Wys bron van Ammoniak

{{Chemiekas2
|formule={{chem|N|H|3}}
|naam=Ammoniak
|MolereMassa=17,031&nbsp;g/mol
|CASNo=7664-41-7
|Kookpunt=-33&nbsp;°C
|Smeltpunt=-77,7&nbsp;°C
|KritiekeT=+132,85&nbsp;°C
|Reuk=Stekend
|Oplosbaarheid= 540g/L water
|Selfontbrandingspunt=651&nbsp;°C
|LC50=7338 dpm (rot; 1 uur)
|Voorkoms=kleurlose, stinkende gas<ref>{{cite web |url=https://www.airgas.com/msds/001003.pdf |title=AirGas msds |archive-url=https://web.archive.org/web/20180328232107/http://www.airgas.com/msds/001003.pdf |archive-date=28 Maart 2018 |url-status=live |df=dmy-all |access-date=25 Julie 2017 }}</ref>
|pKa= (basiese oplossings in water)
|struktuur=Ammonia-dimensions-from-Greenwood&Earnshaw-2D.png
|struktuur2=Ammonia-3D-balls-A.png
|beeld1=Ammonia-3D-vdW.png
|beeld2=GHS-pictogram-acid.svg
|teks1=Resonansie-ruimtegevulde model
|teks2=BYTEND - GEVAARLIK - GIFTIG
}}

'''Ammoniak''' (NH<sub>3</sub>) is 'n verbinding van [[waterstof]] en [[stikstof]]. Die verbinding het 'n skerp, irriterende reuk en word in die natuur gevorm wanneer stikstofhoudende plantreste saam met ander verrottende materiaal in grond voorkom of in die grond ingewerk word. 

==Etimologie==
[[Lêer:Amun (God).png|links|50px]]
Die naam is afgelei van ''sal ammoniacum'' wat verwys na die soute wat in die Siwa-oase van die weste van [[Egipte]] gevind is en waar 'n orakel van Zeus-Ammon gevestig was. 

Dit verwys dus eintlik na die god [[Amoen]].<ref>{{cite web|url=https://etymologiebank.nl/trefwoord/ammoniak|publisher=Etymologiebank|title=Ammoniak}}</ref>

== Vervaardiging ==
Ammoniak was tot voor die [[Eerste Wêreldoorlog]] verkry deur die droë [[distillasie]] van die stikstofhoudende reste en uitskeidings van [[plante]] en [[diere]].<ref name=Rapport>''Ammoniak word só vervaardig''. Artikel in [[Rapport|Rapport (koerant)]]. 30 Maart 2014</ref>

Eers na dié oorlog is ammoniak sinteties vervaardig. Dit geskied deur eers waterstof te berei deur byvoorbeeld [[metaan]] of [[aardgas]] teen 'n hoë [[temperatuur]] met stoom te meng. Die mengsel word dan deur 'n [[nikkel]]-katalisator in [[koolstofmonoksied]] en waterstof geskei. In 'n verdere proses reageer die koolstofmonoksied met water om [[koolstofdioksied]] en nog waterstof te vorm. Die koolstofdioksied kan deur absorpsie in oplossings uit die gasmengsels onttrek word en waterstof bly dan oor.<ref name=Rapport />

Die waterstof word met stikstof, afkomstig van lug, gemeng. Die gasmengsel word deur die [[Haber-proses|Haber-Bosch-proses]] onder hoë druk en hoë temperatuur oor 'n katalisator van ysteroksied gestuur sodat ammoniak vorm.<ref name=Rapport />

Hierdie reaksie is 'n ewewig:

:<math>N_2(g) + 3H_2(g) \leftrightarrows 2NH_3(g)</math>

== Vloeibare ammoniak ==
Die kookpunt van ammoniak is nie so laag nie en die stof kan maklik as vloeistof en oplosmiddel gebruik word, hetsy by laer temperatuur hetsy onder druk.

In hierdie vloeistof bestaan 'n ewewig wat analoog aan die [[water#Die waterewewig|waterewewig]] is:

:<math>NH_3 + NH_3 \leftrightarrows NH_2^- + NH_4^+</math>

Die [[ammonium]]-ioon is hier die suur en die [[amied]]-ioon die basis. Merk op dat 'n stof soos {{chem|N|H|4|Cl}} in hierdie situasie 'n sterk suur sou wees.

== 'Ammoniumhidroksied' ==
Ammoniak is baie in water oplosbaar. By 20 °C kan water tot 900 gram in een liter oplos. Gekonsentreerde oplossings is 'n huishoudelike produk wat tipies ongeveer 30% {{ch2|NH3}} bevat.
<ref>{{cite book|author=Christian Vargel|title=
Chapter E.4 - Inorganic Bases, in: Corrosion of Aluminium|publisher=Elsevier|year=2004|pages= 385-393|ISBN= 9780080444956
|doi=10.1016/B978-008044495-6/50029-X}}</ref> By hoër temperature neem die oplosbaarheid af en word gasvormige ammoniak vrygestel. 

