2 N H 3 + N a O C l ⟶ N 2 H 4 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)+NaOCl\longrightarrow N_(2)H_(4)+NaCl+H_( 2)О)))

• Халогените (хлор, йод) образуват опасни експлозиви с амоняка - азотни халиди (азотен хлорид, азотен йодид).

• С халоалкани амонякът влиза в реакция на нуклеофилно присъединяване, образувайки заместен амониев йон (метод за получаване на амини):

• С карбоксилни киселини, техните анхидриди, киселинни халиди, естери и други производни дава амиди. С алдехиди и кетони - Шифови бази, които могат да се редуцират до съответните амини (редукционно аминиране).

История

Амонякът е изолиран за първи път в чиста форма от J. Priestley през 1774 г., който го нарича "алкален въздух" (на английски alkaline air). Единадесет години по-късно, през 1785 г., К. Бертоле установява точния химичен състав на амоняка. Оттогава в света започват изследвания върху производството на амоняк от азот и водород. Амонякът беше много необходим за синтеза на азотни съединения, тъй като производството им от чилийска селитра беше ограничено от постепенното изчерпване на резервите на последния. Проблемът с намаляването на запасите от селитра се изостря в края на 19 век. Едва в началото на 20 век е възможно да се изобрети процес за синтез на амоняк, подходящ за промишлеността. Това е извършено от Ф. Хабер, който започва да работи по този проблем през 1904 г. и до 1909 г. създава малък контактен апарат, в който използва повишено налягане (в съответствие с принципа на Le Chatelier) и осмиев катализатор. На 2 юли 1909 г. Хабер организира тестове на апарата в присъствието на К. Бош и А. Миташ, и двамата от Завода за анилин и сода в Баден (BASF), и получава амоняк. До 1911 г. C. Bosch създава мащабна версия на апарата за BASF, след което е построена и на 9 септември 1913 г. е пусната в експлоатация първата в света инсталация за синтез на амоняк, която се намира в Oppau (сега област в рамките на град Лудвигсхафен ам Рейн) и собственост на BASF. През 1918 г. Ф. Хабер печели Нобелова награда за химия "за синтеза на амоняк от съставните му елементи". В Русия и СССР първата партида синтетичен амоняк е получена през 1928 г. в Чернореченския химически завод.

произход на името

Амонякът (на европейските езици името му звучи като „амоняк“) дължи името си на оазиса Амон в Северна Африка, разположен на кръстопътя на пътищата на караваните. В горещ климат уреята (NH 2) 2 CO, съдържаща се в животинските отпадъци, се разлага особено бързо. Един от продуктите на разграждане е амонякът. Според други източници амонякът е получил името си от древноегипетската дума амоняк. Така се наричат ​​хората, почитащи бог Амон. По време на своите ритуални ритуали те подушвали амоняк NH 4 Cl, който изпарява амоняка при нагряване.

Течен амоняк

Течният амоняк, макар и в малка степен, се разпада на йони (автопротолиза), което показва сходството му с водата:

Константата на самойонизация на течния амоняк при −50 °C е приблизително 10 −33 (mol/l)².

Металните амиди, получени при реакцията с амоняка, съдържат отрицателния йон NH 2 − , който също се образува при самойонизацията на амоняка. По този начин металните амиди са аналози на хидроксидите. Скоростта на реакцията се увеличава при преминаване от Li към Cs. Реакцията се ускорява значително в присъствието дори на малки примеси от Н2О.

Метално-амонячните разтвори имат метална електрическа проводимост; в тях металните атоми се разпадат на положителни йони и солватирани електрони, заобиколени от молекули NH3. Метално-амонячните разтвори, съдържащи свободни електрони, са най-силните редуциращи агенти.

комплексиране

Благодарение на техните електронодонорни свойства, молекулите на NH3 могат да влизат в комплексни съединения като лиганд. По този начин въвеждането на излишък от амоняк в разтвори на соли на d-метали води до образуването на техните аминокомплекси:

Образуването на комплекс обикновено е придружено от промяна в цвета на разтвора. И така, при първата реакция синият цвят (CuSO 4) се превръща в тъмно син (цвят на комплекса), а при втората реакция цветът се променя от зелен (Ni (NO 3) 2) до синьо-виолетов. Най-силните комплекси с NH3 образуват хром и кобалт в степен на окисление +3.

