Amoníaco. Propiedades físicas y químicas
Propiedades químicas
Debido a la presencia de un par de electrones solitario, el amoníaco actúa como agente complejante en muchas reacciones. Agrega un protón para formar un ion amonio.
Una solución acuosa de amoniaco (“amoníaco”) tiene un ambiente ligeramente alcalino debido al proceso:
O > +; K=1, 8?10 -5 . (dieciséis)
Al interactuar con los ácidos, se obtienen las correspondientes sales de amonio:
2(O) + > (+ O. (17)
El amoníaco también es un ácido muy débil y es capaz de formar sales con metales: amidas.
Cuando se calienta, el amoníaco presenta propiedades reductoras. Entonces, arde en una atmósfera de oxígeno, formando agua y nitrógeno. La oxidación del amoníaco con aire sobre un catalizador de platino produce óxidos de nitrógeno, que se utilizan industrialmente para producir ácido nítrico:
4+54NO+6O. (18)
El uso de amoníaco Cl para limpiar la superficie del metal de óxidos durante la soldadura se basa en su capacidad reductora:
3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19)
Con los haloalcanos, el amoníaco reacciona con la adición nucleofílica, formando un ion amonio sustituido (método para producir aminas):
Cl > (clorhidrato de metilamonio). (20)
Produce amidas con ácidos carboxílicos, sus anhídridos, haluros de ácido, ésteres y otros derivados. Con aldehídos y cetonas: bases de Schiff, que pueden reducirse a las aminas correspondientes (aminación reductora).
A 1000 °C, el amoníaco reacciona con el carbón, formando ácido cianhídrico HCN y descomponiéndose parcialmente en nitrógeno e hidrógeno. También puede reaccionar con el metano, formando el mismo ácido cianhídrico:
amoníaco líquido
El amoníaco líquido, aunque en pequeña medida, se disocia en iones, lo que demuestra su similitud con el agua:
El amoníaco líquido, como el agua, es un disolvente ionizante fuerte en el que se disuelven varios metales activos: álcali, alcalinotérreo, Mg, Al, así como Eu e Yb. La solubilidad de los metales alcalinos en líquido es de varias decenas de por ciento. Algunos compuestos intermetálicos que contienen metales alcalinos también se disuelven en amoníaco líquido, por ejemplo
Las soluciones diluidas de metales en amoníaco líquido son de color azul, las soluciones concentradas tienen un brillo metálico y parecen bronce. Cuando el amoníaco se evapora, los metales alcalinos se liberan en forma pura y los metales alcalinotérreos se liberan en forma de complejos con amoníaco 2+ que tienen conductividad metálica. Cuando se calientan ligeramente, estos complejos se descomponen en metal y.
Disuelto en el metal reacciona gradualmente para formar una amida:
Complejización
Debido a sus propiedades donadoras de electrones, las moléculas pueden incorporarse a compuestos complejos como ligandos. Por tanto, la introducción de un exceso de amoníaco en soluciones de sales de d-metal conduce a la formación de sus complejos amino:
La complejación suele ir acompañada de un cambio en el color de la solución, por lo que en la primera reacción el color azul () se vuelve azul oscuro, y en la segunda reacción el color cambia de verde (Ni() a azul violeta. La mayoría complejos estables con forma de cromo y cobalto en estado de oxidación (+3).
Las soluciones de amoníaco son bastante estables, con la excepción del amoníaco de cobalto (II) de color marrón amarillento, que el oxígeno atmosférico oxida gradualmente a amoníaco de cobalto (III) de color rojo cereza. En presencia de agentes oxidantes, esta reacción se produce instantáneamente.
La formación y destrucción de un ion complejo se explica por un cambio en el equilibrio de su disociación. Según el principio de Le Chatelier, el equilibrio en una solución del complejo amoniacal de plata se desplaza hacia la formación del complejo (a la izquierda) al aumentar la concentración y/o. A medida que disminuye la concentración de estas partículas en la solución, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y el ion complejo se destruye. Esto puede deberse a la unión del ion central o ligandos a algunos compuestos que son más fuertes que el complejo. Por ejemplo, cuando se agrega ácido nítrico a una solución, el complejo se destruye debido a la formación de iones en los que el amoníaco está más estrechamente unido al ion hidrógeno:
producción de amoníaco
El método industrial para producir amoníaco se basa en la interacción directa de hidrógeno y nitrógeno:
Este es el llamado proceso de Garber. La reacción se produce con la liberación de calor y una disminución de volumen. Por lo tanto, según el principio de Le Chatelier, la reacción debe llevarse a cabo a las temperaturas más bajas posibles y a altas presiones; entonces el equilibrio se desplazará hacia la derecha. Sin embargo, la velocidad de reacción a bajas temperaturas es insignificante y a altas temperaturas la velocidad de la reacción inversa aumenta. El uso de un catalizador (hierro poroso con impurezas y) permitió acelerar la consecución de un estado de equilibrio. Curiosamente, en la búsqueda de un catalizador para esta función, se probaron más de 20 mil sustancias diferentes.
