Amonija hidroksīds
Amonija hidroksīds ir bāziskas dabas amonjaka šķīdums ūdenī. No amonija hidroksīda ķīmiskās formulas NH4OH varētu nojaust, ka tas ir amonija sāls ar formulu [NH4+][OH-], nav iespējams iegūt tīrus amonija hidroksīda paraugus, kā tas būtu iespējams, ja tas būtu amonija sāls. Joni NH4+ un OH- neveido lielu daļu no kopējā amonjaka daudzuma amonija hidroksīdā, izņemot ārkārtīgi atšķaidītos šķīdumos.[1]
| Amonija hidroksīds | |
|---|---|
 .jpg) Amonija hidroksīds | |
| Citi nosaukumi | amonjaka šķīdums, amonjaka ūdens |
| CAS numurs | 1336-21-6 |
| Ķīmiskā formula |
NH4OH NH3 ūdenī |
| Molmasa | 35 g/mol |
| Blīvums | 900-920 kg/m3 |
| Kušanas temperatūra | 215,7 K (-57,7 °C) |
| Viršanas temperatūra | 310,8 K (37,8 °C) |
| Šķīdība ūdenī | jaucas jebkurās attiecībās |
Šādu šķīdumu koncentrāciju mēra Baumē skalas vienībās (blīvums), kur 26 grādi pēc Baumē (apmēram 30% amonjaka pēc masas 15,5 °C vai 288,5 K temperatūrā) ir tipisks augstas koncentrācijas amonija hidroksīds.[2]
Iegūšana
labot šo sadaļuAmonija hidroksīdu iegūst, šķīdinot amonjaku ūdenī, taču šī ir atgriezeniska reakcija, tādēļ amonjaka hidroksīds ir iegūts tad, kad iestājas reakcijas līdzsvars:
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
Koncentrācija
labot šo sadaļuLīdzīgi citām gāzēm, amonjaka šķīdība samazinās, palielinoties šķīdinātāja temperatūrai. Jo lielāka amonjaka koncentrācija ir amonija hidroksīdā, jo mazāks ir tā blīvums. 15,6°C temperatūrā koncentrēta amonija hidroksīda blīvums ir 0,88 g/ml, šķīdums pēc masas satur 35,6% amonjaka, tātad 308 gramus amonjaka uz litru, kā arī šķīduma molārā koncentrācija ir 18 mol/L. Augstākās temperatūrās šķīduma molārā koncentrācija samazinās, taču blīvums palielinās.[3] Šķīdumu karsējot, izdalās amonjaks.
Izmantošana
labot šo sadaļuAmonija hidroksīdu (2-10%) saturošus tīrīšanas līdzekļus izmanto stikla, porcelāna un nerūsošā tērauda tīrīšanai, medicīnā kā dezinfekcijas līdzekļus; 10% šķīdumu sauc par "ožamo spirtu". Nav ieteicams ar amonija hidroksīdu saturošiem līdzekļiem apstrādāt skārienjutīgus ekrānus - tas kaitē ekrānam un aizsargslāņiem.[4]
Rūpniecībā to izmanto, lai iegūtu amīnus ar alkila grupu, lai gan bezūdens amonjaks tiek izmantots biežāk. To arī izmanto kopā ar hloru ūdens dezinficēšanā.[5][6]
Ķīmiskajā rūpniecībā to izmanto kā bāzi, ar to attīra metālus kā sudrabu un zeltu, taču tas ir nepiemērots porainu dārgakmeņu, piemēram, opālu attīrīšanai no piemaisījumiem.[7]
Atsauces
labot šo sadaļu- ↑ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Prentice Hall. p. 187. ISBN 978-0-13-039913-7
- ↑ "Ammonium hydroxide physical properties" (PDF). Archived from the original (PDF) on 27 November 2007.
- ↑ Max Appl (2006). "Ammonia". Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a02_143.pub2. ISBN 978-3527306732
- ↑ "The Facts About Ammonia". www.health.ny.gov.
- ↑ Eller, Karsten; Henkes, Erhard; Rossbacher, Roland; Höke, Hartmut (2000). "Amines, Aliphatic". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.a02_001. ISBN 978-3-527-30673-2.
- ↑ "Chloramines in Drinking Water". EPA. US Environmental Protection Agency.
- ↑ The Jeweler's Bench. 2015. Fine Jewelry Cleaner. Littleton, Colo.