Биологична роля

Амонякът е важен източник на азот за живите организми. Въпреки високото съдържание на свободен азот в атмосферата (повече от 75%), много малко живи същества могат да използват свободния, неутрален двуатомен азот на атмосферата, газ N 2 . Следователно, за да се включи атмосферният азот в биологичния цикъл, по-специално в синтеза на аминокиселини и нуклеотиди, е необходим процес, наречен „фиксиране на азот“. Някои растения зависят от наличието на амоняк и други азотни остатъци, отделяни в почвата от разлагащата се органична материя на други растения и животни. Някои други, като азотфиксиращите бобови растения, се възползват от симбиозата с азотфиксиращи бактерии (rhizobia), които могат да образуват амоняк от атмосферния азот.

В някои организми амонякът се произвежда от атмосферен азот от ензими, наречени нитрогенази. Този процес се нарича азотфиксация. Въпреки че е малко вероятно някога да бъдат изобретени биомиметични методи, които могат да се конкурират по производителност с химичните методи за производство на амоняк от азот, въпреки това учените полагат големи усилия, за да разберат по-добре механизмите на биологичната азотна фиксация. Научният интерес към този проблем е частично мотивиран от необичайната структура на активното каталитично място на азотфиксиращия ензим (нитрогеназа), който съдържа необичаен биметален молекулен ансамбъл Fe 7 MoS 9 .

Амонякът също е краен продукт от метаболизма на аминокиселините, а именно продукт от тяхното дезаминиране, катализирано от ензими като глутамат дехидрогеназа. Екскрецията на непроменен амоняк е обичайният път за детоксикация на амоняк във водни създания (риби, водни безгръбначни и до известна степен земноводни). При бозайници, включително хора, амонякът обикновено се превръща бързо в урея, която е много по-малко токсична и по-специално по-малко алкална и по-малко реактивна като редуциращ агент. Уреята е основният компонент на сухия остатък от урината. Повечето птици, влечуги, насекоми, паякообразни обаче отделят не урея, а пикочна киселина като основен азотен остатък.

Амонякът също играе важна роля както в нормалната, така и в патологичната физиология на животните. Амонякът се произвежда по време на нормалния метаболизъм на аминокиселините, но е силно токсичен при високи концентрации. Животинският черен дроб превръща амоняка в урея чрез поредица от последователни реакции, известни като цикъл на урея. Дисфункцията на черния дроб, като тази, наблюдавана при цироза на черния дроб, може да наруши способността на черния дроб да детоксикира амоняка и да образува урея от него и в резултат на това да повиши нивото на амоняк в кръвта, състояние, наречено хиперамонемия. Подобен резултат - повишаване на нивото на свободния амоняк в кръвта и развитието на хиперамонемия - води до наличие на вродени генетични дефекти в ензимите на цикъла на уреята, като например орнитин карбамил трансфераза. Същият резултат може да бъде причинен от нарушение на екскреторната функция на бъбреците при тежка бъбречна недостатъчност и уремия: поради забавяне на освобождаването на урея, нейното ниво в кръвта се повишава толкова много, че „цикълът на урея“ започва да работи „в обратна посока“ - излишната урея се хидролизира обратно от бъбреците в амоняк и газ въглероден диоксид и в резултат на това нивото на амоняк в кръвта се повишава. Хиперамонемията допринася за нарушено съзнание и развитие на сопорозни и коматозни състояния при чернодробна енцефалопатия и уремия, както и за развитието на неврологични разстройства, често наблюдавани при пациенти с вродени дефекти в ензимите на цикъла на урея или с органична ацидурия.

По-слабо изразена, но клинично значима хиперамонемия може да се наблюдава при всякакви процеси, при които се наблюдава повишен протеинов катаболизъм, например с обширни изгаряния, компресия на тъкан или синдром на смачкване, обширни гнойно-некротични процеси, гангрена на крайниците, сепсис и др. , а също и при някои ендокринни заболявания, като захарен диабет, тежка тиреотоксикоза. Особено висока е вероятността от хиперамонемия при тези патологични състояния в случаите, когато патологичното състояние, в допълнение към повишения протеинов катаболизъм, също причинява изразено нарушение на детоксикиращата функция на черния дроб или отделителната функция на бъбреците.