Teniendo en cuenta todos los factores anteriores, el proceso de producción de amoníaco se lleva a cabo en las siguientes condiciones: temperatura 500 °C, presión 350 atmósferas, catalizador. En condiciones industriales, se utiliza el principio de circulación: el amoníaco se elimina mediante enfriamiento y el nitrógeno y el hidrógeno sin reaccionar se devuelven a la columna de síntesis. Esto resulta más económico que lograr un mayor rendimiento de la reacción aumentando la presión.
Para obtener amoníaco en el laboratorio se utiliza la acción de álcalis fuertes sobre las sales de amonio:
Por lo general, en un método de laboratorio, se obtiene calentando suavemente una mezcla de cloruro de amonio y cal apagada.
Para secar el amoníaco se pasa por una mezcla de cal y sosa cáustica.
Sujeto: Amoníaco. Propiedades físicas y químicas. Recibo y solicitud.
Objetivos de la lección: conocer la estructura de la molécula de amoníaco, propiedades físicas y químicas, áreas de aplicación; Ser capaz de probar las propiedades químicas del amoníaco: escribir ecuaciones para las reacciones del amoníaco con oxígeno, agua, ácidos y considerarlas desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica y los procesos redox.
durante las clases
1. Momento organizativo de la lección.
2. Estudiar material nuevo.
Amoníaco – NH 3
El amoníaco (en los idiomas europeos su nombre suena como “amoniaco”) debe su nombre al oasis de Ammon en el norte de África, ubicado en el cruce de rutas de caravanas. En climas cálidos, la urea (NH 2 ) 2 El CO contenido en los productos de excrementos animales se descompone con especial rapidez. Uno de los productos de descomposición es el amoníaco. Según otras fuentes, el amoníaco debe su nombre a la antigua palabra egipcia amonian. Este era el nombre que recibían las personas que adoraban al dios Amón. Durante sus ceremonias rituales aspiraban amoniaco NH. 4 Cl, que al calentarse evapora el amoníaco.
1. Estructura de la molécula
La molécula de amoníaco tiene forma de pirámide trigonal con un átomo de nitrógeno en el vértice.. Tres electrones p desapareados del átomo de nitrógeno participan en la formación de enlaces covalentes polares con los electrones 1s de tres átomos de hidrógeno (enlaces N-H), el cuarto par de electrones externos está solo, puede formar un enlace donante-aceptor con un ion hidrógeno, formando un ion amonio NH 4 + .
2. Propiedades físicas del amoniaco
En condiciones normales, es un gas incoloro con un fuerte olor característico (olor a amoníaco), casi dos veces más ligero que el aire y venenoso. Según su efecto fisiológico en el organismo, pertenece al grupo de sustancias con efectos asfixiantes y neurotrópicos que, si se inhalan, pueden provocar edema pulmonar tóxico y daños graves al sistema nervioso. El amoníaco tiene efectos tanto locales como de resorción. Los vapores de amoníaco irritan fuertemente las membranas mucosas de los ojos y los órganos respiratorios, así como la piel. Esto es lo que percibimos como un olor acre. Los vapores de amoníaco provocan lagrimeo excesivo, dolor ocular, quemaduras químicas de la conjuntiva y la córnea, pérdida de la visión, ataques de tos, enrojecimiento y picazón de la piel. Solubilidad NH 3 en agua es extremadamente grande: alrededor de 1200 volúmenes (a 0 °C) o 700 volúmenes (a 20 °C) en un volumen de agua.
3. producción de amoníaco
En el laboratorio
En la industria
Para obtener amoníaco en el laboratorio se utiliza la acción de álcalis fuertes sobre las sales de amonio:
NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O
(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O
¡Atención! El hidróxido de amonio es una base inestable, se descompone: NH 4OH ↔ NH3 + H2O
Al recibir amoníaco, sostenga el tubo receptor con la parte inferior hacia arriba, ya que el amoníaco es más liviano que el aire:
El método industrial para producir amoníaco se basa en la interacción directa de hidrógeno y nitrógeno:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + 45,9 kJ
Condiciones:
catalizador – hierro poroso
temperatura – 450 – 500 ˚С
presión – 25 – 30 MPa
Este es el llamado proceso de Haber (un físico alemán que desarrolló los fundamentos fisicoquímicos del método).
4. Propiedades químicas del amoníaco.
El amoníaco se caracteriza por las siguientes reacciones:
1. con un cambio en el estado de oxidación del átomo de nitrógeno (reacción de oxidación)
2. sin cambiar el estado de oxidación del átomo de nitrógeno (adición)
Reacciones que implican un cambio en el estado de oxidación del átomo de nitrógeno (reacciones de oxidación)
norte -3 → norte 0 → norte +2
NH3 – un fuerte agente reductor.
con oxigeno
1. Combustión de amoníaco(cuando se calienta)
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0
2. Oxidación catalítica de amoníaco (catalizador Pt – Rh, temperatura)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
con óxidos metálicos
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O
con agentes oxidantes fuertes
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (cuando se calienta)
El amoníaco es un compuesto débil y se descompone cuando se calienta.
