Ammoniakki

Ammoniakki on huoneenlämmössä olomuodoltaan pistävänhajuinen, väritön kaasu. Ammoniakin läpitunkeva, pistävä haju muistuttaa voimakasta virtsan hajua. Ammoniakin kemiallinen kaava on NH3, moolimassa 17,03 g/mol, sulamispiste –78 °C, kiehumispiste –33 °C, itsesyttymislämpötila 651 °C ja CAS-numero 7664-41-7.[1] Ammoniakki on emäksinen aine, jonka kaasumuoto on ensimmäisen ja vesiliuos toisen luokan myrkky. Ammoniakin liittohappo on ammoniumioni NH4+, joka esiintyy monissa suoloissa, kuten ammoniumkloridissa.

Ammoniakki
Tunnisteet
CAS-numero 7664-41-7
Ominaisuudet
Molekyylikaava NH3
Moolimassa 17,034 g/mol
Ulkomuoto Väritön pistävänhajuinen kaasu
Sulamispiste −77,73 °C (195,42 K)
Kiehumispiste −33,34 °C (239,81 K)
Tiheys 0,6813 g/dm3
Liukoisuus veteen 89,9 g / 100 ml (0 °C)
Jupiterin kaasukehästä 0,026% on ammoniakkia
Ammoniakkikaasupullo

Sidokset

Ammoniakin typpiatomi muodostaa neljä sp3-hybridiorbitaalia samaan tapaan kuin hiiliatomi metaanissa. Typellä on viisi ulkoelektronia, ja vapaa elektronipari muodostaa yhden orbitaalin.

Typpiatomiin on vapaan elektroniparin vuoksi liittyneenä vain kolme vetyatomia eikä neljä, kuten metaanin hiiliatomiin, jossa on ulkoelektroneja yksi vähemmän. Vapaan elektroniparin muodostama sp3-hybridiorbitaali vie typpiatomin ympäriltä hieman enemmän tilaa kuin yksi N-H -sidos.

Ominaisuudet

Ammoniakki on tavallisissa lämpötiloissa pistävänhajuinen, väritön ja ilmaa kevyempi kaasu. Sen sulamispiste on −77,7 °C ja kiehumispiste −33,4 °C.[2] Se on huonosti palavaa, mutta sekoittuessaan ilmaan noin 19–25 % se muodostaa helposti räjähtävän seoksen.[3]

Noin 8–9 ilmakehän paineessa ammoniakki voidaan nesteyttää huoneenlämmössäkin.[4] Esiintyessään nesteenä ammoniakin molekyylit ovat osittain liittyneet toisiinsa vetysidoksilla, joskin vähäisemmässä määrin kuin vesimolekyylit. Vähäisessä määrin nestemäisessä ammoniakissa esiintyy myös autoprotolyysia, jossa syntyy NH4+- ja NH2− -ioneja.[2] Nestemäinen ammoniakki on hyvä liuotin ja liuottaa useita metallejakin, varsinkin elektropositiivisimpia metalleja kuten natriumia, jolloin muodostuu metalliamideja ja vetyä, esimerkiksi:

2 Na + 2 NH3 → 2NaNH2 + H2.

Reaktio on verrattavissa siihen, mikä tapahtuu natriumin ja veden välillä ja jossa syntyy natriumhydroksidia:[2]

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Ammoniakki liukenee runsaasti veteen, 0 °C:ssa yhteen litraan vettä liukenee jopa 1 200 litraa eli noin 950 grammaa ammoniakkia.[4] Liukoisuus kuitenkin pienenee lämpötilan noustessa.[3] Ammoniakin väkevä (yli 25 %) vesiliuos on voimakkaasti syövyttävää ja erittäin myrkyllistä vesieliöille. Sen vuoksi sitä käsiteltäessä on käytettävä suojakäsineitä ja -vaatetusta, ja erityisesti silmät on suojattava, eikä sitä saa päästää ympäristöön.[5]

Ammoniakin happo-emäsominaisuudet

Ammoniakki on emäs, jonka pKb-arvo on 4,75.[6] Tämän vuoksi liuoksessa osa ammoniakkimolekyyleistä vastaanottaa vesimolekyyliltä protonin, jolloin syntyy ammonium (NH4+- ja hydroksidi-ioneja (OH−):

