Amonijak. Fizička i kemijska svojstva
Kemijska svojstva
Zbog prisutnosti usamljenog elektronskog para, amonijak djeluje kao sredstvo za stvaranje kompleksa u mnogim reakcijama. Dodaje proton da nastane amonijev ion.
Vodena otopina amonijaka ("amonijak") ima blago alkalno okruženje zbog procesa:
O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16)
U interakciji s kiselinama daje odgovarajuće amonijeve soli:
2(O) + > (+ O. (17)
Amonijak je također vrlo slaba kiselina i sposoban je stvarati soli s metalima - amide.
Kada se zagrijava, amonijak pokazuje redukcijska svojstva. Dakle, gori u atmosferi kisika, stvarajući vodu i dušik. Oksidacija amonijaka zrakom na platinastom katalizatoru proizvodi dušikove okside koji se industrijsko koriste za proizvodnju dušične kiseline:
4 + 54NO + 6O. (18)
Upotreba amonijaka Cl za čišćenje metalne površine od oksida tijekom lemljenja temelji se na njegovoj redukcijskoj sposobnosti:
3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19)
S haloalkanima, amonijak reagira nukleofilnom adicijom, stvarajući supstituirani amonijev ion (metoda za proizvodnju amina):
Cl > (metil amonijev hidroklorid). (20)
S karboksilnim kiselinama proizvodi amide, njihove anhidride, kiselinske halogenide, estere i druge derivate. S aldehidima i ketonima – Schiffove baze, koje se mogu reducirati u odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).
Na 1000 °C amonijak reagira s ugljenom, stvarajući cijanovodičnu kiselinu HCN i djelomično se raspada na dušik i vodik. Također može reagirati s metanom, stvarajući istu cijanovodičnu kiselinu:
Tekući amonijak
Tekući amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione, što pokazuje njegovu sličnost s vodom:
Tekući amonijak je, kao i voda, jako ionizirajuće otapalo u kojem se otapaju brojni aktivni metali: alkalijski, zemnoalkalijski, Mg, Al, kao i Eu i Yb. Topljivost alkalnih metala u tekućini je nekoliko desetaka postotaka. Neki intermetalni spojevi koji sadrže alkalijske metale također se otapaju u tekućem amonijaku, na primjer
Razrijeđene otopine metala u tekućem amonijaku obojene su plavo, koncentrirane otopine imaju metalni sjaj i izgledaju poput bronce. Kada amonijak ispari, alkalijski metali se oslobađaju u čistom obliku, a zemnoalkalijski metali se oslobađaju u obliku kompleksa s amonijakom 2+ koji ima metalnu vodljivost. Kada se lagano zagriju, ti se kompleksi razlažu na metal i.
Otopljen u metalu postupno reagira u amid:
Kompleksacija
Zbog svojih svojstava doniranja elektrona, molekule mogu ući u složene spojeve kao ligandi. Dakle, uvođenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:
Kompleksiranje je obično praćeno promjenom boje otopine, pa u prvoj reakciji plava boja () prelazi u tamnoplavu, a u drugoj reakciji boja se mijenja iz zelene (Ni() u plavoljubičastu. Najviše stabilni kompleksi s tvorbom kroma i kobalta u oksidacijskom stanju (+3).
Otopine amonijaka su prilično stabilne, s izuzetkom žuto-smeđeg kobalt (II) amonijaka, koji se postupno oksidira atmosferskim kisikom u trešnjastocrveni kobalt (III) amonijak. U prisutnosti oksidirajućih sredstava, ova reakcija se događa trenutno.
Nastanak i razaranje kompleksnog iona objašnjava se pomakom u ravnoteži njegove disocijacije. U skladu s Le Chatelierovim načelom, ravnoteža u otopini amonijačnog kompleksa srebra pomiče se prema stvaranju kompleksa (ulijevo) s porastom koncentracije i/ili. Kako se koncentracija tih čestica u otopini smanjuje, ravnoteža se pomiče udesno i kompleksni ion se uništava. To može biti posljedica vezanja središnjeg iona ili liganada u neke spojeve koji su jači od kompleksa. Na primjer, kada se dušična kiselina doda otopini, kompleks se uništava zbog stvaranja iona u kojima je amonijak čvršće vezan za vodikov ion:
Proizvodnja amonijaka
Industrijska metoda proizvodnje amonijaka temelji se na izravnoj interakciji vodika i dušika:
Ovo je takozvani Garberov proces. Reakcija se odvija uz oslobađanje topline i smanjenje volumena. Dakle, prema Le Chatelierovom principu, reakciju treba provoditi na najnižim mogućim temperaturama i pri visokim tlakovima - tada će se ravnoteža pomaknuti udesno. Međutim, brzina reakcije pri niskim temperaturama je zanemariva, a pri visokim temperaturama brzina reverzne reakcije raste. Korištenje katalizatora (porozno željezo s nečistoćama i) omogućilo je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je u potrazi za katalizatorom za tu ulogu isprobano više od 20 tisuća različitih tvari.