2NH3 ↔ norte2 + 3H2
Reacciones sin cambiar el estado de oxidación del átomo de nitrógeno (adición - Formación del ion amonio NH 4 + cada uno mecanismo donante-aceptor)
5. Aplicación de amoniaco
En cuanto a volúmenes de producción, el amoniaco ocupa uno de los primeros lugares; Cada año se producen en todo el mundo unos 100 millones de toneladas de este compuesto. El amoníaco está disponible en forma líquida o como solución acuosa: agua con amoníaco, que normalmente contiene un 25% de NH. 3 . Luego se utilizan enormes cantidades de amoníaco para producir ácido nítrico, que se utiliza para fabricar fertilizantes y muchos otros productos. El agua con amoníaco también se utiliza directamente como fertilizante y, en ocasiones, los campos se riegan directamente desde tanques con amoníaco líquido. A partir del amoníaco se obtienen diversas sales de amonio, urea y metenamina. También se utiliza como refrigerante económico en unidades de refrigeración industrial.
El amoníaco también se utiliza para producir fibras sintéticas, como el nailon y el nailon. En la industria ligera se utiliza para limpiar y teñir algodón, lana y seda. En la industria petroquímica, el amoníaco se utiliza para neutralizar los desechos ácidos y en la industria del caucho natural, el amoníaco ayuda a preservar el látex en su viaje de la plantación a la fábrica. El amoníaco también se utiliza en la producción de refrescos mediante el método Solvay. En la industria del acero, el amoníaco se utiliza para la nitruración: saturar las capas superficiales del acero con nitrógeno, lo que aumenta significativamente su dureza.
Los médicos utilizan soluciones acuosas de amoníaco (amoníaco).en la práctica cotidiana: un hisopo de algodón humedecido en amoníaco saca a una persona del estado de desmayo. El amoníaco en esta dosis no es peligroso para los humanos.
3. Consolidación del material estudiado.
N° 1. Realizar transformaciones según el esquema:
a) Nitrógeno → Amoníaco → Óxido nítrico (II)
b) Nitrato de amonio → Amoníaco → Nitrógeno
c) Amoníaco → Cloruro de amonio → Amoníaco → Sulfato de amonio
Para ORR, compile una balanza electrónica; para RIO, complete ecuaciones iónicas.
No. 2. Escribe cuatro ecuaciones para las reacciones químicas que producen amoníaco.
4. Tarea
Pág. 24, ej. 2.3; prueba
Amoníaco- NH3, nitruro de hidrógeno, en condiciones normales - un gas incoloro con un fuerte olor característico (olor a amoníaco)
Este es el llamado proceso de Haber (un físico alemán que desarrolló los fundamentos fisicoquímicos del método).
La reacción se produce con la liberación de calor y una disminución de volumen. Por lo tanto, según el principio de Le Chatelier, la reacción debe llevarse a cabo a las temperaturas más bajas posibles y a presiones altas; entonces el equilibrio se desplazará hacia la derecha. Sin embargo, la velocidad de reacción a bajas temperaturas es insignificante y a altas temperaturas la velocidad de la reacción inversa aumenta. Llevar a cabo la reacción a presiones muy altas requiere la creación de equipos especiales que puedan soportar altas presiones y, por tanto, grandes inversiones de capital. Además, el equilibrio de la reacción, incluso a 700 °C, se establece demasiado lentamente para su uso práctico.
El uso de un catalizador (hierro poroso con impurezas de Al2O3 y K2O) permitió acelerar la consecución de un estado de equilibrio. Curiosamente, en la búsqueda de un catalizador para esta función, se probaron más de 20 mil sustancias diferentes.
Teniendo en cuenta todos los factores anteriores, el proceso de producción de amoníaco se lleva a cabo en las siguientes condiciones: temperatura 500 °C, presión 350 atmósferas, catalizador. El rendimiento de amoníaco en tales condiciones es de aproximadamente el 30%. En condiciones industriales, se utiliza el principio de circulación: el amoníaco se elimina mediante enfriamiento y el nitrógeno y el hidrógeno sin reaccionar se devuelven a la columna de síntesis. Esto resulta más económico que lograr un mayor rendimiento de la reacción aumentando la presión.
Para obtener amoníaco en el laboratorio se utiliza la acción de álcalis fuertes sobre las sales de amonio.
Normalmente, el amoníaco se obtiene mediante un método de laboratorio calentando suavemente una mezcla de cloruro de amonio y cal apagada.
Para secar el amoníaco se pasa por una mezcla de cal y sosa cáustica.
Se puede obtener amoníaco muy seco disolviendo sodio metálico en él y destilándolo posteriormente. Esto se hace mejor en un sistema hecho de metal al vacío. El sistema debe soportar alta presión (a temperatura ambiente, la presión del vapor saturado de amoníaco es de aproximadamente 10 atmósferas). En la industria, el amoníaco se seca en columnas de absorción.
Tasas de consumo por tonelada de amoníaco.
Para producir una tonelada de amoníaco en Rusia se consume una media de 1200 nm³ de gas natural, en Europa 900 nm³.
Amoníaco en medicina.
Para las picaduras de insectos, el amoníaco se usa externamente en forma de lociones. Una solución acuosa de amoníaco al 10% se conoce como amoníaco.