NH3 + H2O → NH4+ + OH−

Syntyvien hydroksidi-ionien vuoksi liuos on emäksinen, ja esimerkiksi 0,1 M liuoksen pH on 11,1.[7] Sisältämiensä ionien vuoksi ammoniakin vesiliuosta sanotaan usein myös ammoniumhydroksidiksi.[4] Varsinaista ammoniumhydroksidia, ammonium- ja hydroksidi-ionien muodostamaa ioniyhdistettä NH4OH, ei kuitenkaan ole voitu eristää puhtaana tai kiteyttää, vaan se esiintyy ainoastaan liuoksissa. Ammoniakki reagoi happojen kanssa muodostaen ammoniumsuoloja, jotka myös sisältävät ammoniumionin (pKa = 9,24).

NH3 + HCl → [NH4+]Cl−

Ammoniakki voi toimia myös erittäin heikkona happona (pKa =32,5[8]), jolloin muodostuu amideja. Esimerkiksi litium liukenee nestemäiseen ammoniakkiin muodostaen sinisen litiumamidiliuoksen:

2 Li + 2 NH3 → 2 LiNH2 + H2

Valmistus

Teollinen valmistus

Teollisesti ammoniakkia valmistetaan Haber–Bosch-menetelmällä ammoniakkiuunissa. Menetelmässä typpi ja vety (suhteessa 1:3) puristetaan katalyyttien (rautaoksidi- tai metallikarbidijauheet) yli 200 baarin paineeseen ammoniakkiuuniin, jonka lämpötila on noin 500 °C. Lämpötila ei saa olla liian korkea, muutoin syntyvä ammoniakki hajoaisi takaisin alkuaineikseen. Katalyyttina käytetään hienojakoista rautaa tai metallikarbideja.[2]

Prosessissa käytettävät typpi ja vety on ensin puhdistettu niin tarkasti, että katalyytit eivät juuri syövy, ja kestävät parhaimmillaan jopa 20 vuotta.[9]

Ammoniakkiuuni on neliosainen, ja jokaisen osan jälkeen kaasu jäähdytetään, jolloin ammoniakki tiivistyy nesteeksi ja voidaan kerätä talteen. Jokaisessa neljässä osassa vain 15 % kaasuseoksesta muuttuu ammoniakiksi, mutta uunien katalyysin jälkeen jäljelle jääneet kaasut kierrätetään takaisin prosessiin, jolloin kokonaisuudessaan 98 % kaasuista muuttuu ammoniakiksi.

Kauppaan ammoniakki toimitetaan painesäiliöissä ja -tankeissa tai 25 %:n vesiliuoksena,[3] jota sanotaan myös väkeväksi ammoniakiksi.[4]

Vuonna 2004 maailmassa valmistettiin kaikkiaan 109 miljoonaa tonnia ammoniakkia.[10] Eniten sitä valmistettiin Kiinassa, 28,4 % maailman tuotannosta. Muita suuria tuottajamaita ovat Intia, Venäjä ja Yhdysvallat, joista kussakin sitä valmistettiin noin 8–9 %.[10] Ammoniakki on yksi maailmassa eniten synteettisesti valmistetuista kemikaaleista. Yli 80 % tuotannosta käytetään lannoitteiden valmistukseen.[10]

Valmistaminen laboratoriossa

Laboratoriossa ammoniakkia voidaan valmistaa vahvojen emästen ja ammoniumkloridin välisellä reaktiolla:[2]

NaOH + NH4Cl →NH3 + H2O + NaCl

Käyttö

Suurin osa teollisesti tuotetusta ammoniakista käytetään typpilannoitteiden valmistukseen. Kemianteollisuudessa sitä käytetään myös muiden typpiyhdisteiden kuten typpioksidien ja typpihapon sekä räjähdysaineiden valmistukseen sekä neutralointiin.[3]

Ammoniakkia käytetään myös jäähdytyslaitteissa, rakettien polttoaineena ja metallurgiassa. Sen vesiliuosta käytetään pesu- ja puhdistusaineissa.[3]

