Amonijak ili azan je hemijski spoj dušika i vodika hemijske zbirne formule NH3. Pri normalnoj temperaturi i pritisku, amonijak je bezbojni plin, oštrog, prepoznatljiivog mirisa, lakši od zraka, lahko topiv u vodi. Pri djelovanju sa nekim materijalima toksičan je i korozivan.
Molekula amonijaka ima trigonalno-piramidnu strukturu, prema predviđanjima VSEPR teorije. Takva struktura daje molekuli polarni moment i čini je polarnom, zbog čega je amonijak lahko topiv u vodi. Atom dušika u molekuli ima jedan slobodni elektronski par, pa se amonijak ponaša kao baza. To znači da u vodenoj otopini može preuzeti proton od molekule vode, pri čemu nastaje hidroksidni anion i jedan amonijev kation (NH4+) koji ima oblik pravilnog tetraedra. Stepen do kojeg amonijak stvara amonijeve ione zavisi oh pH vrijednosti otopine: pri pH ~ 7 disocirano je oko 99% molekula amonijaka. Glavna primjena amonijaka je u proizvodnji gnojiva, eksploziva i polimera. Također, koristi se i kao sastojak kod kućnih sredstava za čišćenje.Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović R., Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, .Voet D., Voet J. (1995): Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html.
U malim količinama, amonijaka ima i u atmosferi, gdje nastaje zbog procesa raspadanja dušičnih tvari životinjskog i biljnog porijekla. Amonijak i amonijeve soli nalaze se u malim količinama u kišnici, dok se amonijev hlorid (salmijak) i amonijev sulfat nalaze u blizini vulkana, a kristali amonijevog bikarbonata su pronađeni u patagonskom guanu, odnosno fosilnim ostacima ptičjeg izmeta. Amonijeve soli su široko rasprostranjene u plodnoj zemlji svih područja kao i u morskoj vodi. Tvari koje sadrže amonijak ili koje su mu slične zovu se amonijalkali.Hall J. E., Guyton A. C. (2006): Textbook of medical physiology, 11th edition. Elsevier Saunders, St. Louis, Mo, . Hadžiselimović R., Maslić E. (1999): Osnovi etologije – Biologija ponašanja životinja i ljudi. Sarajevo Publishing, Sarajevo, .Nelson D. L., Cox M. M. (2013): Lehninger principles of biochemistry. W. H. Freeman and Co., .Atkins P., de Paula J. (2006): Physical chemistry, 8th Ed. W. H. Freeman, San Francisco, Binder H. H. (1999): Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart, .Whitten K.W., Gailey K. D. and Davis R. E. (1992): General chemistry, 4th Ed. Saunders College Publishing, Philadelphia, .Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G. (2002): General Chemistry, 8th Ed. Prentice-Hall, New York, .Laidler K. J. (1978): Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings, Menlo Park, .
Historija Ime amonijak (lat. ammoniacus) je dobio iz kraja blizu Amonova hrama u Libiji, gdje su se dobijale amonijeve soli.
Soli amonijaka bile su poznate iz vrlo ranih epoha, budući da se izraz "Hammoniacus sal" javlja u spisima Plinija Starijeg. Nije poznato da li taj izraz ima identičan smisao s novijim izrazom "sal-ammoniac". U obliku sal-ammoniac, amonijak je bio poznat i alkemičarima još u 13. stoljeću, a spominjao ga je i Albert Veliki. U Srednjem vijeku je bio upotrebljavan i kao boja tokom fermentiranja urina da bi se izmijenile boje biljnog porijekla. U 15. stoljeću, njemački benediktinski sveštenik Basilius Valentinus je dokazao da amonijak može biti dobijen djelovanjem alkalija na sal-ammoniac. U kasnijem razdoblju, kada je sal-ammoniac dobijan destilacijom papaka i rogova bika i neutraliziranjem, dobijeni karbonat s hlorovodičnom kiselinom dobio je ime "duh jelenovog roga" što se odnosilo na amonijak. U plinovitom obliku amonijak je prvi izolirao Joseph Priestley 1774. i dao mu ime "alkalni zrak. Međutim, dobio ga je alhemičar Basilius Valentinus. Jedanaest godina poslije 1785, Claude Louis Berthollet je utvrdio i njegov sastav.
Haberov proces proizvodnje amonijaka iz dušika koji se nalazi u zraku, razvili su Fritz Haber i Carl Bosch 1909, a patentiran je 1910. U industrijskim razmjerima, taj proces su prvi koristili Nijemci tokom Prvog svjetskog rata, rješavajući problem nedostatka nitrata iz Čilea, zbog savezničke blokade. Amonijak su koristili za dobijanje eksploziva da bi podržali i svoje ratne ciljeve.