Амонякът е важен за поддържане на нормален киселинно-алкален баланс в кръвта. След образуването на амоняк от глутамин, алфа-кетоглутаратът може да бъде допълнително разграден, за да образува две бикарбонатни молекули, които след това могат да се използват като буфер за неутрализиране на диетичните киселини. След това амонякът, получен от глутамин, се екскретира в урината (както директно, така и под формата на урея), което, като се има предвид образуването на две молекули бикарбонат от кетоглутарат, води до пълна загуба на киселини и изместване на pH на кръвта към алкална страна. В допълнение, амонякът може да дифундира през бъбречните тубули, да се комбинира с водородния йон и да се екскретира заедно с него (NH 3 + H + => NH 4 +), като по този начин допълнително допринася за отстраняването на киселините от тялото.

Амонякът и амониевите йони са токсични странични продукти от животинския метаболизъм. При рибите и водните безгръбначни амонякът се освобождава директно във водата. При бозайници (включително водни бозайници), земноводни и акули, амонякът се превръща в урея в цикъла на урея, тъй като уреята е много по-малко токсична, по-малко химически реактивна и може да бъде по-ефективно "съхранена" в тялото, докато може да бъде отделена. При птиците и влечугите (влечугите) амонякът, образуван по време на метаболизма, се превръща в пикочна киселина, която е твърд остатък и може да бъде изолирана с минимална загуба на вода.

Физиологично действие

Според физиологичния ефект върху организма принадлежи към групата на веществата със задушаващо и невротропно действие, които при вдишване могат да причинят токсичен белодробен оток и тежки увреждания на нервната система. Амонякът има както локален, така и резорбтивен ефект.

Амонячните пари силно дразнят лигавиците на очите и дихателните органи, както и кожата. Това е човек и възприема като остра миризма. Амонячните пари причиняват обилно сълзене, болка в очите, химически изгаряния на конюнктивата и роговицата, загуба на зрение, пристъпи на кашлица, зачервяване и сърбеж на кожата. Когато втечненият амоняк и неговите разтвори влязат в контакт с кожата, възниква усещане за парене, възможно е химическо изгаряне с мехури и язви. Освен това втечненият амоняк абсорбира топлината по време на изпарението и при контакт с кожата се получават различни степени на измръзване. Миризмата на амоняк се усеща при концентрация от 37 mg/m³.

Приложение

Амонякът е един от най-важните продукти на химическата промишленост, годишното му световно производство достига 150 милиона тона. Използва се главно за производство на азотни торове (амониев нитрат и сулфат, урея), експлозиви и полимери, азотна киселина, сода (амонячен метод) и други химически продукти. Като разтворител се използва течен амоняк.