Ammoniakkia on harkittu myös mäntämoottorin hiilettömäksi polttoaineeksi.[11][12] Ammoniakki muistuttaa palamisominaisuuksiltaan metanolia.[13]

Biosynteesi ja metabolia

Typpeä sitovat bakteerit tuottavat ammoniakkia ilman typestä.[14]

Eläinten elimistössä ammoniakkia syntyy aminohappojen normaalin hajoamisen tuloksena. Se on myrkyllistä ja poistuu virtsan kautta. Nisäkkäillä se muuntuu ureaksi, mutta matelijoilla ja linnuilla virtsahapoksi.[15]

Ammoniakkia esiintyy myös kukkien kuten vehkakasvien tuoksuissa[16] ja semiokemikaalina eliöiden viestinnässä.[17][18]

Haitat

Myrkyllisyys

Ammoniakin liian suurta pitoisuutta veressä kutsutaan hyperammonemiaksi ja 5–10 normaalipitoisuutta suurempi veren pitoisuus aiheuttaa useimmissa eläimissä myrkytyksen oireita. Näihin oireisiin voi kuulua hermostollisia oireita jotka johtuvat ammoniakin neurotoksisuudesta. Tarkkaa hermomyrkyllisyyden mekanismia ei toistaiseksi tunneta. Hyperammonemiaan liittyvät esimerkiksi jotkin oireet ureakierron geneettisissä puutoksissa, hepaattisessa enkefalopatiassa ja Reyen oireyhtymässä.[19] Hyperammonemiaan liittyviä kroonisia ja/tai akuutteja oireita ovat muun muassa pysyvä älykkyyden heikkeneminen, ataksia, toistuva oksentelu, kooma ja kuolema.[20]

Ammoniakki sisäilmassa

Sisäilman korkea ammoniakkipitoisuus voi aiheuttaa sekä esteettisiä ongelmia että terveysoireita. Vaikka sisäilman ammoniakkipitoisuudelle ei ole määritetty terveysperusteista ohjearvoa, voidaan Asumisterveysoppaan mukaan ammoniakin sisäilmapitoisuudet luokitella tavanomaisiksi (10–20 μg/m3) tai tavanomaisista poikkeaviksi (yli 40 μg/m3). Ammoniakki aiheuttaa ärsytysoireita pitoisuuksien kohotessa yli 160–410 μg/m3. Kohonneiden arvojen syy tulisi selvittää, koska kemikaalin lähteenä voivat toimia esimerkiksi kosteusvaurioiset rakenteet tai vaurioituneet viemärit. Tämänkaltaiset vauriot voivat olla itsessään merkittäviä terveyshaittoja. Sisäilman ammoniakkipitoisuus tulee määrittää esimerkiksi silloin, kun sisäilmassa tuntuu pistävä tai mädän haju. Haju voi vaihdella lämpötilan ja kosteuden mukaan. Ammoniakin hajukynnys vaihtelee suuresti (100–37 000 μg/m3).

Sisäilman ammoniakkilähteenä voivat toimia esimerkiksi rakennusmateriaalit, maalit, lakat, puhdistus- ja pesuaineet sekä ihmisen tai eläinten eritteet. Kohonnut ammoniakkipitoisuus voi myös viitata kostuneissa rakennusmateriaaleissa tapahtuvaan orgaanisten aineiden hajoamiseen. Tällaisissa reaktioissa syntyy usein myös muita kemiallisia yhdisteitä (VOC), kuten amiineja, aldehydejä ja orgaanisia rikkiyhdisteitä. Nämä yhdisteet ovat ammoniakin tavoin ärsyttäviä yhdisteitä.