Uzimajući u obzir sve gore navedene čimbenike, proces proizvodnje amonijaka odvija se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 °C, tlak 350 atmosfera, katalizator. U industrijskim uvjetima koristi se princip cirkulacije - hlađenjem se uklanja amonijak, a neizreagirani dušik i vodik vraćaju u kolonu za sintezu. To se pokazalo ekonomičnijim od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem tlaka.
Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:
Obično se u laboratorijskoj metodi dobiva laganim zagrijavanjem mješavine amonijevog klorida i gašenog vapna.
Za sušenje amonijaka, prolazi kroz mješavinu vapna i kaustične sode.
Predmet: Amonijak. Fizička i kemijska svojstva. Prijem i prijava.
Ciljevi lekcije: poznavati građu molekule amonijaka, fizikalna i kemijska svojstva, područja primjene; znati dokazati kemijska svojstva amonijaka: napisati jednadžbe za reakcije amonijaka s kisikom, vodom, kiselinama i razmotriti ih sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije i redoks procesa.
Tijekom nastave
1. Organizacijski trenutak lekcije.
2. Učenje novog gradiva.
Amonijak – NH3
Amonijak (na europskim jezicima njegovo ime zvuči kao "amonijak") svoje ime duguje oazi Ammon u sjevernoj Africi, koja se nalazi na raskrižju karavanskih puteva. U vrućim klimatskim uvjetima, urea (NH 2 ) 2 CO sadržan u životinjskim otpadnim proizvodima posebno se brzo razgrađuje. Jedan od produkata razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime od staroegipatske riječi amonian. Tako su nazivali ljude koji su štovali boga Amona. Tijekom svojih ritualnih ceremonija ušmrkavali su amonijak NH 4 Cl, koji zagrijavanjem isparava amonijak.
1. Struktura molekule
Molekula amonijaka ima oblik trokutne piramide s atomom dušika na vrhu. Tri nesparena p-elektrona atoma dušika sudjeluju u stvaranju polarnih kovalentnih veza s 1s-elektronima triju atoma vodika (N-H veze), četvrti par vanjskih elektrona je usamljen, može tvoriti donorsko-akceptorsku vezu s vodikov ion, tvoreći amonijev ion NH 4 + .
2. Fizikalna svojstva amonijaka
U normalnim uvjetima to je bezbojni plin oštrog karakterističnog mirisa (miris amonijaka), gotovo dvostruko lakši od zraka i otrovan. Po svom fiziološkom djelovanju na organizam spada u skupinu tvari gušljivog i neurotropnog djelovanja, koje pri udisanju mogu izazvati toksični plućni edem i teška oštećenja živčanog sustava. Amonijak ima lokalne i resorptivne učinke. Pare amonijaka jako nadražuju sluznicu očiju i dišnih organa te kožu. To je ono što doživljavamo kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju prekomjerno suzenje, bol u očima, kemijske opekline konjunktive i rožnice, gubitak vida, napade kašlja, crvenilo i svrbež kože. Topivost NH 3 u vodi je izuzetno velik - oko 1200 volumena (pri 0 °C) ili 700 volumena (pri 20 °C) u volumenu vode.
3. Proizvodnja amonijaka
U laboratoriju
U industriji
Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:
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
Pažnja! Amonijev hidroksid je nestabilna baza, raspada se: NH 4 OH ↔ NH3 + H2O
Prilikom primanja amonijaka držite cijev prijemnika s dnom prema gore, jer je amonijak lakši od zraka:
Industrijska metoda proizvodnje amonijaka temelji se na izravnoj interakciji vodika i dušika:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 kJ
Uvjeti:
katalizator – porozno željezo
temperatura – 450 – 500 ˚S
tlak – 25 – 30 MPa
To je takozvani Haberov proces (njemački fizičar koji je razvio fizikalno-kemijske temelje metode).
4. Kemijska svojstva amonijaka
Amonijak karakteriziraju sljedeće reakcije:
1. s promjenom oksidacijskog stanja atoma dušika (reakcija oksidacije)
2. bez promjene oksidacijskog stanja atoma dušika (adicija)
Reakcije koje uključuju promjenu oksidacijskog stanja atoma dušika (oksidacijske reakcije)
N -3 → N 0 → N +2
NH 3 – jako redukcijsko sredstvo.