Posibles efectos secundarios: con una exposición prolongada (uso por inhalación), el amoníaco puede provocar un cese reflejo de la respiración.
El uso local está contraindicado en dermatitis, eccema y otras enfermedades de la piel, así como en lesiones traumáticas abiertas de la piel.
En caso de daño accidental a la mucosa del ojo, enjuague con agua (15 minutos cada 10 minutos) o una solución de ácido bórico al 5%. No se utilizan aceites ni ungüentos. Si la nariz y la garganta se ven afectadas, utilice una solución de ácido cítrico al 0,5% o jugos naturales. Si se toma por vía oral, beba agua, jugo de frutas, leche, preferiblemente una solución de ácido cítrico al 0,5% o una solución de ácido acético al 1% hasta que el contenido del estómago esté completamente neutralizado.
Se desconoce la interacción con otras drogas.
Datos interesantes
Los vapores del amoníaco pueden cambiar el color de las flores. Por ejemplo, los pétalos azules y azules se vuelven verdes, los pétalos rojos brillantes se vuelven negros.
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)O)))
- Los halógenos (cloro, yodo) forman explosivos peligrosos con el amoníaco: haluros de nitrógeno (cloruro de nitrógeno, yoduro de nitrógeno).
- El amoníaco reacciona con alcanos halogenados mediante adición nucleófila, formando un ion amonio sustituido (método para producir aminas):
- Produce amidas con ácidos carboxílicos, sus anhídridos, haluros de ácido, ésteres y otros derivados. Con aldehídos y cetonas: bases de Schiff, que pueden reducirse a las aminas correspondientes (aminación reductora).
Historia
El amoníaco fue aislado por primera vez en forma pura por J. Priestley en 1774, quien lo llamó "aire alcalino". Once años más tarde, en 1785, C. Berthollet estableció la composición química exacta del amoníaco. Desde entonces, se han iniciado investigaciones en todo el mundo sobre la producción de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno. El amoníaco era muy necesario para la síntesis de compuestos nitrogenados, ya que su producción a partir del salitre chileno estaba limitada por el paulatino agotamiento de las reservas de este último. El problema de la disminución de las reservas de nitrato se agudizó hacia finales del siglo XIX. Sólo a principios del siglo XX fue posible inventar un proceso de síntesis de amoníaco apto para la industria. Esto fue realizado por F. Haber, quien comenzó a trabajar en este problema en 1904 y en 1909 creó un pequeño aparato de contacto en el que utilizó presión aumentada (de acuerdo con el principio de Le Chatelier) y un catalizador de osmio. El 2 de julio de 1909, Haber probó el aparato en presencia de K. Bosch y A. Mittash, ambos de la Fábrica de Anilina y Soda de Baden (BASF), y obtuvo amoníaco. En 1911, K. Bosch había creado una versión a gran escala del aparato para BASF, y luego el 9 de septiembre de 1913 se construyó y puso en funcionamiento la primera planta de síntesis de amoníaco del mundo, que estaba ubicada en Oppau (ahora un distrito dentro de la ciudad de Ludwigshafen am Rhein) y pertenecía a BASF. En 1918, F. Haber ganó el Premio Nobel de Química "por la síntesis de amoníaco a partir de sus elementos constituyentes". En Rusia y la URSS, el primer lote de amoníaco sintético se produjo en 1928 en la planta química de Chernorechensky.
origen del nombre
El amoníaco (en los idiomas europeos su nombre suena como “amoniaco”) debe su nombre al oasis de Amón en el norte de África, situado en el cruce de rutas de caravanas. En climas cálidos, la urea (NH 2) 2 CO, contenida en los productos de desecho animal, se descompone con especial rapidez. Uno de los productos de descomposición es el amoníaco. Según otras fuentes, el amoníaco debe su nombre a la antigua palabra egipcia. amoniano. Este era el nombre que recibían las personas que adoraban al dios Amón. Durante sus rituales, olían amoníaco NH 4 Cl que, cuando se calienta, evapora el amoníaco.
amoníaco líquido
El amoníaco líquido, aunque en pequeña medida, se disocia en iones (autoprotólisis), lo que demuestra su similitud con el agua:
2 norte H 3 → norte H 4 + + norte H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\rightarrow NH_(4)^(+)+NH_(2)^(-))))La constante de autoionización del amoníaco líquido a −50 °C es aproximadamente 10 −33 (mol/l)².
2 N a + 2 N H 3 → 2 N a N H 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+2NH_(3)\rightarrow 2NaNH_(2)+H_(2))))Las amidas metálicas resultantes de la reacción con amoníaco contienen un ión negativo NH 2 −, que también se forma durante la autoionización del amoníaco. Por tanto, las amidas metálicas son análogas a los hidróxidos. La velocidad de reacción aumenta al pasar de Li a Cs. La reacción se acelera significativamente en presencia de incluso pequeñas impurezas de H 2 O.
Las soluciones de metal-amoníaco tienen conductividad eléctrica metálica, en ellas los átomos metálicos se descomponen en iones positivos y electrones solvatados rodeados por moléculas de NH 3. Las soluciones de metal y amoníaco, que contienen electrones libres, son los agentes reductores más fuertes.