Амоняк. Физични и химични свойства Химични свойства Поради наличието на несподелена електронна двойка, амонякът действа като комплексообразуващ агент в много реакции. Той свързва протон, образувайки амониев йон. Воден разтвор на амоняк („амоняк“) има леко алкална среда поради процеса: O > +; Ko=1, 8?10 -5. (16) Взаимодействайки с киселини, дава съответните амониеви соли: 2(O) + > (+ O. (17) Амонякът също е много слаба киселина, способна да образува соли с метали - амиди. При нагряване амонякът проявява редуциращи свойства. И така, той изгаря в кислородна атмосфера, образувайки вода и азот. Окисляването на амоняк с въздух върху платинен катализатор дава азотни оксиди, които се използват от индустрията за производство на азотна киселина: 4 + 54NO + 6O. (18) Използването на амоняк Cl се основава на редуциращата способност за почистване на металната повърхност от оксиди по време на тяхното запояване: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19) С халоалкани амонякът влиза в реакция на нуклеофилно присъединяване, образувайки заместен амониев йон (метод за получаване на амини): Cl > (метил амониев хидрохлорид). (20) С карбоксилните киселини, техните анхидриди, халогениди, естери и други производни дава амиди. С алдехиди и кетони - Шифови бази, които могат да се редуцират до съответните амини (редукционно аминиране). При 1000 °C амонякът реагира с въглища, образувайки циановодородна киселина HCN и частично се разлага на азот и водород. Той може също да реагира с метан, образувайки същата циановодородна киселина: Течен амоняк Течният амоняк, макар и в малка степен, се разпада на йони, в които се проявява неговата прилика с водата: Течният амоняк, подобно на водата, е силен йонизиращ разтворител, в който се разтварят редица активни метали: алкални, алкалоземни, Mg, Al, както и Eu и Yb. Разтворимостта на алкалните метали в течност е няколко десетки процента. Някои интерметални съединения, съдържащи алкални метали, също се разтварят в течен амоняк, например Разредените разтвори на метали в течен амоняк са сини, концентрираните разтвори имат метален блясък и приличат на бронз. При изпаряването на амоняка алкалните метали се отделят в чист вид, а алкалоземните метали - под формата на комплекси с амоняк 2+ с метална проводимост. При слабо нагряване тези комплекси се разпадат на метал и. Разтворен в метала, постепенно реагира, образувайки амид: комплексиране Благодарение на своите електронодонорни свойства, молекулите могат да влизат в комплексни съединения като лиганд. По този начин въвеждането на излишък от амоняк в разтвори на соли на d-метали води до образуването на техните аминокомплекси: Комплексообразуването обикновено се придружава от промяна в цвета на разтвора, така че при първата реакция синият цвят () се превръща в тъмно син, а при втората реакция цветът се променя от зелен (Ni () до синьо-виолетов. Най-много стабилни комплекси с образуване на хром и кобалт в степен на окисление (+3). Аминовите разтвори са доста стабилни, с изключение на жълто-кафявия кобалтов (II) амоняк, който постепенно се окислява от атмосферния кислород до черешово-червен кобалтов (III) амоняк. В присъствието на окислители тази реакция протича мигновено. Образуването и разрушаването на сложен йон се обяснява с промяна в равновесието на неговата дисоциация. В съответствие с принципа на Льо Шателие, равновесието в разтвор на амонячен комплекс от сребро се измества към образуването на комплекса (вляво) с увеличаване на концентрацията и/или. С намаляване на концентрацията на тези частици в разтвора, равновесието се измества надясно и комплексният йон се разрушава. Това може да се дължи на свързването на централния йон или лиганди във всякакви съединения, които са по-силни от комплекса. Например, когато азотна киселина се добави към разтвор, комплексът се разрушава поради образуването на йони, в които амонякът е по-здраво свързан с водородния йон: Получаване на амоняк Промишленият метод за производство на амоняк се основава на директното взаимодействие на водород и азот: Това е така нареченият процес на Гарбър. Реакцията протича с отделяне на топлина и намаляване на обема. Следователно, въз основа на принципа на Льо Шателие, реакцията трябва да се проведе при възможно най-ниски температури и при високо налягане - тогава равновесието ще се измести надясно. Скоростта на реакцията при ниски температури обаче е незначителна, а при високи температури скоростта на обратната реакция се увеличава. Използването на катализатор (поресто желязо с примеси и) направи възможно ускоряването на постигането на равновесно състояние. Интересното е, че в търсенето на катализатор за тази роля са изпробвани повече от 20 хиляди различни вещества. Като се вземат предвид всички горепосочени фактори, процесът на получаване на амоняк се извършва при следните условия: температура 500 ° C, налягане 350 атмосфери, катализатор. При промишлени условия се използва принципът на циркулация - амонякът се отстранява чрез охлаждане, а нереагиралите азот и водород се