s kisikom
1. Izgaranje amonijaka(kada se zagrije)
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0
2. Katalitička oksidacija amonijaka (katalizator Pt – Rh, temperatura)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
s metalnim oksidima
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O
s jakim oksidirajućim sredstvima
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (kada se zagrije)
amonijak je slab spoj i zagrijavanjem se raspada
2NH3 ↔ N2 + 3H2
Reakcije bez promjene oksidacijskog stanja atoma dušika (adicija - Stvaranje amonijevog iona NH 4 + svaki donor-akceptorski mehanizam)
5. Primjena amonijaka
Što se tiče količine proizvodnje, amonijak zauzima jedno od prvih mjesta; Svake godine u svijetu se proizvede oko 100 milijuna tona ovog spoja. Amonijak je dostupan u tekućem obliku ili kao vodena otopina - amonijačna voda, koja obično sadrži 25% NH 3 . Ogromne količine amonijaka zatim se koriste za proizvodnju dušične kiseline, koja se koristi za proizvodnju gnojiva i mnogih drugih proizvoda. Amonijačna voda se također koristi izravno kao gnojivo, a ponekad se polja zalijevaju izravno iz spremnika tekućim amonijakom. Iz amonijaka se dobivaju razne amonijeve soli, urea i metenamin. Također se koristi kao jeftino rashladno sredstvo u industrijskim rashladnim jedinicama.
Amonijak se također koristi za proizvodnju sintetičkih vlakana, kao što su najlon i najlon. U lakoj industriji koristi se za čišćenje i bojanje pamuka, vune i svile. U petrokemijskoj industriji amonijak se koristi za neutralizaciju kiselog otpada, au industriji prirodne gume amonijak pomaže u očuvanju lateksa dok putuje od plantaže do tvornice. Amonijak se također koristi u proizvodnji sode Solvayevom metodom. U industriji čelika amonijak se koristi za nitriranje - zasićenje površinskih slojeva čelika dušikom, što značajno povećava njegovu tvrdoću.
Liječnici koriste vodene otopine amonijaka (amonijak)u svakodnevnoj praksi: štapić s vatom umočen u amonijak dovodi osobu iz stanja nesvjestice. Amonijak u ovoj dozi nije opasan za ljude.
3. Konsolidacija proučenog materijala
broj 1. Provedite transformacije prema shemi:
a) Dušik → Amonijak → Dušikov oksid (II)
b) Amonijev nitrat → Amonijak → Dušik
c) Amonijak → Amonijev klorid → Amonijak → Amonijev sulfat
Za ORR sastavite e-bilans, za RIO dovršite ionske jednadžbe.
broj 2. Napišite četiri jednadžbe za kemijske reakcije koje proizvode amonijak.
4. Domaća zadaća
Str. 24, pr. 2.3; test
Amonijak- NH3, vodikov nitrid, u normalnim uvjetima - bezbojan plin oštrog karakterističnog mirisa (miris amonijaka)
To je takozvani Haberov proces (njemački fizičar koji je razvio fizikalno-kemijske temelje metode).
Reakcija se odvija uz oslobađanje topline i smanjenje volumena. Dakle, prema Le Chatelierovom principu, reakciju treba provoditi na najnižim mogućim temperaturama i pri visokim tlakovima - tada će se ravnoteža pomaknuti udesno. Međutim, brzina reakcije pri niskim temperaturama je zanemariva, a pri visokim temperaturama brzina reverzne reakcije raste. Izvođenje reakcije pri vrlo visokim tlakovima zahtijeva stvaranje posebne opreme koja može izdržati visoki tlak, a time i velika kapitalna ulaganja. Osim toga, ravnoteža reakcije, čak i na 700 °C, uspostavlja se presporo za njezinu praktičnu primjenu.
Korištenje katalizatora (porozno željezo s primjesama Al2O3 i K2O) omogućilo je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je u potrazi za katalizatorom za tu ulogu isprobano više od 20 tisuća različitih tvari.
Uzimajući u obzir sve gore navedene čimbenike, proces proizvodnje amonijaka odvija se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 °C, tlak 350 atmosfera, katalizator. Prinos amonijaka u takvim uvjetima je oko 30%. U industrijskim uvjetima koristi se princip cirkulacije - hlađenjem se uklanja amonijak, a neizreagirani dušik i vodik vraćaju u kolonu za sintezu. To se pokazalo ekonomičnijim od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem tlaka.
Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli.
Obično se amonijak dobiva laboratorijskom metodom laganim zagrijavanjem smjese amonijevog klorida i gašenog vapna.
Za sušenje amonijaka, prolazi kroz mješavinu vapna i kaustične sode.
Vrlo suhi amonijak može se dobiti otapanjem metalnog natrija u njemu i naknadnom destilacijom. To je najbolje učiniti u sustavu napravljenom od metala pod vakuumom. Sustav mora izdržati visoki tlak (na sobnoj temperaturi, tlak zasićene pare amonijaka je oko 10 atmosfera). U industriji se amonijak suši u apsorpcijskim kolonama.
Stope potrošnje po toni amonijaka
Za proizvodnju jedne tone amonijaka u Rusiji se prosječno troši 1200 nm³ prirodnog plina, u Europi - 900 nm³.
Amonijak u medicini
Kod uboda insekata, amonijak se koristi izvana u obliku losiona. 10% vodena otopina amonijaka poznata je kao amonijak.
