 131 miljonit tonni[16]. Maailma suurimaks ammoniaagi tootjaks on Aasia, toodangu kogumahuga 70 miljonit tonni aastas. Ammoniaagi tootmise eesotsas on Hiina, tootes peaaegu 1/3 maailmas toodetavast ammoniaagist. Ligikaudu 15 miljonit tonni aastas toodavad ammoniaaki Venemaa, Lähis-ida, Põhja-Ameerika ja Euroopa. [15]

Eestis toodab vedelat kaubandusammoniaaki AS Nitrofert ja aastal 2007 oli nende toodangu kogumaht 81,2 tonni, kuid toodangu maht on aastatega järsult langenud[17].

Vaata ka[muuda | redigeeri lähteteksti]

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 Peter Atkins, Loretta Jones. Keemia alused. Teekond teadmiste juurde, 4.väljaanne, tõlge eesti keelde peatükkide tõlkijate poolt, Tartu Ülikooli Kirjastus, 2012, ISBN 978-9949-32-142-1
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 Department of Health. The Facts About Ammonia. Viimati uuendatud 26.06.2004
  3. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 94. väljaanne. http://www.hbcpnetbase.com Vaadatud 4.10.2014
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 Ammonia britannica.com. Vaadatud 28.09.2014
  5. E. Wiberg, N. Wiberg, Inorganic Chemistry, Academic Press, 2001, p 614. ISBN 0-12-352651-5
  6. Jim Clark. The Haber Process. http://www.chemguide.co.uk/physical/equilibria/haber.html Viimati uuendatud märtsis 2013
  7. The Nitrogen Cycle. http://www.britannica.com/EBchecked/topic/66191/biosphere/70869/The-nitrogen-cycle#ref589443 Vaadatud 20.10.2014
  8. Safety Sheet of Ammonia Vaadatud 4.10.2014
  9. The Encyclopedia of Earth. Health effects of ammonia Viimati uuendatud 23.09.2013
  10. Nuuskpiiritus. https://www.kliinik.ee/haiguste_abc/nuuskpiiritus/id-1226 Vaadatud 4.10.2014
  11. 11,0 11,1 Industrial uses of ammonia. http://www.easychem.com.au/monitoring-and-management/maximising-production/industrial-uses-of-ammonia Vaadatud 4.10.2014
  12. Ammonia production Vaadatud 4.10.2014
  13. About NH3 Fuel Association Vaadatud 4.10.2014
  14. Ammonia-soda process Vaadatud 20.10.2014
  15. 15,0 15,1 Nitrogen
  16. L. David Roper. World Ammonia Production Viimati uuendatud 26.03.2014
  17. AS Nitrofert majanduslikud näitajad Vaadatud 4.10.2014