Complejización
Debido a sus propiedades donadoras de electrones, las moléculas de NH 3 pueden incorporarse a compuestos complejos como ligandos. Por tanto, la introducción de un exceso de amoníaco en soluciones de sales de d-metal conduce a la formación de sus complejos amino:
C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 (\displaystyle (\mathsf (CuSO_(4)+4NH_(3)\rightarrow SO_(4)))) N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 (\displaystyle (\mathsf (Ni(NO_(3))_(3)+6NH_(3)\ flecha derecha (NO_(3))_(3))))La complejación suele ir acompañada de un cambio en el color de la solución. Entonces, en la primera reacción, el color azul (CuSO 4) se vuelve azul oscuro (el color del complejo), y en la segunda reacción el color cambia de verde (Ni (NO 3) 2) a azul violeta. Los complejos más fuertes con NH 3 están formados por cromo y cobalto en estado de oxidación +3.
papel biológico
El amoníaco es una fuente importante de nitrógeno para los organismos vivos. A pesar del alto contenido de nitrógeno libre en la atmósfera (más del 75%), muy pocos seres vivos pueden utilizar el nitrógeno diatómico neutro y libre de la atmósfera, el gas N2. Por lo tanto, para incluir el nitrógeno atmosférico en la circulación biológica, en particular en la síntesis de aminoácidos y nucleótidos, es necesario un proceso llamado "fijación de nitrógeno". Algunas plantas dependen de la disponibilidad de amoníaco y otros residuos nitrogenados liberados al suelo por los restos orgánicos en descomposición de otras plantas y animales. Algunas otras, como las leguminosas fijadoras de nitrógeno, aprovechan una simbiosis con bacterias fijadoras de nitrógeno (rizobios), que son capaces de producir amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico.
En algunos organismos, el amoníaco se forma a partir del nitrógeno atmosférico mediante enzimas llamadas nitrogenasas. Este proceso se llama fijación de nitrógeno. Aunque es poco probable que algún día se desarrollen métodos biomiméticos que puedan competir en productividad con los métodos químicos para producir amoníaco a partir de nitrógeno, los científicos están haciendo grandes esfuerzos para comprender mejor los mecanismos de fijación biológica de nitrógeno. El interés científico en este problema está motivado en parte por la estructura inusual del centro catalítico activo de la enzima fijadora de nitrógeno (nitrogenasa), que contiene un conjunto molecular bimetálico inusual Fe 7 MoS 9 .
El amoníaco también es un subproducto final del metabolismo de los aminoácidos, es decir, el producto de la desaminación catalizada por enzimas como la glutamato deshidrogenasa. La excreción de amoníaco inalterado es una ruta común para la desintoxicación del amoníaco en criaturas acuáticas (peces, invertebrados acuáticos y algunos anfibios). En los mamíferos, incluidos los humanos, el amoníaco suele convertirse rápidamente en urea, que es mucho menos tóxica y, en particular, menos alcalina y menos reactiva como agente reductor. La urea es el componente principal de los sólidos de la orina. Sin embargo, la mayoría de las aves, reptiles, insectos y arácnidos emiten ácido úrico en lugar de urea como principal residuo de nitrógeno.
El amoníaco también juega un papel importante en la fisiología animal tanto normal como patológica. El amoníaco se produce durante el metabolismo normal de los aminoácidos, pero es muy tóxico en concentraciones elevadas. Los hígados de animales convierten el amoníaco en urea mediante una serie de reacciones secuenciales conocidas como ciclo de la urea. La función hepática deteriorada, como la que se observa en la cirrosis, puede afectar la capacidad del hígado para desintoxicar el amoníaco y convertirlo en urea, lo que resulta en niveles elevados de amoníaco en la sangre, una condición llamada hiperamonemia. Un resultado similar (un aumento en el nivel de amoníaco libre en la sangre y el desarrollo de hiperamonemia) es causado por la presencia de defectos genéticos congénitos en las enzimas del ciclo de la urea, como la ornitina carbamiltransferasa. El mismo resultado puede ser causado por una violación de la función excretora de los riñones en caso de insuficiencia renal grave y uremia: debido a un retraso en la liberación de urea, su nivel en la sangre aumenta tanto que comienza a funcionar el "ciclo de la urea". "En la dirección opuesta": los riñones hidrolizan el exceso de urea en amoníaco y dióxido de carbono y, como resultado, aumenta el nivel de amoníaco en la sangre. La hiperamonemia contribuye a los trastornos de la conciencia y al desarrollo de estados soporosos y comatosos en la encefalopatía hepática y la uremia, así como al desarrollo de trastornos neurológicos que se observan a menudo en pacientes con defectos congénitos de las enzimas del ciclo de la urea o acidurias orgánicas.
La hiperamonemia menos pronunciada, pero clínicamente significativa, se puede observar en cualquier proceso en el que se observe un mayor catabolismo proteico, por ejemplo, con quemaduras extensas, síndrome de compresión o aplastamiento de tejidos, procesos necróticos purulentos extensos, gangrena de las extremidades, sepsis, etc. , y también para algunos trastornos endocrinos, como diabetes mellitus y tirotoxicosis grave. La probabilidad de que se produzca hiperamonemia en estas condiciones patológicas es especialmente alta en los casos en que la condición patológica, además del aumento del catabolismo proteico, también causa un deterioro pronunciado de la función desintoxicante del hígado o de la función excretora de los riñones.