връщат в колоната за синтез. Това се оказва по-икономично от постигането на по-висок добив на реакция чрез увеличаване на налягането. За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли: Обикновено се получава по лабораторен начин чрез слабо нагряване на смес от амониев хлорид с гасена вар. За да се изсуши амоняк, той се прекарва през смес от вар и сода каустик. Предмет: Амоняк. Физични и химични свойства. Получаване и приложение. Цели на урока: познава строежа на молекулата на амоняка, физични и химични свойства, приложения; да може да докаже химичните свойства на амоняка: напишете уравненията за реакциите на амоняка с кислород, вода, киселини и ги разгледайте от гледна точка на теорията на електролитната дисоциация и редокс процесите. По време на часовете 1. Организационен момент на урока. 2. Учене на нов материал. Амоняк - NH3 Амонякът (на европейските езици името му звучи като "амоняк") дължи името си на оазиса на Амон в Северна Африка, разположен на кръстопътя на пътищата на керваните. В горещ климат, уреята (NH 2 ) 2 CO, съдържащ се в животинските отпадъци, се разлага особено бързо. Един от продуктите на разграждане е амонякът. Според други източници амонякът е получил името си от древноегипетската дума amonian. Така се наричат ​​хората, почитащи бог Амон. По време на ритуалните си церемонии те подушвали амоняк NH 4 Cl, който изпарява амоняка при нагряване. 1. Структурата на молекулата Молекулата на амоняка има формата на триъгълна пирамида с азотен атом на върха.. Три несдвоени р-електрона на азотния атом участват в образуването на полярни ковалентни връзки с 1s-електрони на три водородни атома (N-H връзки), четвъртата двойка външни електрони е несподелена, тя може да образува донорно-акцепторна връзка с водород йон, образувайки амониев йон NH 4 + . 2. Физични свойства на амоняка При нормални условия това е безцветен газ с остра характерна миризма (мирис на амоняк), почти два пъти по-лек от въздуха, отровен. Според физиологичния ефект върху организма принадлежи към групата на веществата със задушаващо и невротропно действие, които при вдишване могат да причинят токсичен белодробен оток и тежки увреждания на нервната система. Амонякът има както локален, така и резорбтивен ефект. Амонячните пари силно дразнят лигавиците на очите и дихателните органи, както и кожата. Това е, което възприемаме като силна миризма. Амонячните пари причиняват обилно сълзене, болка в очите, химически изгаряния на конюнктивата и роговицата, загуба на зрение, пристъпи на кашлица, зачервяване и сърбеж на кожата. Разтворимост NH 3 във вода е изключително висока - около 1200 обема (при 0 °C) или 700 обема (при 20 °C) в обем вода. 3. Получаване на амоняк В лабораторията В индустрията За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O внимание! Амониевият хидроксид нестабилна основа, разлага се: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O Когато получавате амоняк, дръжте епруветката - приемника с главата надолу, тъй като амонякът е по-лек от въздуха: Промишленият метод за производство на амоняк се основава на директното взаимодействие на водород и азот: N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 k J Условия: катализатор - поресто желязо температура - 450 - 500 ˚С налягане - 25 - 30 MPa Това е така нареченият процес на Хабер (немски физик, разработил физико-химичните основи на метода). 4. Химични свойства на амоняка За амоняка реакциите са характерни: 1. с промяна в степента на окисление на азотния атом (окислителни реакции) 2. без промяна на степента на окисление на азотния атом (добавяне) Реакции с промяна в степента на окисление на азотния атом (окислителни реакции) N-3 → N 0 → N +2 NH3 - силен редуциращ агент. с кислород 1. изгаряне на амоняк(при нагряване) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Каталитично окисляване на амоняк (катализатор Pt - Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O с метални оксиди 2 NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3 H 2 O със силни оксиданти 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагряване) амонякът е крехко съединение, разлага се при нагряване 2NH3 ↔ N2 + 3H2 Реакции без промяна на степента на окисление на азотния атом (допълнение - Образуване на амониевия йон NH 4+ от донорно-акцепторен механизъм) 5. Приложение на амоняк По обем на производство амонякът заема едно от първите места; годишно по света получават около 100 милиона тона от това съединение. Амонякът се предлага в течна форма или като воден разтвор - амонячна вода, която обикновено съдържа 25% NH 3 . Огромни количества амоняк се използват допълнително за производството на азотна киселина, която се използва за производство на торове и различни други продукти. Амонячната вода се използва и директно като тор, а понякога нивите се поливат от резервоари директно с течен амоняк. От амоняка се получават различни амониеви соли, урея, уротропин. Използва се и като евтин хладилен агент в промишлени хладилни системи. Амонякът се използва и за производството на