Moguće nuspojave: s produljenom izloženošću (inhalacijska uporaba), amonijak može izazvati refleksni prestanak disanja.
Lokalna uporaba je kontraindicirana za dermatitis, ekcem, druge kožne bolesti, kao i za otvorene traumatske ozljede kože.
U slučaju slučajnog oštećenja sluznice oka isprati vodom (15 minuta svakih 10 minuta) ili 5% otopinom borne kiseline. Ulja i masti se ne koriste. Ako su zahvaćeni nos i grlo, koristite 0,5% otopinu limunske kiseline ili prirodne sokove. Ako se uzima oralno, piti vodu, voćni sok, mlijeko, najbolje 0,5% otopinu limunske kiseline ili 1% otopinu octene kiseline do potpune neutralizacije želučanog sadržaja.
Interakcija s drugim lijekovima nije poznata.
Zanimljivosti
Pare amonijaka mogu promijeniti boju cvijeća. Na primjer, plave i plave latice postaju zelene, svijetle crvene latice postaju crne.
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)))
- Halogeni (klor, jod) tvore s amonijakom opasne eksplozive - dušikove halogenide (dušikov klorid, dušikov jodid).
- Amonijak reagira s halogeniranim alkanima nukleofilnom adicijom, stvarajući supstituirani amonijev ion (metoda za proizvodnju amina):
- S karboksilnim kiselinama proizvodi amide, njihove anhidride, kiselinske halogenide, estere i druge derivate. S aldehidima i ketonima – Schiffove baze, koje se mogu reducirati u odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).
Priča
Amonijak je u svom čistom obliku prvi izolirao J. Priestley 1774. godine, koji ga je nazvao "alkalni zrak". Jedanaest godina kasnije, 1785., C. Berthollet je utvrdio točan kemijski sastav amonijaka. Od tada su diljem svijeta započela istraživanja o proizvodnji amonijaka iz dušika i vodika. Amonijak je bio vrlo potreban za sintezu dušikovih spojeva, budući da je njihova proizvodnja iz čileanske salitre bila ograničena postupnim iscrpljivanjem rezervi potonje. Problem smanjenja rezervi nitrata zaoštrio se potkraj 19. stoljeća. Tek početkom 20. stoljeća bilo je moguće izumiti postupak za sintezu amonijaka pogodan za industriju. To je proveo F. Haber, koji je počeo raditi na ovom problemu 1904. i do 1909. stvorio mali kontaktni aparat u kojem je koristio povećani tlak (u skladu s Le Chatelierovim načelom) i osmijev katalizator. Dana 2. srpnja 1909. Haber je testirao aparat u prisutnosti K. Boscha i A. Mittasha, obojice iz Badenske tvornice anilina i sode (BASF), i dobio amonijak. Do 1911. K. Bosch izradio je veliku verziju aparata za BASF, a zatim je izgrađeno i pušteno u rad 9. rujna 1913. prvo svjetsko postrojenje za sintezu amonijaka koje se nalazilo u Oppau (danas okrug unutar grad Ludwigshafen am Rhein) i pripadao je BASF-u. Godine 1918. F. Haber dobio je Nobelovu nagradu za kemiju "za sintezu amonijaka iz njegovih sastavnih elemenata". U Rusiji i SSSR-u prva serija sintetskog amonijaka proizvedena je 1928. u kemijskoj tvornici Chernorechensky.
porijeklo imena
Amonijak (na europskim jezicima njegovo ime zvuči kao "amonijak") svoje ime duguje oazi Ammon u sjevernoj Africi, koja se nalazi na raskrižju karavanskih puteva. U vrućim klimatskim uvjetima, urea (NH 2) 2 CO, sadržana u životinjskim otpadnim proizvodima, posebno se brzo razgrađuje. Jedan od produkata razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi Amonjanin. Tako su nazivali ljude koji su štovali boga Amona. Tijekom svojih obreda njušili su amonijak NH 4 Cl, koji pri zagrijavanju isparava amonijak.
Tekući amonijak
Tekući amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione (autoprotoliza), što pokazuje njegovu sličnost s vodom:
2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\rightarrow NH_(4)^(+)+NH_(2)^(-))))Konstanta samoionizacije tekućeg amonijaka na -50 °C je približno 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))))Metalni amidi koji nastaju reakcijom s amonijakom sadrže negativan ion NH 2 −, koji također nastaje tijekom samoionizacije amonijaka. Dakle, metalni amidi su analozi hidroksida. Brzina reakcije se povećava kada se prelazi s Li na Cs. Reakcija se značajno ubrzava u prisutnosti čak i malih nečistoća H2O.
Metalno-amonijačne otopine imaju metalnu električnu vodljivost, u njima se atomi metala razlažu na pozitivne ione i solvatirane elektrone okružene molekulama NH3. Otopine metala i amonijaka, koje sadrže slobodne elektrone, najjači su redukcijski agensi.