Myös tupakointi lisää sisäilman ammoniakkipitoisuutta, koska ammoniakkia on lisätty tupakkaan valmistusvaiheessa.[21]

Sisäilman ammoniakkipitoisuutta voidaan mitata usealla tavalla. Näyte voidaan kerätä sisäilmasta pumpulla esimerkiksi laimeaan rikkihappoliuokseen tai rikkihapolla käsiteltyä aktiivihiiltä tai silikageeliä sisältävään adsorbenttiputkeen. Näyte analysoidaan ioniselektiivisellä tai spektrofotometrisellä menetelmällä.[22]

Katso myös

Lähteet

Viitteet
  1. Ammoniakin kansainvälinen kemikaalikortti Viitattu 1.5.2018
  2. Kivinen, Antti & Mäkitie, Osmo: Kemia, s. 347–348. Otava, 1988. ISBN 951-1-10136-6.
  3. Facta 2001, 1. osa (A–Asa), s. 459–460, art. Ammoniakki. Porvoo, Helsinki: WSOY, 1981. 951-0-10222-9.
  4. Otavan iso Fokus, s. 156, art. Ammoniakki. Otava, 1973. ISBN 951-1-00273-1.
  5. Käyttöturvallisuustiedote: Ammoniakki Is-Vet. Viitattu 27.2.2013.
  6. Kivinen & Mäkitie, s. 194–195
  7. Kivinen & Mäkitie, s. 197–198
  8. Perrin, D. D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Press: Oxford, 1982.
  9. Lappeenrannan Teknillinen Yliopisto: Ammoniakin tuotanto (Arkistoitu – Internet Archive)
  10. United States Geological Survey publication
  11. Lee, 2017.
  12. Brohi, 2014.
  13. Zacharakis-Jutz et al, 2013. s. 2 taulukko.
  14. JM Berg & JL Tymoczko & L Stryer: ”24.1 Nitrogen Fixation”, Biochemistry. 5. painos. New York: W.H. Freeman, 2002. ISBN 9780716730514. Teoksen verkkoversio.
  15. MA Singer: Do mammals, birds, reptiles and fish have similar nitrogen conserving systems? Comparative Biochemistry and Physiology, huhtikuu 2003, 134. vsk, nro 4, s. 543–558. PubMed:12670782. ISSN 1096-4959. Artikkelin verkkoversio.
  16. B. N. Smith, B. J. D. Meeuse: Production of Volatile Amines and Skatole at Anthesis in Some Arum Lily Species. Plant physiology, 1.2.1966, 41. vsk, nro 2, s. 343–347. doi:10.1104/pp.41.2.343. ISSN 0032-0889. Artikkelin verkkoversio.
  17. M Geier, OJ Bosch, J Boeckh: Ammonia as an attractive component of host odour for the yellow fever mosquito, Aedes aegypti. Chemical Senses, joulukuu 1999, 24. vsk, nro 6, s. 647–653. PubMed:10587497. ISSN 0379-864X.
  18. V Cortez, JR Verdú, AJ Ortiz, G Halffter: Identification and evaluation of semiochemicals for the biological control of the beetle Omorgus suberosus (F.) (Coleoptera: Trogidae), a facultative predator of eggs of the sea turtle Lepidochelys olivacea (Eschscholtz). PLoS ONE, 13.2.2017, 12. vsk, nro 2. PubMed:28192472. doi:10.1371/journal.pone.0172015. ISSN 1932-6203. Artikkelin verkkoversio.
  19. Hyperammonemia: Practice Essentials, Background, Pathophysiology emedicine.medscape.com. 15.12.2017. Arkistoitu 25.8.2017.
  20. Majid Alfadhel, Fuad Al Mutairi, Nawal Makhseed, Fatma Al Jasmi, Khalid Al-Thihli, Emtithal Al-Jishi: Guidelines for acute management of hyperammonemia in the Middle East region. Therapeutics and Clinical Risk Management, 31.3.2016, nro 12, s. 479–487. PubMed:27099506. doi:10.2147/TCRM.S93144. ISSN 1176-6336. Artikkelin verkkoversio.
  21. T Stevenson, RN Proctor: The SECRET and SOUL of Marlboro. American Journal of Public Health, 2008, 98. vsk, nro 7, s. 1184–1194. PubMed:18511721. doi:10.2105/AJPH.2007.121657. ISSN 0090-0036. Artikkelin verkkoversio.
  22. Asumisterveysopas, 2. korjattu painos, 2008

    Aiheesta muualla

     

    This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.