синтетични влакна като найлон и капрон. В леката промишленост се използва при почистване и боядисване на памук, вълна и коприна. В нефтохимическата промишленост амонякът се използва за неутрализиране на киселинните отпадъци, а при производството на естествен каучук амонякът помага за запазването на латекса по време на транспортирането му от плантацията до фабриката. Амонякът се използва и при производството на сода по метода на Солвей. В стоманодобивната промишленост амонякът се използва за азотиране - насищане на повърхностните слоеве на стоманата с азот, което значително повишава нейната твърдост. Лекарите използват водни разтвори на амоняк (амоняк)в ежедневната практика: памучен тампон, потопен в амонячен спирт, изважда човек от припадък. За хората амонякът в такава доза не е опасен. 3. Затвърдяване на изучения материал номер 1. Извършете трансформации по схемата: а) Азот → Амоняк → Азотен оксид (II) б) Амониев нитрат → Амоняк → Азот в) Амоняк → Амониев хлорид → Амоняк → Амониев сулфат За OVR съставете електронен баланс, за RIO пълни йонни уравнения. номер 2. Напишете четири уравнения за химичните реакции, които произвеждат амоняк. 4. Домашна работа С. 24, пр. 2.3; тест Амоняк- NH3, водороден нитрид, при нормални условия - безцветен газ с остър характерен мирис (мирис на амоняк) Това е така нареченият процес на Хабер (немски физик, разработил физико-химичните основи на метода). Реакцията протича с отделяне на топлина и намаляване на обема. Следователно, въз основа на принципа на Льо Шателие, реакцията трябва да се проведе при възможно най-ниски температури и при високо налягане - тогава равновесието ще се измести надясно. Скоростта на реакцията при ниски температури обаче е незначителна, а при високи температури скоростта на обратната реакция се увеличава. Провеждането на реакцията при много високо налягане изисква създаването на специално оборудване, което да издържа на високо налягане, а оттам и голяма инвестиция. В допълнение, равновесието на реакцията, дори при 700 °C, се установява твърде бавно за практическото му използване. Използването на катализатор (поресто желязо с примеси от Al2O3 и K2O) направи възможно ускоряването на постигането на равновесно състояние. Интересното е, че в търсенето на катализатор за тази роля са изпробвани повече от 20 хиляди различни вещества. Като се вземат предвид всички горепосочени фактори, процесът на получаване на амоняк се извършва при следните условия: температура 500 ° C, налягане 350 атмосфери, катализатор. Добивът на амоняк при такива условия е около 30%. При промишлени условия се използва принципът на циркулация - амонякът се отстранява чрез охлаждане, а нереагиралите азот и водород се връщат в колоната за синтез. Това се оказва по-икономично от постигането на по-висок добив на реакция чрез увеличаване на налягането. За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли. Амонякът обикновено се получава в лаборатория чрез слабо нагряване на смес от амониев хлорид и гасена вар. За да се изсуши амоняк, той се прекарва през смес от вар и сода каустик. Много сух амоняк може да се получи чрез разтваряне на метален натрий в него и последваща дестилация. Това се прави най-добре в система, изработена от метал под вакуум. Системата трябва да издържа на високо налягане (при стайна температура налягането на наситените пари на амоняка е около 10 атмосфери). В промишлеността амонякът се изсушава в абсорбционни колони. Разходни норми на тон амоняк За производството на един тон амоняк в Русия се изразходват средно 1200 nm³ природен газ, в Европа - 900 nm³. Амоняк в медицината При ухапвания от насекоми амонякът се прилага външно под формата на лосиони. 10% воден разтвор на амоняк е известен като амоняк. Възможни са нежелани реакции: при продължителна експозиция (вдишване) амонякът може да причини рефлекторно спиране на дишането. Локалното приложение е противопоказано при дерматити, екземи, други кожни заболявания, както и при открити травматични увреждания на кожата. В случай на случайно увреждане на лигавицата на окото, изплакнете с вода (за 15 минути на всеки 10 минути) или 5% разтвор на борна киселина. Масла и мехлеми не се използват. При поражение на носа и фаринкса - 0,5% разтвор на лимонена киселина или натурални сокове. В случай на поглъщане, пийте вода, плодов сок, мляко, за предпочитане 0,5% разтвор на лимонена киселина или 1% разтвор на оцетна киселина, докато съдържанието на стомаха се неутрализира напълно. Взаимодействие с други лекарства не е известно. Интересни факти Парите от амоняк могат да променят цвета на цветята. Например, сини и сини венчелистчета стават зелени, яркочервени - черни.
Кр. точка	132,25°С
Енталпия на образуване	-45,94 kJ/mol
Налягане на парата	8,5 ± 0,1 атм
Химични свойства
pK a	9.21
Разтворимост във вода	89,9 (при 0 °C)
Класификация
Рег.  CAS номер
PubChem
Рег. номер EINECS	231-635-3
УСМИВКИ
InChI
RTECS	BO0875000
ЧЕБИ
UN номер	1005
ChemSpider
Данните са дадени за стандартни условия (25 °C, 100 kPa), освен ако не е отбелязано друго.