Kompleksacija
Zbog svojih svojstava davanja elektrona, molekule NH 3 mogu ući u složene spojeve kao ligandi. Dakle, uvođenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:
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 (NO 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (NO 3) 3 (\displaystyle (\mathsf (Ni(NO_(3))_(3)+6NH_(3)\ strelica desno (NE_(3))_(3))))Stvaranje kompleksa obično je popraćeno promjenom boje otopine. Dakle, u prvoj reakciji plava boja (CuSO 4) prelazi u tamnoplavu (boja kompleksa), au drugoj reakciji boja se mijenja iz zelene (Ni (NO 3) 2) u plavoljubičastu. Najjače komplekse s NH 3 tvore krom i kobalt u oksidacijskom stanju +3.
Biološka uloga
Amonijak je važan izvor dušika za žive organizme. Unatoč visokom udjelu slobodnog dušika u atmosferi (više od 75%), vrlo malo živih bića može koristiti slobodni, neutralni dvoatomski dušik atmosfere, plin N2. Stoga je za uključivanje atmosferskog dušika u biološku cirkulaciju, posebice u sintezu aminokiselina i nukleotida, neophodan proces koji se naziva "fiksacija dušika". Neke biljke ovise o dostupnosti amonijaka i drugih dušikovih ostataka koji se oslobađaju u tlo trulim organskim ostacima drugih biljaka i životinja. Neke druge, poput mahunarki koje fiksiraju dušik, koriste prednost simbioze s bakterijama koje fiksiraju dušik (rhizobia), koje su sposobne proizvesti amonijak iz atmosferskog dušika.
U nekim se organizmima amonijak stvara iz atmosferskog dušika pomoću enzima koji se nazivaju nitrogenaze. Taj se proces naziva fiksacija dušika. Iako je malo vjerojatno da će se ikada razviti biomimetičke metode koje bi se u produktivnosti mogle natjecati s kemijskim metodama za proizvodnju amonijaka iz dušika, znanstvenici ipak ulažu velike napore kako bi bolje razumjeli mehanizme biološke fiksacije dušika. Znanstveni interes za ovaj problem djelomično je motiviran neobičnom strukturom aktivnog katalitičkog centra enzima za fiksiranje dušika (nitrogenaze), koji sadrži neobičan bimetalni molekularni ansambl Fe 7 MoS 9 .
Amonijak je također krajnji nusproizvod metabolizma aminokiselina, odnosno produkt deaminacije katalizirane enzimima kao što je glutamat dehidrogenaza. Izlučivanje nepromijenjenog amonijaka uobičajeni je način detoksikacije amonijaka kod vodenih stvorenja (ribe, vodeni beskralješnjaci i neki vodozemci). Kod sisavaca, uključujući ljude, amonijak se obično brzo pretvara u ureu, koja je mnogo manje toksična i, posebno, manje alkalna i manje reaktivna kao redukcijsko sredstvo. Urea je glavna komponenta čvrste tvari urina. Većina ptica, gmazova, insekata i pauka, međutim, emitira mokraćnu kiselinu, a ne ureu kao glavni ostatak dušika.
Amonijak također igra važnu ulogu u normalnoj i patološkoj fiziologiji životinja. Amonijak se proizvodi tijekom normalnog metabolizma aminokiselina, ali je vrlo toksičan u visokim koncentracijama. Životinjske jetre pretvaraju amonijak u ureu nizom uzastopnih reakcija poznatih kao ciklus uree. Poremećena funkcija jetre, poput one koja se vidi kod ciroze, može oslabiti sposobnost jetre da detoksifikuje amonijak i pretvori ga u ureu, što rezultira povišenim razinama amonijaka u krvi, stanje koje se naziva hiperamonijemija. Sličan rezultat - povećanje razine slobodnog amonijaka u krvi i razvoj hiperamonijemije - uzrokovan je prisutnošću kongenitalnih genetskih defekata u enzimima ciklusa ureje, kao što je ornitin karbamiltransferaza. Isti rezultat može biti uzrokovan kršenjem funkcije izlučivanja bubrega kod teškog zatajenja bubrega i uremije: zbog kašnjenja u otpuštanju ureje, njezina razina u krvi toliko raste da "ciklus uree" počinje djelovati. “u suprotnom smjeru” - višak uree se hidrolizira natrag putem bubrega u amonijak i plin ugljični dioksid, a kao rezultat toga, razina amonijaka u krvi raste. Hiperamonijemija pridonosi poremećajima svijesti i razvoju soporoznih i komatoznih stanja kod jetrene encefalopatije i uremije, kao i razvoju neuroloških poremećaja koji se često opažaju u bolesnika s urođenim defektima enzima ciklusa ureje ili organskim acidurijama.
