| Chlorid amonný | |
|---|---|
 Pevná forma | |
 Vzorec | |
 Krystalická forma | |
| Obecné | |
| Systematický název | Chlorid amonný |
| Triviální název | Salmiak |
| Anglický název | Ammonium chloride |
| Německý název | Ammoniumchlorid |
| Sumární vzorec | NH4Cl |
| Vzhled | Bílá krystalická látka |
| Identifikace | |
| Registrační číslo CAS | 12125-02-9 |
| EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) | 235-186-4 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 53,492 g/mol |
| Molární koncentrace cM | 4,367 mol/dm3 (20 °C, 22% roztok) |
| Teplota varu | 520 °C |
| Teplota rozkladu | 340 °C |
| Hustota | 1,527 g/cm3 (20 °C) 1,062 g/cm3 (20 °C, 22% roztok) |
| Dynamický viskozitní koeficient | 0,986 cP (20 °C, 22% roztok) |
| Kinematický viskozitní koeficient | 0,928 cS (20 °C, 22% roztok) |
| Rozpustnost ve vodě | 29,41 g/100 g (0 °C) 33,2 g/100 g (10 °C) 37,14 g/100 g (20 °C) 39,3 g/100 g (25 °C) 41,4 g/100 g (30 °C) 45,8 g/100 g (40 °C) 50,42 g/100 g (50 °C) 55,30 g/100 g (60 °C) 65,72 g/100 g (80 °C) 77,05 g/100 g (100 °C) |
| Relativní permitivita εr | 7 (20 °C) |
| Tlak páry | 13,332 kPa |
| Měrná magnetická susceptibilita | −8,04×10−6 cm3 g−1 |
| Struktura | |
| Krystalová struktura | krychlová |
| Hrana krystalové mřížky | a=386,6 pm |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | − 315,4 kJ/mol |
| Standardní molární entropie S° | 95,8 JK−1mol−1 |
| Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° | − 203,2 kJ/mol |
| Izobarické měrné teplo cp | 1,572 JK−1g−1 |
| Bezpečnost | |
 GHS07 Varování[1] | |
| R-věty | R22, R36 |
| S-věty | S2, S22 |
| NFPA 704 |  0
1
0
|
| Teplota vznícení | Nehořlavý |
Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
Chlorid amonný (triviálně salmiak) (NH4Cl) je bílá krystalická látka. Rozpouští se ve vodě, vodný roztok je slabě kyselý. Vyskytuje se jako nerost salmiak, a to zejména v hořících uhelných slojích, kde kondenzuje z plynů vznikajících při hoření, a také v některých sopkách.
Výroba
Průmyslově se vyrábí reakcí amoniaku s kyselinou chlorovodíkovou:
Laboratorně vzniká i reakcí dusičnanu amonného s chloridem draselným:
Výsledkem je roztok chloridu amonného a dusičnanu draselného, po jehož odpaření zůstane směs chloridu amonného a dusičnanu draselného, ke které stačí přidat řepný cukr (nebo ještě lépe sorbitol), promíchat a vznikne směs uplatnitelná jako bílá dýmovnice.
Vlastnosti
Zahříváním se chlorid amonný rozkládá:
Plynný chlorovodík a amoniak ovšem spolu okamžitě reagují a vzniká opět NH4Cl podle rovnice:
Využití
- Jako přídatná látka v potravinářství se označuje kódem E 510. Užívá se jako regulátor kyselosti, přídavná látka do pečiva a pro ostře slanou chuť k výrobě některých slaných druhů lékořicových bonbónů (především ve Finsku, Skandinávii a Nizozemsku, např. finské salmiakki). Některé zdroje uvádějí, že nežádoucí účinky při požití nejsou známy a bezpečný denní příjem není stanoven; má se za to, že množství, které lze požít, je přirozeně omezeno jeho intenzivní chutí.[2] Ve vyhl. 4/2008 Sb. je výslovně uveden (společně například s kuchyňskou solí) jako látka, na kterou se tato vyhláška nevztahuje.[3] Je však uveden v seznamu závazně klasifikovaných nebezpečných chemických látek jako látka zdraví škodlivá (s tím, že škodí zdraví při požití a dráždí oči).[4]
- v dýmovnicích,
- upravuje se pomocí něj trať pro běh na lyžích (chemická úprava – zpevnění a zrychlení trati),
- při pájení k odstranění vrstvy oxidů z povrchu kovu,
- v suchých článcích jako depolarizátor,
- ve fotografii se používá jako ustalovač.
- jako antidotum vůči amfetaminu.
Bezpečnost
Chlorid amonný je zdraví škodlivý při požití[4] (způsobuje nauzeu, zvracení a bolesti v krku[5]) a dráždí oči.[4][5] Při zahřívání se rozkládá za vzniku chlorovodíku a amoniaku (oba plyny jsou toxické), v žáru mohou vznikat i oxidy dusíku. Chlorid amonný bouřlivě reaguje s dusičnanem amonným a s chlorečnanem draselným – nebezpečí požáru nebo výbuchu.[5] Reaguje také s mědí a jejími sloučeninami, čehož se využívá při patinování předmětů z mědi a jejích slitin.[6]
Reference
V tomto článku byl použit překlad textu z článku Ammonium chloride na anglické Wikipedii.
- ↑ a b Ammonium chloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ Food-Info.net [online]. Wageningen (NL): Wageningen University, rev. 2010-12-10 [cit. 2010-12-16]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ Vyhláška č. 4/2008 Sb., kterou se stanoví druhy a podmínky použití přídatných látek a extrakčních rozpouštědel při výrobě potravin. In: Sbírka zákonů. 2008. Dostupné online. § 1, odst. 2, písm. d. Ve znění pozdějších předpisů. odst. 2, písm. d Dostupné online.
- ↑ a b c Vyhláška č. 232/2004 Sb., k provádění zákona o chemických látkách a přípravcích. In: Sbírka zákonů. 2004. Dostupné online. Ve znění pozdějších předpisů. Dostupné online.
- ↑ a b c Ammonium Chloride – ICSC
- ↑ Patina Formulas for Brass, Bronze and Copper – Science Company. www.sciencecompany.com [online]. [cit. 2010-12-15]. Dostupné v archivu pořízeném dne 2010-07-21.
Literatura
- VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
Související články
Externí odkazy
Obrázky, zvuky či videa k tématu chlorid amonný na Wikimedia Commons
| Zdroj dat | cs.wikipedia.org |
|---|---|
| Originál | cs.wikipedia.org/wiki/NH4Cl |