Използването на катализатор (поресто желязо с примеси от Al 2 O 3 и K 2 O) направи възможно ускоряването на постигането на равновесно състояние. Интересното е, че в търсенето на катализатор за тази роля са изпробвани повече от 20 хиляди различни вещества.

Като се имат предвид всички горепосочени фактори, процесът на получаване на амоняк се извършва при следните условия: температура 500 ° C, налягане 350 атмосфери, катализатор. Добивът на амоняк при такива условия е около 30%. При промишлени условия се използва принципът на циркулация - амонякът се отстранява чрез охлаждане, а нереагиралите азот и водород се връщат в колоната за синтез. Това се оказва по-икономично от постигането на по-висок добив на реакция чрез увеличаване на налягането.

За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли:

Амонякът обикновено се получава в лаборатория чрез слабо нагряване на смес от амониев хлорид и гасена вар.

За да се изсуши амоняк, той се прекарва през смес от вар и сода каустик.

Много сух амоняк може да се получи чрез разтваряне на метален натрий в него и последваща дестилация. Това се прави най-добре в система, изработена от метал под вакуум. Системата трябва да издържа на високо налягане (при стайна температура налягането на наситените пари на амоняка е около 10 атмосфери). В промишлеността амонякът се изсушава в абсорбционни колони.

Разходни норми на тон амоняк

Производството на един тон амоняк в Русия изразходва средно 1200 nm³ природен газ, в Европа - 900 nm³.

Беларуският "Гродно Азот" консумира 1200 Nm³ природен газ на тон амоняк, след модернизацията се очаква консумацията да намалее до 876 Nm³.

Украинските производители консумират от 750 Nm³ до 1170 Nm³ природен газ на тон амоняк.

Технологията UHDE твърди потребление от 6,7 - 7,4 Gcal енергийни ресурси на тон амоняк.

Амоняк в медицината

При ухапвания от насекоми амонякът се прилага външно под формата на лосиони. 10% воден разтвор на амоняк е известен като

Водород, при нормални условия - безцветен газ с остър характерен мирис (мирис на амоняк)

• Халогените (хлор, йод) образуват опасни експлозиви с амоняка - азотни халиди (азотен хлорид, азотен йодид).

• С халоалкани амонякът влиза в реакция на нуклеофилно присъединяване, образувайки заместен амониев йон (метод за получаване на амини):

• С карбоксилни киселини, техните анхидриди, киселинни халиди, естери и други производни дава амиди. С алдехиди и кетони - Шифови бази, които могат да се редуцират до съответните амини (редукционно аминиране).

• При 1000 °C амонякът реагира с въглища, образувайки циановодородна киселина HCN и частично се разлага на азот и водород. Той може също да реагира с метан, образувайки същата циановодородна киселина:

История на имената

Амонякът (на европейските езици името му звучи като "амоняк") дължи името си на оазиса на Амон в Северна Африка, разположен на кръстопътя на пътищата на керваните. В горещ климат уреята (NH 2) 2 CO, съдържаща се в животинските отпадъци, се разлага особено бързо. Един от продуктите на разграждане е амонякът. Според други източници амонякът е получил името си от древноегипетската дума амоняк. Така се наричат ​​хората, почитащи бог Амон. По време на своите ритуални ритуали те подушвали амоняк NH 4 Cl, който изпарява амоняка при нагряване.

Течен амоняк

Течният амоняк, макар и в малка степен, се разпада на йони (автопротолиза), в което се проявява неговото сходство с водата:

Константата на самойонизация на течния амоняк при −50 °C е приблизително 10 −33 (mol/l)².

Металните амиди, получени при реакцията с амоняка, съдържат отрицателния йон NH 2 − , който също се образува при самойонизацията на амоняка. По този начин металните амиди са аналози на хидроксидите. Скоростта на реакцията се увеличава при преминаване от Li към Cs. Реакцията се ускорява значително в присъствието дори на малки примеси от Н2О.

Метално-амонячните разтвори имат метална електрическа проводимост; в тях металните атоми се разпадат на положителни йони и солватирани електрони, заобиколени от молекули NH3. Метално-амонячните разтвори, съдържащи свободни електрони, са най-силните редуциращи агенти.

комплексиране

Благодарение на техните електронодонорни свойства, молекулите на NH3 могат да влизат в комплексни съединения като лиганд. По този начин въвеждането на излишък от амоняк в разтвори на соли на d-метали води до образуването на техните аминокомплекси:

Образуването на комплекс обикновено е придружено от промяна в цвета на разтвора. И така, при първата реакция синият цвят (CuSO 4) се превръща в тъмно син (цвят на комплекса), а при втората реакция цветът се променя от зелен (Ni (NO 3) 2) до синьо-виолетов. Най-силните комплекси с NH3 образуват хром и кобалт в степен на окисление +3.