El amoníaco es importante para mantener el equilibrio ácido-base normal en la sangre. Después de la formación de amoníaco a partir de glutamina, el alfa-cetoglutarato puede descomponerse aún más para formar dos moléculas de bicarbonato, que luego pueden usarse como tampón para neutralizar los ácidos de la dieta. El amoníaco obtenido de la glutamina se excreta luego en la orina (tanto directamente como en forma de urea), lo que, teniendo en cuenta la formación de dos moléculas de bicarbonato a partir del cetoglutarato, provoca una pérdida total de ácidos y un cambio del pH sanguíneo a el lado alcalino. Además, el amoníaco puede difundirse a través de los túbulos renales, combinarse con el ion hidrógeno y excretarse junto con él (NH 3 + H + => NH 4 +), y así promover aún más la eliminación de ácidos del cuerpo.
El amoníaco y los iones de amonio son un subproducto tóxico del metabolismo en los animales. En peces e invertebrados acuáticos, el amoníaco se libera directamente al agua. En los mamíferos (incluidos los acuáticos), los anfibios y los tiburones, el amoníaco se convierte en urea en el ciclo de la urea porque la urea es mucho menos tóxica, menos reactiva químicamente y puede “almacenarse” de manera más eficiente en el cuerpo hasta que pueda excretarse. En aves y reptiles, el amoníaco producido durante el metabolismo se convierte en ácido úrico, que es un residuo sólido y puede excretarse con una pérdida mínima de agua.
Acción fisiológica
Según su efecto fisiológico en el organismo, pertenece al grupo de sustancias con efectos asfixiantes y neurotrópicos que, si se inhalan, pueden provocar edema pulmonar tóxico y daños graves al sistema nervioso. El amoníaco tiene efectos tanto locales como de resorción.
Los vapores de amoníaco irritan fuertemente las membranas mucosas de los ojos y los órganos respiratorios, así como la piel. Esto es lo que una persona percibe como un olor acre. Los vapores de amoníaco provocan lagrimeo excesivo, dolor ocular, quemaduras químicas de la conjuntiva y la córnea, pérdida de la visión, ataques de tos, enrojecimiento y picazón de la piel. Cuando el amoníaco licuado y sus soluciones entran en contacto con la piel, se produce una sensación de ardor y es posible una quemadura química con ampollas y ulceraciones. Además, el amoníaco licuado absorbe calor cuando se evapora y, cuando entra en contacto con la piel, se producen diversos grados de congelación. El olor a amoníaco se siente en una concentración de 37 mg/m³.
Solicitud
El amoníaco es uno de los productos más importantes de la industria química; su producción mundial anual alcanza los 150 millones de toneladas. Se utiliza principalmente para la producción de fertilizantes nitrogenados (nitrato y sulfato de amonio, urea), explosivos y polímeros, ácido nítrico, refrescos (mediante el método del amoníaco) y otros productos de la industria química. El amoníaco líquido se utiliza como disolvente.
| 100 en | 300 en | 1000 en | 1500 en | 2000 en | 3500 en | |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 400 ºC | 25,12 | 47,00 | 79,82 | 88,54 | 93,07 | 97,73 |
| 450 ºC | 16,43 | 35,82 | 69,69 | 84,07 | 89,83 | 97,18 |
| 500 ºC | 10,61 | 26,44 | 57,47 | Sin datos | ||
| 550°C | 6,82 | 19,13 | 41,16 | |||
El uso de un catalizador (hierro poroso con impurezas de Al 2 O 3 y K 2 O) permitió acelerar la consecución de un estado de equilibrio. Curiosamente, en la búsqueda de un catalizador para esta función, se probaron más de 20 mil sustancias diferentes.
Teniendo en cuenta todos los factores anteriores, el proceso de producción de amoníaco se lleva a cabo en las siguientes condiciones: temperatura 500 °C, presión 350 atmósferas, catalizador. El rendimiento de amoníaco en tales condiciones es de aproximadamente el 30%. En condiciones industriales, se utiliza el principio de circulación: el amoníaco se elimina mediante enfriamiento y el nitrógeno y el hidrógeno sin reaccionar se devuelven a la columna de síntesis. Esto resulta más económico que lograr un mayor rendimiento de la reacción aumentando la presión.
Para obtener amoníaco en el laboratorio se utiliza la acción de álcalis fuertes sobre las sales de amonio:
N H 4 C l + N a O H → N H 3 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (NH_(4)Cl+NaOH\rightarrow NH_(3)\uparrow +NaCl+H_(2)O )))Normalmente, el amoníaco se obtiene mediante un método de laboratorio calentando suavemente una mezcla de cloruro de amonio y cal apagada.
2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(4)Cl+Ca(OH)_(2)\rightarrow CaCl_(2)+2NH_(3)\arriba +2H_(2)O)))Para secar el amoníaco se pasa por una mezcla de cal y sosa cáustica.