Manje izražena, ali klinički značajna, hiperamonijemija može se uočiti u bilo kojem procesu u kojem se opaža povećani katabolizam proteina, na primjer, s opsežnim opeklinama, sindromom kompresije ili drobljenja tkiva, opsežnim gnojno-nekrotičnim procesima, gangrenom ekstremiteta, sepsom itd. , a također i za neke endokrine poremećaje, kao što je dijabetes melitus, teška tireotoksikoza. Vjerojatnost pojave hiperamonijemije u ovim patološkim stanjima posebno je velika u slučajevima kada patološko stanje, osim pojačanog katabolizma proteina, uzrokuje i izraženo oštećenje detoksikacijske funkcije jetre ili ekskretorne funkcije bubrega.
Amonijak je važan za održavanje normalne acidobazne ravnoteže u krvi. Nakon stvaranja amonijaka iz glutamina, alfa-ketoglutarat se može dalje razgraditi u dvije molekule bikarbonata, koje se zatim mogu koristiti kao pufer za neutralizaciju prehrambenih kiselina. Amonijak dobiven iz glutamina zatim se izlučuje urinom (izravno i u obliku uree), što, uzimajući u obzir stvaranje dviju molekula bikarbonata iz ketoglutarata, rezultira potpunim gubitkom kiseline i pomakom pH krvi na alkalna strana. Osim toga, amonijak može difundirati kroz bubrežne tubule, spojiti se s vodikovim ionom i izlučiti zajedno s njim (NH 3 + H + => NH 4 +), te na taj način dodatno pospješiti uklanjanje kiselina iz tijela.
Amonijak i amonijevi ioni su toksični nusprodukt metabolizma kod životinja. Kod riba i vodenih beskralježnjaka amonijak se oslobađa izravno u vodu. Kod sisavaca (uključujući vodene sisavce), vodozemaca i morskih pasa, amonijak se pretvara u ureu u ciklusu uree jer je urea mnogo manje toksična, manje kemijski reaktivna i može se učinkovitije "pohraniti" u tijelu dok se ne izluči. Kod ptica i gmazova, amonijak proizveden tijekom metabolizma pretvara se u mokraćnu kiselinu, koja je čvrsti ostatak i može se izlučiti uz minimalan gubitak vode.
Fiziološko djelovanje
Po svom fiziološkom djelovanju na organizam spada u skupinu tvari gušljivog i neurotropnog djelovanja, koje pri udisanju mogu izazvati toksični plućni edem i teška oštećenja živčanog sustava. Amonijak ima lokalne i resorptivne učinke.
Pare amonijaka jako nadražuju sluznicu očiju i dišnih organa te kožu. To je ono što osoba doživljava kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju prekomjerno suzenje, bol u očima, kemijske opekline konjunktive i rožnice, gubitak vida, napade kašlja, crvenilo i svrbež kože. Kada tekući amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se osjećaj peckanja, a moguća je i kemijska opeklina s mjehurićima i ulceracijama. Osim toga, ukapljeni amonijak isparavanjem upija toplinu, a u dodiru s kožom dolazi do ozeblina različitog stupnja. Miris amonijaka osjeća se u koncentraciji od 37 mg/m³.
Primjena
Amonijak je jedan od najvažnijih proizvoda kemijske industrije, čija godišnja svjetska proizvodnja doseže 150 milijuna tona. Uglavnom se koristi za proizvodnju dušičnih gnojiva (amonijev nitrat i sulfat, urea), eksploziva i polimera, dušične kiseline, sode (metodom amonijaka) i drugih proizvoda kemijske industrije. Kao otapalo koristi se tekući amonijak.
| 100 at | 300 at | 1000 at | 1500 at | 2000 u | 3500 u | |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 400 °C | 25,12 | 47,00 | 79,82 | 88,54 | 93,07 | 97,73 |
| 450 °C | 16,43 | 35,82 | 69,69 | 84,07 | 89,83 | 97,18 |
| 500 °C | 10,61 | 26,44 | 57,47 | Nema podataka | ||
| 550 °C | 6,82 | 19,13 | 41,16 | |||
Primjena katalizatora (porozno željezo s primjesama Al 2 O 3 i K 2 O) omogućila je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je u potrazi za katalizatorom za tu ulogu isprobano više od 20 tisuća različitih tvari.
Uzimajući u obzir sve gore navedene čimbenike, proces proizvodnje amonijaka odvija se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 °C, tlak 350 atmosfera, katalizator. Prinos amonijaka u takvim uvjetima je oko 30%. U industrijskim uvjetima koristi se princip cirkulacije - hlađenjem se uklanja amonijak, a neizreagirani dušik i vodik vraćaju u kolonu za sintezu. To se pokazalo ekonomičnijim od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem tlaka.
Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:
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 )))Obično se amonijak dobiva laboratorijskom metodom laganim zagrijavanjem smjese amonijevog klorida i gašenog vapna.
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)\gore +2H_(2)O)))Za sušenje amonijaka, prolazi kroz mješavinu vapna i kaustične sode.