Биологична роля

Амонякът е крайният продукт на метаболизма на азота при хора и животни. Образува се по време на метаболизма на протеини, аминокиселини и други азотни съединения. Той е силно токсичен за тялото, така че по-голямата част от амоняка по време на цикъла на орнитин се превръща от черния дроб в по-безвредно и по-малко токсично съединение - урея (карбамид). След това уреята се отделя от бъбреците и част от уреята може да се преобразува от черния дроб или бъбреците обратно в амоняк.

Амонякът може да се използва и от черния дроб за обратния процес – ресинтеза на аминокиселини от амоняк и кето аналози на аминокиселини. Този процес се нарича "редуктивно аминиране". Така аспарагиновата киселина се получава от оксалооцетна киселина, глутаминовата киселина се получава от α-кетоглутарова киселина и т.н.

Физиологично действие

Според физиологичния ефект върху организма принадлежи към групата на веществата със задушаващо и невротропно действие, които при вдишване могат да причинят токсичен белодробен оток и тежки увреждания на нервната система. Амонякът има както локален, така и резорбтивен ефект.

Амонячните пари силно дразнят лигавиците на очите и дихателните органи, както и кожата. Това е човек и възприема като остра миризма. Амонячните пари причиняват обилно сълзене, болка в очите, химически изгаряния на конюнктивата и роговицата, загуба на зрение, пристъпи на кашлица, зачервяване и сърбеж на кожата. Когато втечненият амоняк и неговите разтвори влязат в контакт с кожата, възниква усещане за парене, възможно е химическо изгаряне с мехури и язви. Освен това втечненият амоняк абсорбира топлината по време на изпарението и при контакт с кожата се получават различни степени на измръзване. Миризмата на амоняк се усеща при концентрация от 37 mg/m³.

Приложение

Амонякът е един от най-важните продукти на химическата промишленост, годишното му световно производство достига 150 милиона тона. Използва се главно за производство на азотни торове (амониев нитрат и сулфат, урея), експлозиви и полимери, азотна киселина, сода (амонячен метод) и други химически продукти. Като разтворител се използва течен амоняк.

Разходни норми на тон амоняк

Производството на един тон амоняк в Русия изразходва средно 1200 nm³ природен газ, в Европа - 900 nm³.

Беларуският "Гродно Азот" консумира 1200 Nm³ природен газ на тон амоняк, след модернизацията се очаква консумацията да намалее до 876 Nm³.

Украинските производители консумират от 750 Nm³ до 1170 Nm³ природен газ на тон амоняк.

Технологията UHDE твърди потребление от 6,7 - 7,4 Gcal енергийни ресурси на тон амоняк.

Амоняк в медицината

При ухапвания от насекоми амонякът се прилага външно под формата на лосиони. 10% воден разтвор на амоняк е известен като амоняк.

Възможни са нежелани реакции: при продължителна експозиция (вдишване) амонякът може да причини рефлекторно спиране на дишането.

Локалното приложение е противопоказано при дерматити, екземи, други кожни заболявания, както и при открити травматични увреждания на кожата.

В случай на случайно увреждане на лигавицата на окото, изплакнете с вода (за 15 минути на всеки 10 минути) или 5% разтвор на борна киселина. Масла и мехлеми не се използват. При поражение на носа и фаринкса - 0,5% разтвор на лимонена киселина или натурални сокове. В случай на поглъщане, пийте вода, плодов сок, мляко, за предпочитане 0,5% разтвор на лимонена киселина или 1% разтвор на оцетна киселина, докато съдържанието на стомаха се неутрализира напълно.

Взаимодействие с други лекарства не е известно.

Производители на амоняк

Производители на амоняк в Русия

Русия произвежда около 9% от световното производство на амоняк. Русия е един от най-големите износители на амоняк в света. Около 25% от общото производство на амоняк се изнася, което е около 16% от световния износ.

Производители на амоняк в Украйна

• Облаците на Юпитер са съставени от амоняк.

Вижте също

Бележки

Връзки

• //
• // Енциклопедичен речник на Брокхаус и Ефрон: В 86 тома (82 тома и 4 допълнителни). - Санкт Петербург. , 1890-1907.
• // Енциклопедичен речник на Брокхаус и Ефрон: В 86 тома (82 тома и 4 допълнителни). - Санкт Петербург. , 1890-1907.
• // Енциклопедичен речник на Брокхаус и Ефрон: В 86 тома (82 тома и 4 допълнителни). - Санкт Петербург. , 1890-1907.

Литература

• Ахметов Н. С.Обща и неорганична химия. - М.: Висше училище, 2001.