Hierdie oplossings word soms ''ammonia'' of ''ammoniumhidroksied'' genoem omdat 'n ewewigsreaksie plaasvind wat [[ammonium]]- en [[hidroksied]]ione vrystel. 'Ammoniumhidroksied' ({{ch2|NH4OH}}) kan egter nie uit die oplossing geïsoleer word nie.

:<math>NH_3(aq) +H_2O(l) \rightleftarrows NH_4^{+}(aq) + OH^{-}(aq)</math>

Die oplossing is daardeur 'n [[basis]], soos ander hidroksiede. Maar dit is nie so sterk as [[natriumhidroksied|natrium-]] of [[kaliumhidroksied]] nie. Die pH van ammoniakoplossings is ongeveer 11 of 12. Vir NaOH is hierdie waarde 14. Gekonsentreerde ammoniakoplossings sal met baie organiese en anorganiese sure reageer om ammoniumsoute te vorm. Met sekere metale in oplossing vorm dit komplekse soute. Met halogene kan dit haloamiene vorm, bv. sy reaksie met [[hipochloriet]] (bleikmiddel) stel giftige chloramiene vry. Onder uiterste
omstandighede vorm dit met silwer en [[kwik]] plofbare asiede. Ammonia korrodeer [[koper]] (en koperbevattende legerings), [[sink]],  [[kadmium]] en [[silwer]].<ref>{{cite web|url=https://airgasspecialtyproducts.com/wp-content/uploads/2016/02/Physical_Properties-1.pdf|publisher=Airgas|title=AQUA AMMONIA}}</ref>

== Gebruike ==
Die verbranding van ammoniak kan gebruik word om [[stikstofmonoksied]] te vervaardig:

:<math>4NH_3 + 5O_2 \to 4NO + 6H_2O</math>

Dit vereis egter ook 'n [[katalisator]] (Pt) omdat anders stikstof gevorm word. Dit is die eerste stap in die Ostwald-proses wat [[salpetersuur]] {{chem|H|N|O|3}} vervaardig. Uit salpetersuur en ammoniak kan [[ammoniumnitraat]] {{chem|N|H|4|N|O|3}} verky word wat beide 'n [[plofstof]] en 'n belangrike deel van [[kunsmis]] is. Ammoniak dra so aansienlik by tot die voedingsbehoeftes van landorganismes deur te dien as 'n voorloper vir kos en kunsmis. Ammoniak, hetsy direk of indirek, is ook 'n bousteen vir die sintese van heelwat farmaseutiese produkte ([[geneesmiddel]]s) en word gebruik in baie kommersiële skoonmaakprodukte. Ammoniak is 'n belangrike bestanddeel in die vervaardiging van kunsmis. 

Hoewel dit alledaags gebruik word, is ammoniak beide bytend en gevaarlik. Dit is giftig, veral vir visse. Die wêreldwye industriële produksie van ammoniak vir 2012 was na raming 198 miljoen ton,<ref name="ceresana">{{cite web |author=Ceresana |url=http://www.ceresana.com/en/market-studies/chemicals/ammonia/ceresana-market-study-ammonia.html |title=Market Study Ammonia |publisher=Ceresana |access-date=7 November 2012 |language=en |archive-url=https://web.archive.org/web/20191009121132/https://www.ceresana.com/en/market-studies/chemicals/ammonia/ceresana-market-study-ammonia.html |archive-date=9 Oktober 2019 |url-status=live |df=dmy-all}}</ref> 'n verhoging van 35% oor die wêreldwye produksie van 146,5 miljoen ton in 2006.<ref name="Ullmann">{{en}} {{cite book|author=Max Appl |title=Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry|year= 2006|publisher= Wiley-VCH|location= Weinheim|doi=10.1002/14356007.a02_143.pub2}}</ref>

== Verbindings ==
[[Alkalimetaal|Alkalimetale]] soos Na kan met ammoniak reageer en 'n natrium[[amied]] {{Chem|Na|N|H|2}} vorm. Hierdie verbindings is uiters sterk basies.

Watervrye lewis-sure soos {{chem|Zn|Cl|2}} kan addukte vorm, wat vergelyk kan word met [[hidraat|hidrate]] soos hierdie met water gevorm word.

:<math>ZnCl_2(s) + 2NH_3(g) \to ZnCl_2(NH_3)_2(s)</math>

Hierdie verbindings word a'''mm'''iene genoem. (Moenie met [[amien]]e verwar nie.) 

In waterige oplossing kan ammoniak ook as 'n (lewis-basiese) kompleksvormer optree, soos:

:<math> Cu^{2+}(aq) + 4NH_3(aq) \to Cu^{2+}(NH_3)_4(H_2O)_2(aq)</math>

Wanneer ammonia (wat 'n oplossing van ammoniak in water is) aan 'n kopersulfaatoplossing bygevoeg word, sal daardeur die kleur van blou na donkerblou verander.

== Verwysings ==
{{Verwysings}}
{{en-vertaal|pl=https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Ammonia&oldid=601911587}}
{{Nitriede}}
{{Hidroksiede}}
{{Normdata}}

[[Kategorie:Anorganiese verbindings]]
[[Kategorie:Gasse]]