Vrlo suhi amonijak može se dobiti otapanjem metalnog natrija u njemu i naknadnom destilacijom. To je najbolje učiniti u sustavu napravljenom od metala pod vakuumom. Sustav mora izdržati visoki tlak (na sobnoj temperaturi, tlak zasićene pare amonijaka je oko 10 atmosfera). U industriji se amonijak suši u apsorpcijskim kolonama.
Stope potrošnje po toni amonijaka
Za proizvodnju jedne tone amonijaka u Rusiji se prosječno troši 1200 nm³ prirodnog plina, u Europi - 900 nm³.
Bjeloruski Grodno Azot troši 1200 nm³ prirodnog plina po toni amonijaka, a nakon modernizacije očekuje se smanjenje potrošnje na 876 nm³.
Ukrajinski proizvođači troše od 750 nm³ do 1170 nm³ prirodnog plina po toni amonijaka.
UHDE tehnologija navodi potrošnju od 6,7 - 7,4 Gcal energetskih izvora po toni amonijaka.
Amonijak u medicini
Kod uboda insekata, amonijak se koristi izvana u obliku losiona. 10% vodena otopina amonijaka poznata je kao
Vodik je u normalnim uvjetima bezbojan plin oštrog karakterističnog mirisa (miris amonijaka)
- Halogeni (klor, jod) tvore s amonijakom opasne eksplozive - dušikove halogenide (dušikov klorid, dušikov jodid).
- Amonijak reagira s halogeniranim alkanima nukleofilnom adicijom, stvarajući supstituirani amonijev ion (metoda za proizvodnju amina):
- S karboksilnim kiselinama proizvodi amide, njihove anhidride, kiselinske halogenide, estere i druge derivate. S aldehidima i ketonima – Schiffove baze, koje se mogu reducirati u odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).
- Na 1000 °C amonijak reagira s ugljenom, stvarajući cijanovodičnu kiselinu HCN i djelomično se raspada na dušik i vodik. Također može reagirati s metanom, stvarajući istu cijanovodičnu kiselinu:
Povijest imena
Amonijak (na europskim jezicima njegovo ime zvuči kao "amonijak") svoje ime duguje oazi Ammon u sjevernoj Africi, koja se nalazi na raskrižju karavanskih puteva. U vrućim klimatskim uvjetima, urea (NH 2) 2 CO, sadržana u životinjskim otpadnim proizvodima, posebno se brzo razgrađuje. Jedan od produkata razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi Amonjanin. Tako su nazivali ljude koji su štovali boga Amona. Tijekom svojih obreda njušili su amonijak NH 4 Cl, koji pri zagrijavanju isparava amonijak.
Tekući amonijak
Tekući amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione (autoprotoliza), što pokazuje njegovu sličnost s vodom:
Konstanta samoionizacije tekućeg amonijaka na -50 °C je približno 10 -33 (mol/l)².
Metalni amidi koji nastaju reakcijom s amonijakom sadrže negativan ion NH 2 −, koji također nastaje tijekom samoionizacije amonijaka. Dakle, metalni amidi su analozi hidroksida. Brzina reakcije se povećava kada se prelazi s Li na Cs. Reakcija se značajno ubrzava u prisutnosti čak i malih nečistoća H2O.
Metalno-amonijačne otopine imaju metalnu električnu vodljivost, u njima se atomi metala razlažu na pozitivne ione i solvatirane elektrone okružene molekulama NH3. Otopine metala i amonijaka, koje sadrže slobodne elektrone, najjači su redukcijski agensi.
Kompleksacija
Zbog svojih svojstava davanja elektrona, molekule NH 3 mogu ući u složene spojeve kao ligandi. Dakle, uvođenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:
Stvaranje kompleksa obično je popraćeno promjenom boje otopine. Dakle, u prvoj reakciji plava boja (CuSO 4) prelazi u tamnoplavu (boja kompleksa), au drugoj reakciji boja se mijenja iz zelene (Ni(NO 3) 2) u plavoljubičastu. Najjače komplekse s NH 3 tvore krom i kobalt u oksidacijskom stanju +3.
Biološka uloga
Amonijak je krajnji produkt metabolizma dušika u tijelu ljudi i životinja. Nastaje tijekom metabolizma proteina, aminokiselina i drugih dušikovih spojeva. Vrlo je toksičan za tijelo, pa većinu amonijaka tijekom ornitinskog ciklusa jetra pretvara u bezopasniji i manje otrovan spoj – karbamid (ureu). Ureu zatim izlučuju bubrezi, a dio ureje jetra ili bubrezi mogu pretvoriti natrag u amonijak.
Amonijak jetra može koristiti i za obrnuti proces – resintezu aminokiselina iz amonijaka i keto analoga aminokiselina. Ovaj proces se naziva "reduktivna aminacija". Tako se asparaginska kiselina dobiva iz oksaloctene kiseline, glutaminska kiselina se dobiva iz α-ketoglutarne kiseline itd.
