Амоняк
Имена
По IUPAC	Азан
Други	Азотен трихидрид
Структура
Молекулна форма	триъгълна пирамида
Свойства
Формула	NH3
Моларна маса	17.031 g/mol
Външен вид	безцветен газ с остра дразнеща миризма
Плътност	817 kg/m3 при −80 °C
Точка на топене	−77.73 °C
Точка на кипене	−33.34 °C
Парно налягане	860 000 Pa (20 °C)
Разтворимост във вода	47% (0 °C) 31% (25 °C) 28% (50 °C)
pKa	32.5 (−33 °C)
pKb	4.75
Диполен момент	1.42 D
Термохимия
Стандартна енталпия на образуване	−45,94 kJ/mol
Стандартна моларна ентропия	192,5 J/(mol·K) (газ)[1]
Опасности
ЕС класификация	N  T  C
ЕС индекс	007-001-00-5 (безводен) 007-001-01-2 (разтвор)
Фрази за риск	R10, R23, R34, R50
Фрази за безопасност	(S1/2), S9, S16, S26, S36/37/39, S45, S61
NFPA 704	1 3 1
Точка на самозапалване	651 °C
LD50	7 g/m³ (1 h; котка) 7 g/m³ (1 h; заек подземник) 9859  (1 h; заек подземник)
Сродни съединения
Сродни катиони	Арсен
Други	Амониев хидроксид
Идентификатори
CAS номер	7664-41-7
PubChem	222
ChemSpider	217
Номер на ЕК	231-635-3
Номер на ООН	1005
DrugBank	DB11118
KEGG	D02916
MeSH	Ammonia
ChEBI	16134
ChEMBL	CHEMBL1160819
RTECS	BO0875000
SMILES	N
InChI	1/H3N/h1H3
InChI ключ	QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N
Beilstein	3587154
UNII	5138Q19F1X
Gmelin	79
3DMet	B00004
Данните са при стандартно състояние на материалите (25 °C, 100 kPa), освен ако не е указано друго.
Амоняк в Общомедия

Амонякът е газ с остра характерна миризма. По-лек от въздуха, добре разтворим във вода и лесно втечним при високо налягане. Състои се от 1 атом азот и 3 атома водород, има молекулна формула NH₃. Азотният атом е свързан с водородните атоми с полярни ковалентни връзки. Тези връзки са полярни, защото електроотрицателността на азота е по-голяма от тази на водорода. Молекулата на амоняка е полярна поради полярните ковалентни връзки и несиметричния ѝ строеж. При азотния атом има свободна електронна двойка.

Молекулата на амоняка не е плоска, а отговаря на триъгълна пирамида. Тя е производна на тетраедър, като свободната електронна двойка на азота заема единия връх.

Амонякът NH₃ е безцветен газ с остра характерна миризма. По-лек от въздуха, добре разтворим във вода и лесно втечним при високо налягане. Плътността му спрямо въздуха е 0,59.

При обикновена температура и повишено налягане амонякът лесно се втечнява. Течният амоняк лесно се изпарява, като поглъща голямо количество топлина от околната среда, в резултат на което я охлажда. Затова амонякът широко се използва в хладилната техника.

Амонякът е много добре разтворим във вода, поради образуването на водородни връзки между неподелената електронна двойка при азотния атом и водородните атоми от молекулата на водата. Водният разтвор с масова част на амоняка 25% се нарича амонячна вода.

Образува хидратите NH₃.H₂О и 2NH₃.H₂О. Съществуването на NH₄ОН все още не се приема еднозначно.

Амонякът не само се разтваря във вода, а и химически се свързва с нея. Водният разтвор на амоняка притежава основен характер и променя цвета на лакмуса в син. Азотните атоми от молекулите на амоняка свързват чрез свободните си електронни двойки водородните йони, получени при дисоциацията на водата. Така се образуват сложни положителни амониеви йони (NH₄⁺). В разтвора остават свободни хидроксидни йони (OH^-), които определят основния характер на разтвора:

NH₃ + H₂O → NH₄OH

С киселини амонякът взаимодейства по начин, аналогичен на взаимодействието с вода. Получават се соли, наречени амониеви. При тях връзката между амониевия и киселинния йон е йонна:

NH₃ + HCl → NH₄Cl

При обикновени условия амонякът не реагира нито с кислорода, нито с въздуха. При загряване обаче образува експлозивни смеси. Струя от амоняк гори в среда от чист кислород. В зависимост от условията на взаимодействие се получават различни продукти. За практиката голямо значение има реакцията на каталитично окисляване на амоняка, при което се образува NO:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O + Q

Лабораторно амонякът се получава при взаимодействието на амониев хлорид (NH₄Cl, нишадър) с натриева (NaOH) или калциева основа (Ca(OH)₂). Процесът се ускорява при загряване:

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + H₂O + NaCl

При загряване на амонячна вода също може да се получи амоняк.

Промишлено газът се получава чрез пряк синтез – от азот и водород. Катализатор на реакцията е желязо двойно промотирано от K₂O и Al₂O₃. Реакцията протича при температура между 300 – 550 °C и при повишено налягане (р = 15 – 25 MPa).

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

Тъй като правата реакция е екзотермична, в съгласие с принципа на Льо Шателие-Браун загряването я потиска и се намалява синтезата на амоняк и би следвало да се избягва. Не трябва да се забравя обаче, че азотната молекула е извънредно инертна поради наличието на здрава тройна връзка между двата атома (N≡N), така че високата температура все пак се налага поради необходимостта тази молекула да бъде активирана. Така повишаването на температурата наистина частично снижава добива на амоняк, но значително ускорява производството му.

При преработка на каменни въглища като отпаден продукт се получава амоняк. Така той се изхвърля във въздуха.

Амонячната вода се използва в медицината. При загубване на съзнание на пострадалия се дава за много кратко време да вдишва през носа амоняк. При ухапване от насекоми местата се намазват с амонячна вода, която действа като противоотрова. В бита амонячната вода се употребява за пране на цветни тъкани, премахване на петна, избелване на найлони и коприна.

Амонякът се използва за получаване на азотна киселина, минерални торове, пластмаси, багрила, лекарства. Широко приложение намира в хладилната техника, медицината и др. Събира се в метални балони, боядисани в жълто.

Вдишването на амоняк при високи концентрации може да причини отравяне^[2].

При отравяне с амоняк се препоръчва чист въздух, вдишване на водна пара с прибавка на оцет, пиене на топло мляко, минерална вода. При поражение на кожата тя се измива с чиста вода и се поставят компреси от 5-процентов разтвор на оцет. Може да се използва и 5-процентов разтвор на лимонена киселина.