Se puede obtener amoníaco muy seco disolviendo sodio metálico en él y destilándolo posteriormente. Esto se hace mejor en un sistema hecho de metal al vacío. El sistema debe soportar alta presión (a temperatura ambiente, la presión del vapor saturado de amoníaco es de aproximadamente 10 atmósferas). En la industria, el amoníaco se seca en columnas de absorción.
Tasas de consumo por tonelada de amoníaco.
Para producir una tonelada de amoníaco en Rusia se consume una media de 1200 nm³ de gas natural, en Europa 900 nm³.
La ciudad bielorrusa Grodno Azot consume 1200 nm³ de gas natural por tonelada de amoníaco; después de la modernización, se espera que el consumo disminuya a 876 nm³.
Los productores ucranianos consumen entre 750 nm³ y 1170 nm³ de gas natural por tonelada de amoníaco.
La tecnología UHDE afirma un consumo de 6,7 - 7,4 Gcal de recursos energéticos por tonelada de amoníaco.
Amoníaco en medicina.
Para las picaduras de insectos, el amoníaco se usa externamente en forma de lociones. La solución acuosa de amoníaco al 10% se conoce como
El hidrógeno, en condiciones normales, es un gas incoloro con un fuerte olor característico (olor a amoníaco).
- Los halógenos (cloro, yodo) forman explosivos peligrosos con el amoníaco: haluros de nitrógeno (cloruro de nitrógeno, yoduro de nitrógeno).
- El amoníaco reacciona con alcanos halogenados mediante adición nucleófila, formando un ion amonio sustituido (método para producir aminas):
- Produce amidas con ácidos carboxílicos, sus anhídridos, haluros de ácido, ésteres y otros derivados. Con aldehídos y cetonas: bases de Schiff, que pueden reducirse a las aminas correspondientes (aminación reductora).
- A 1000 °C, el amoníaco reacciona con el carbón, formando ácido cianhídrico HCN y descomponiéndose parcialmente en nitrógeno e hidrógeno. También puede reaccionar con el metano, formando el mismo ácido cianhídrico:
Historia del nombre
El amoníaco (en los idiomas europeos su nombre suena como “amoniaco”) debe su nombre al oasis de Amón en el norte de África, situado en el cruce de rutas de caravanas. En climas cálidos, la urea (NH 2) 2 CO, contenida en los productos de desecho animal, se descompone con especial rapidez. Uno de los productos de descomposición es el amoníaco. Según otras fuentes, el amoníaco debe su nombre a la antigua palabra egipcia. amoniano. Este era el nombre que recibían las personas que adoraban al dios Amón. Durante sus rituales, olían amoníaco NH 4 Cl que, cuando se calienta, evapora el amoníaco.
amoníaco líquido
El amoníaco líquido, aunque en pequeña medida, se disocia en iones (autoprotólisis), lo que demuestra su similitud con el agua:
La constante de autoionización del amoníaco líquido a −50 °C es aproximadamente 10 −33 (mol/l)².
Las amidas metálicas resultantes de la reacción con amoníaco contienen un ión negativo NH 2 −, que también se forma durante la autoionización del amoníaco. Por tanto, las amidas metálicas son análogas a los hidróxidos. La velocidad de reacción aumenta al pasar de Li a Cs. La reacción se acelera significativamente en presencia de incluso pequeñas impurezas de H 2 O.
Las soluciones de metal-amoníaco tienen conductividad eléctrica metálica, en ellas los átomos metálicos se descomponen en iones positivos y electrones solvatados rodeados por moléculas de NH 3. Las soluciones de metal y amoníaco, que contienen electrones libres, son los agentes reductores más fuertes.
Complejización
Debido a sus propiedades donadoras de electrones, las moléculas de NH 3 pueden incorporarse a compuestos complejos como ligandos. Por tanto, la introducción de un exceso de amoníaco en soluciones de sales de d-metal conduce a la formación de sus complejos amino:
La complejación suele ir acompañada de un cambio en el color de la solución. Entonces, en la primera reacción, el color azul (CuSO 4) se vuelve azul oscuro (el color del complejo), y en la segunda reacción el color cambia de verde (Ni(NO 3) 2) a azul violeta. Los complejos más fuertes con NH 3 están formados por cromo y cobalto en estado de oxidación +3.
papel biológico
El amoníaco es el producto final del metabolismo del nitrógeno en el cuerpo de humanos y animales. Se forma durante el metabolismo de proteínas, aminoácidos y otros compuestos nitrogenados. Es muy tóxico para el cuerpo, por lo que el hígado convierte la mayor parte del amoníaco durante el ciclo de la ornitina en un compuesto más inofensivo y menos tóxico: la carbamida (urea). Luego, la urea se excreta por los riñones y parte de la urea puede ser convertida por el hígado o los riñones nuevamente en amoníaco.
El hígado también puede utilizar el amoníaco para el proceso inverso: resíntesis de aminoácidos a partir de amoníaco y cetoanálogos de aminoácidos. Este proceso se llama "aminación reductora". Así, el ácido aspártico se obtiene del ácido oxaloacético, el ácido glutámico se obtiene del ácido α-cetoglutárico, etc.