Fiziološko djelovanje
Po svom fiziološkom djelovanju na organizam spada u skupinu tvari gušljivog i neurotropnog djelovanja, koje pri udisanju mogu izazvati toksični plućni edem i teška oštećenja živčanog sustava. Amonijak ima lokalne i resorptivne učinke.
Pare amonijaka jako nadražuju sluznicu očiju i dišnih organa te kožu. To je ono što osoba doživljava kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju prekomjerno suzenje, bol u očima, kemijske opekline konjunktive i rožnice, gubitak vida, napade kašlja, crvenilo i svrbež kože. Kada tekući amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se osjećaj peckanja, a moguća je i kemijska opeklina s mjehurićima i ulceracijama. Osim toga, ukapljeni amonijak isparavanjem upija toplinu, a u dodiru s kožom dolazi do ozeblina različitog stupnja. Miris amonijaka osjeća se u koncentraciji od 37 mg/m³.
Primjena
Amonijak je jedan od najvažnijih proizvoda kemijske industrije, čija godišnja svjetska proizvodnja doseže 150 milijuna tona. Uglavnom se koristi za proizvodnju dušičnih gnojiva (amonijev nitrat i sulfat, urea), eksploziva i polimera, dušične kiseline, sode (metodom amonijaka) i drugih proizvoda kemijske industrije. Kao otapalo koristi se tekući amonijak.
Stope potrošnje po toni amonijaka
Za proizvodnju jedne tone amonijaka u Rusiji se prosječno troši 1200 nm³ prirodnog plina, u Europi - 900 nm³.
Bjeloruski Grodno Azot troši 1200 nm³ prirodnog plina po toni amonijaka, a nakon modernizacije očekuje se smanjenje potrošnje na 876 nm³.
Ukrajinski proizvođači troše od 750 nm³ do 1170 nm³ prirodnog plina po toni amonijaka.
UHDE tehnologija navodi potrošnju od 6,7 - 7,4 Gcal energetskih izvora po toni amonijaka.
Amonijak u medicini
Kod uboda insekata, amonijak se koristi izvana u obliku losiona. 10% vodena otopina amonijaka poznata je kao amonijak.
Moguće nuspojave: s produljenom izloženošću (inhalacijska uporaba), amonijak može izazvati refleksni prestanak disanja.
Lokalna uporaba je kontraindicirana za dermatitis, ekcem, druge kožne bolesti, kao i za otvorene traumatske ozljede kože.
U slučaju slučajnog oštećenja sluznice oka isprati vodom (15 minuta svakih 10 minuta) ili 5% otopinom borne kiseline. Ulja i masti se ne koriste. Ako su zahvaćeni nos i grlo, koristite 0,5% otopinu limunske kiseline ili prirodne sokove. Ako se uzima oralno, piti vodu, voćni sok, mlijeko, najbolje 0,5% otopinu limunske kiseline ili 1% otopinu octene kiseline do potpune neutralizacije želučanog sadržaja.
Interakcija s drugim lijekovima nije poznata.
Proizvođači amonijaka
Proizvođači amonijaka u Rusiji
| Društvo | 2006, tisuća tona | 2007., tisuća tona |
|---|---|---|
| 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 chemical" biljka" | 956 | 881,1 |
| OJSC Cherepovets Azot | 936,1 | 790,6 |
| CJSC Kuibyshevazot | 506 | 570,4 |
| Gazprom Salavat neftekhim" | 492 | 512,8 |
| "Mineralna gnojiva" (Perm) | 437 | 474,6 |
| JSC "Dorogobuzh" | 444 | 473,9 |
| OJSC "Voskresensk mineralna gnojiva" | 175 | 205,3 |
| JSC "Shchekinoazot" | 58 | 61,1 |
| LLC "MendeleevskAzot" | - | - |
| Ukupno | 13 321,1 | 12 952,9 |
Rusija proizvodi oko 9% svjetske proizvodnje amonijaka. Rusija je jedan od najvećih svjetskih izvoznika amonijaka. Izvozi se oko 25% ukupne proizvodnje amonijaka, što je oko 16% svjetskog izvoza.
Proizvođači amonijaka u Ukrajini
- Jupiterovi oblaci sastoje se od amonijaka.
vidi također
Bilješke
Linkovi
- //
- // Enciklopedijski rječnik Brockhausa i Efrona: U 86 svezaka (82 sveska i 4 dodatna). - St. Petersburg. , 1890-1907.
- // Enciklopedijski rječnik Brockhausa i Efrona: U 86 svezaka (82 sveska i 4 dodatna). - St. Petersburg. , 1890-1907.
- // Enciklopedijski rječnik Brockhausa i Efrona: U 86 svezaka (82 sveska i 4 dodatna). - St. Petersburg. , 1890-1907.
Književnost
- Ahmetov N. S. Opća i anorganska kemija. - M.: Viša škola, 2001.