Amonijak koji je u komercijalnoj upotrebi kao "bezvodni amonijak" razlikuje se od otopine amonijevog hidroksida koja se zove "kućni amonijak".
Sinteza i proizvodnja Mogućnost raznovrsne primjene učinila je amonijak jednim od anorganskih spojeva s najobimmijom proizvodnjom. Širom svijeta, postoji na desetine hemijskih postrojenja za proizvodnju amonijaka. Svjetska proizvodnja ovog spoja u 2004. godini bila je 109 miliona tona. Kina je proizvela 28,4% od ukupne svjetske proizvodnje, a slijede je Indija sa 8,6%, Rusija s 8,4% i SAD s 8,2%. Više od 80% proizvedenog amonijaka koristi se za proizvodnju gnojiva za poljoprivrednu proizvodnju.
Prije početka Prvog svjetskog rata većina amonijaka dobijala se putem suhe destilacije biljnih i životinjskih otpadaka koji sadrže dušik. Za njegovu proizvodnju koristio se devin izmet koji je bio destiliran redukcijom dušične kiseline i nitrita s vodikom, a proizvodio se i destilacijom uglja i razgradnjom amonijevih soli pomoću alkalnih hidroksida ili upotrebom živog kreča. Od soli koje su se najviše koristile, bila je sal-ammoniac, odnosno amonij-hlorid.
2 NH4Cl + 2 CaO = CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3 Današnje moderno postrojenje za proizvodnju amonijaka najprije pretvara prirodni plin (metan) ili tečni naftni plin (plinovi propan i butan) ili naftu u plinoviti vodik. Koristeći zalihe prirodnog plina, procesi koji se koriste u proizvodnji vodika su navedeni kako slijedi.
Prvi korak u procesu je otsumporavanje, tj. uklanjanje sumpornih spojeva iz prirodnog plina, zato što oni deaktiviraju katalizatore koji se koriste u pojedinim koracima. Uklanjanje sumpora zahtijeva katalitsku hidrogenaciju, kada sumporni spojevi iz prirodnog plina prelaze u plinoviti vodik-sulfid. H2 + RSH = RH + H2S(g) Plinoviti vodik-sulfid se apsorbira i uklanja provođenjem kroz slojeve cinkovog oksida, gdje prelazi u kruti cink sulfid. H2S + ZnO = ZnS + H2O Katalitsko preoblikovnje prirodnog plina koji je oslobođen sumpora, koristi se za proizvodnju vodika i ugljik-monoksida: CH4 + H2O = CO + 3 H2. U sljedećem koraku uvodi se reakcija ugljik-monoksida s vodom da bi se dobile dodatne količine vodika i ugljik-dioksida: CO + H2O → CO2 + H2. Ugljik-dioksid se uklanja absorpcijom u vodenoj otopini etilamina ili adsorpcijom u adsorberima pod odgovarajućim pritiskom, pri čemu se koristi odgovarajući kruti adsorbent. Zadnji korak u proizvodnji vodika je korištenje katalizatora metan-tiona, da bi se uklonili i najmanji tragovi ugljik-monoksida ili ugljik-dioksida iz izolirane mase vodika: CO + 3 H2 = CH4 + H2O; CO2 + 4 H2 = CH4 + 2 H2O. Da bi se proizveo amonijak, omogućava se da vodik pomoću katalizatora reagira s dušikom koji se dobija iz zraka, za dobijanje bezvodnog tekućeg amonijaka. Ovaj korak je poznat kao amonijeva petlja u sintezi, koja se odnosi na Haber-Bosch proces: 3 H2 + N2 = 2 NH3.
Plinska reformacija, reakcija ugljemonoksida s vodom, uklanjanje ugljik-dioksida i reakcija s metantionskim katalizatorom, odvijaju se pod pritiskom od 60 do 180 bara, ovisno o tehnološkom rješenju koje se koristi u proizvodnji amonijaka. Veliki broj inženjerskih kompanija nudi mnogobrojna rješenja za izgradnju postrojenja za proizvodnju amonijaka. Najviše iskustva u ovoj industriji imaju kompanije Haldor Topsoe iz Danske, Lurgi AG iz Njemačke i Kellogg, Brown i Root iz SAD-a.