Acción fisiológica
Según su efecto fisiológico en el organismo, pertenece al grupo de sustancias con efectos asfixiantes y neurotrópicos que, si se inhalan, pueden provocar edema pulmonar tóxico y daños graves al sistema nervioso. El amoníaco tiene efectos tanto locales como de resorción.
Los vapores de amoníaco irritan fuertemente las membranas mucosas de los ojos y los órganos respiratorios, así como la piel. Esto es lo que una persona percibe como un olor acre. Los vapores de amoníaco provocan lagrimeo excesivo, dolor ocular, quemaduras químicas de la conjuntiva y la córnea, pérdida de la visión, ataques de tos, enrojecimiento y picazón de la piel. Cuando el amoníaco licuado y sus soluciones entran en contacto con la piel, se produce una sensación de ardor y es posible una quemadura química con ampollas y ulceraciones. Además, el amoníaco licuado absorbe calor cuando se evapora y, cuando entra en contacto con la piel, se producen diversos grados de congelación. El olor a amoníaco se siente en una concentración de 37 mg/m³.
Solicitud
El amoníaco es uno de los productos más importantes de la industria química; su producción mundial anual alcanza los 150 millones de toneladas. Se utiliza principalmente para la producción de fertilizantes nitrogenados (nitrato y sulfato de amonio, urea), explosivos y polímeros, ácido nítrico, refrescos (mediante el método del amoníaco) y otros productos de la industria química. El amoníaco líquido se utiliza como disolvente.
Tasas de consumo por tonelada de amoníaco.
Para producir una tonelada de amoníaco en Rusia se consume una media de 1200 nm³ de gas natural, en Europa 900 nm³.
La ciudad bielorrusa Grodno Azot consume 1.200 nm³ de gas natural por tonelada de amoníaco; después de la modernización, se espera que el consumo disminuya a 876 nm³.
Los productores ucranianos consumen entre 750 nm³ y 1170 nm³ de gas natural por tonelada de amoníaco.
La tecnología UHDE afirma un consumo de 6,7 - 7,4 Gcal de recursos energéticos por tonelada de amoníaco.
Amoníaco en medicina.
Para las picaduras de insectos, el amoníaco se usa externamente en forma de lociones. Una solución acuosa de amoníaco al 10% se conoce como amoníaco.
Posibles efectos secundarios: con una exposición prolongada (uso por inhalación), el amoníaco puede provocar un cese reflejo de la respiración.
El uso local está contraindicado en dermatitis, eccema y otras enfermedades de la piel, así como en lesiones traumáticas abiertas de la piel.
En caso de daño accidental a la mucosa del ojo, enjuague con agua (15 minutos cada 10 minutos) o una solución de ácido bórico al 5%. No se utilizan aceites ni ungüentos. Si la nariz y la garganta se ven afectadas, utilice una solución de ácido cítrico al 0,5% o jugos naturales. Si se toma por vía oral, beba agua, jugo de frutas, leche, preferiblemente una solución de ácido cítrico al 0,5% o una solución de ácido acético al 1% hasta que el contenido del estómago esté completamente neutralizado.
Se desconoce la interacción con otras drogas.
Productores de amoníaco
Productores de amoníaco en Rusia
| Compañía | 2006, miles de toneladas | 2007, miles de toneladas |
|---|---|---|
| OJSC Togliattiazot]] | 2 635 | 2 403,3 |
| OJSC NAC "Azot" | 1 526 | 1 514,8 |
| JSC Acron | 1 526 | 1 114,2 |
| JSC "Nevinnomyssk Azot", Nevinnomyssk | 1 065 | 1 087,2 |
| OJSC "Minudobreniya" (Rososh) | 959 | 986,2 |
| KOAO "AZOT" | 854 | 957,3 |
| OJSC "Azot" | 869 | 920,1 |
| JSC "Kirovo-Chepetsk química" planta" | 956 | 881,1 |
| OJSC Cherepovéts Azot | 936,1 | 790,6 |
| CJSC Kuibyshevazot | 506 | 570,4 |
| Gazprom Salavat Neftekhim" | 492 | 512,8 |
| "Fertilizantes minerales" (Perm) | 437 | 474,6 |
| JSC "Dorogobuzh" | 444 | 473,9 |
| OJSC "Fertilizantes minerales Voskresensk" | 175 | 205,3 |
| JSC "Schekinoazot" | 58 | 61,1 |
| LLC "MendeleevskAzot" | - | - |
| Total | 13 321,1 | 12 952,9 |
Rusia representa alrededor del 9% de la producción mundial de amoníaco. Rusia es uno de los mayores exportadores de amoníaco del mundo. Se exporta alrededor del 25% de la producción total de amoníaco, lo que representa alrededor del 16% de las exportaciones mundiales.
Productores de amoníaco en Ucrania
- Las nubes de Júpiter están hechas de amoníaco.
ver también
Notas
Enlaces
- //
- // Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.
- // Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.
- // Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.
Literatura
- Ajmétov N. S. Química general e inorgánica. - M.: Escuela Superior, 2001.