Biosinteza Prirodni amonijak nastaje raspadanjem bjelančevina i usljed vulkanskih aktivnosti. Kod pojedinih organizama amonijak se proizvodi pomoću atmosferskog dušika N2 uz katalizu enzima nitrogenaze. Taj proces se zove fiksacija dušika. Iako je malo vjerovatno da će buduće biološke metode biti konkurentne Haber-Bosch procesu, usmjereni su intenzivni napori na proučavanju mehanizma biološke fiksacije dušika. Naučno interesiranje za ovaj problem potiče neobična struktura aktivnih mjesta na enzimu, koja se sastoje od Fe7MoS9. Amonijak je metabolički proizvod deaminacije aminokiselina. Kod ljudi, amonijak brzo prelazi u ureu, koja je mnogo manje toksična. Ona je glavni sastojak suhe mase urina. Hadžiselimović R., Pojskić N. (2005): Uvod u humanu imunogenetiku. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, . Alberts B. (2002)ː Molecular biology of the cell. Garland Science, New York, .Međedović S., Maslić E., Hadžiselimović R. (2000): Biologija 2. Svjetlost, Sarajevo, .Kapur Pojskić L., Ed. (2014): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju, 2. izdanje. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, .
Osobine Amonijak je bezbojni plin s prepoznatljivim mirisom, lakši je od zraka, gustoće 0,589 puta manje od gustoće zraka. Lahko se prevodi u tekuće stanje, a ključa na -33.7 °C; stvrdnjava se na -75 °C kada nastaju bijeli kristali. Njegov kritični pritisak je oko 11,3 MPa odnosno 112 atmosfera, a kritična temperatura 132,3 °C. Tečni amonijak ima jaka ionizirajuća svojstva; dielektrična konstanta je 22, a topivost soli u tečnom amonijaku je mnogo proučavana. Tečni amonijak ima veliku stopu standardnog isparavanja, od 23,35 kJ/mol, (voda 40,65 kJ/mol, metan 8,19 kJ/mol, fosfin 14,6 kJ/mol). Zbog toga se u laboratorijama koristi u neizoliranim posudama na sobnoj temperaturi, iako je tu temperatura znatno iznad njegove tačke ključanja.
Amonijak je topiv u vodi, a sav rastvoreni može se ponovno dobiti isparavanjem. Vodena otopina amonijaka je baza. Maksimalna koncentracija amonijaka u vodi (zasićena otopina) ima gustoću od 0,880 g cm−3. Ova otopina amonijaka ima alkalnu reakciju, a uz amonijak sadrži i dodavanjem vode nastalu bazu amonijev hidroksid (NH4OH, nazvanu amonijeva baza ili amonijeva lužina).
Amonijak ne podržava sagorijevanje i ne gori lahko, osim kada je pomiješan s kisikom, kada gori razvijajući slab žutozeleni plamen. Hlor se pali kada se propušta kroz amonijak, stvarajući dušik i hlorovodičnu kiselinu, osim kada je amonijak prisutan u suvišku i kada se stvara visoko eksplozivan dušik-trihlorid NCl3. Molekula amonijaka je već na sobnoj temperaturi podložna dušičnoj inverziji, kada atom dušika prolazi kroz ravan simetrije tri vodikova atoma. To se može uporediti s kišobranom koji se pri jakom vjetru okreće iznutra prema van. Energetska barijera ove inverzije amonijaka je 24,7 kJ/mol, a rezonantna frekvencija je 23,79 GHz, što odgovara mikrovalnom zračenju valne dužine od 1,260 cm. Apsorpcija ove frekvencije bio je prvi proučavani mikrotalasni spektar.
Nastanak soli Jedno od obilježavajućih svojstava amonijaka je direktno reagiranje s kiselinama i stvaranje soli. Hlorovodična kiselina s njim gradi amonij-hlorid (sal-ammoniac), s dušičnom kiselinom amonij-nitrat itd. Potpuno suhi amonijak ne reagira s potpuno suhom hlorovodičnom kiselinom, jer je za reakciju neophodna vlaga: NH3 + HCl = NH4Cl Soli proizvedene njegovom reakcijom sa kiselinama poznate su kao amonijeve soli i sve sadrže amonijev ion (NH4+).
Kiselost
Iako je amonijak poznat kao baza, može se ponašati i kao izuzetno slaba kiselina. Elektrolitskom disocijacijom stvara amidni (NH2−) ion, kao na primjer kada se kruti litij-nitrid doda tekućem amonijaku, kada se formira litij-amidna otopina: Li3N(s)+ 2 NH3 (l) = 3; .Li+(am) + 3 NH2−(am). Ovo je Brønsted-Lowry kiselo-bazna reakcija u kojoj se amonijak ponaša kao kiselina.
Nastanak ostalih spojeva