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).

• S haloalkanima, amonijak ulazi u reakciju nukleofilne adicije, tvoreći supstituirani amonijev ion (metoda za dobivanje amina):

• S karboksilnim kiselinama, njihovim anhidridima, kiselim halogenidima, esterima i drugim derivatima daje amide. 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" (engleski alkaline air). Jedanaest godina kasnije, 1785., K. Berthollet je utvrdio točan kemijski sastav amonijaka. Od tada su u svijetu započela istraživanja proizvodnje 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 zaliha salitre zaoštrava se krajem 19. stoljeća. Tek početkom 20. stoljeća bilo je moguće izumiti postupak za sintezu amonijaka pogodan za industriju. To je proveo F. Haber, koji se ovim problemom počeo baviti 1904. godine i do 1909. godine izradio mali kontaktni aparat u kojem je koristio povišeni tlak (u skladu s Le Chatelierovim načelom) i osmijev katalizator. Dana 2. srpnja 1909. Haber je organizirao testove aparata u prisutnosti K. Boscha i A. Mittasha, obojice iz tvornice anilina i sode u Badenu (BASF), i dobio je amonijak. Do 1911. C. Bosch je izradio veliku verziju aparata za BASF, a zatim je izgrađen i 9. rujna 1913. pušten je u rad prvi svjetski pogon za sintezu amonijaka, koji se nalazio u Oppau (danas okrug unutar grada Ludwigshafen am Rhein) u vlasništvu BASF-a. 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 dobivena 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 klimama, urea (NH 2) 2 CO sadržana u životinjskom otpadu se posebno brzo razgrađuje. Jedan od proizvoda razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi amonjac. Tako su se nazivali ljudi koji obožavaju boga Amona. Tijekom svojih ritualnih obreda ušmrkavali 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 negativni 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 znatno ubrzava u prisutnosti čak i malih nečistoća H2O.

Otopine metala i amonijaka imaju metalnu električnu vodljivost, u njima se atomi metala raspadaju na pozitivne ione i solvatirane elektrone okružene molekulama NH3. Otopine metala i amonijaka koje sadrže slobodne elektrone najjači su redukcijski agensi.

kompleksiranje

Zbog svojih svojstava davanja elektrona, molekule NH 3 mogu ući u složene spojeve kao ligand. 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 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 N 2 . Stoga je za uključivanje atmosferskog dušika u biološki ciklus, 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 raspadnutom organskom tvari drugih biljaka i životinja. Neke druge, poput mahunarki koje fiksiraju dušik, koriste prednost simbioze s bakterijama koje fiksiraju dušik (rhizobia), koje mogu stvarati amonijak iz atmosferskog dušika.

U nekim organizmima, amonijak se proizvodi iz atmosferskog dušika pomoću enzima koji se nazivaju nitrogenaze. Taj se proces naziva fiksacija dušika. Iako je malo vjerojatno da će ikada biti izumljene biomimetičke metode koje bi se u produktivnosti mogle natjecati s kemijskim metodama za proizvodnju amonijaka iz dušika, ipak znanstvenici ulažu velike napore da bolje razumiju mehanizme biološke fiksacije dušika. Znanstveni interes za ovaj problem djelomično je motiviran neobičnom strukturom aktivnog katalitičkog mjesta enzima za fiksiranje dušika (nitrogenaze), koji sadrži neobičan bimetalni molekularni ansambl Fe 7 MoS 9 .

Amonijak je također krajnji produkt metabolizma aminokiselina, odnosno proizvod njihove deaminacije katalizirane enzimima kao što je glutamat dehidrogenaza. Izlučivanje nepromijenjenog amonijaka uobičajeni je način detoksikacije amonijaka kod vodenih stvorenja (ribe, vodeni beskralješnjaci i donekle vodozemci). Kod sisavaca, uključujući ljude, amonijak se obično brzo pretvara u ureu, koja je puno manje toksična i, posebice, manje alkalna i manje reaktivna kao redukcijsko sredstvo. Urea je glavna komponenta suhog ostatka urina. Većina ptica, gmazova, insekata, pauka, međutim, ne izlučuje ureu, već mokraćnu kiselinu kao glavni dušični ostatak.

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. Životinjska jetra pretvara amonijak u ureu nizom uzastopnih reakcija poznatih kao ciklus uree. Poremećena funkcija jetre, poput one koja se vidi kod ciroze jetre, može oslabiti sposobnost jetre da detoksifikuje amonijak i formira ureu iz njega, i kao rezultat toga, povećava razinu amonijaka u krvi, stanje koje se naziva hiperamonijemija. Sličan rezultat - povećanje razine slobodnog amonijaka u krvi i razvoj hiperamonijemije - dovodi do prisutnosti urođenih genetskih defekata u enzimima ciklusa uree, kao što je, na primjer, ornitin karbamil transferaza. 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 doprinosi poremećaju 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 uree ili s organskom acidurijom.

Manje izražena, ali klinički značajna, hiperamonijemija može se primijetiti u svim procesima u kojima 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 s nekim endokrinim poremećajima, kao što je dijabetes melitus, teška tireotoksikoza. Osobito je velika vjerojatnost hiperamonijemije u ovim patološkim stanjima u slučajevima kada patološko stanje, uz povećani katabolizam 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 u urinu (i izravno i u obliku uree), što, s obzirom na stvaranje dviju molekula bikarbonata iz ketoglutarata, ukupno dovodi do gubitka kiseline i pomaka 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 time dodatno pridonijeti uklanjanju kiselina iz tijela.

Amonijak i amonijevi ioni su toksični nusproizvodi životinjskog metabolizma. 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 puno manje toksična, manje kemijski reaktivna i može se učinkovitije "pohraniti" u tijelu dok se ne izluči. Kod ptica i gmazova (gmazova) amonijak nastao tijekom metabolizma pretvara se u mokraćnu kiselinu, koja je čvrsti ostatak i može se izolirati uz minimalan gubitak vode.

Fiziološko djelovanje

Prema fiziološkom djelovanju na organizam spada u skupinu tvari asfiksativnog i neurotropnog djelovanja, koje pri udisanju mogu izazvati toksični edem pluća i teška oštećenja živčanog sustava. Amonijak ima lokalne i resorptivne učinke.

Pare amonijaka jako nadražuju sluznicu očiju i dišnih organa te kožu. Ovo je osoba i doživljava kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju obilno suzenje, bol u očima, kemijske opekline konjunktive i rožnice, gubitak vida, napadaje kašlja, crvenilo i svrbež kože. Kada tekući amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se osjećaj peckanja, moguća je kemijska opeklina s mjehurićima i ulceracijama. Osim toga, ukapljeni amonijak apsorbira toplinu tijekom isparavanja, au 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 (amonijačna metoda) i drugih kemijskih proizvoda. Kao otapalo koristi se tekući amonijak.

Amonijak. Fizička i kemijska svojstva Kemijska svojstva Zbog prisutnosti usamljenog elektronskog para, amonijak djeluje kao sredstvo za stvaranje kompleksa u mnogim reakcijama. Veže proton, stvarajući 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, sposobna 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 daje dušikove okside, koje industrija koristi za proizvodnju dušične kiseline: 4 + 54NO + 6O. (osamnaest) Upotreba amonijaka Cl temelji se na redukcijskoj sposobnosti čišćenja metalne površine od oksida tijekom njihovog lemljenja: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19) S haloalkanima, amonijak ulazi u reakciju nukleofilne adicije, tvoreći supstituirani amonijev ion (metoda za dobivanje amina): Cl > (metil amonijev hidroklorid). (dvadeset) S karboksilnim kiselinama, njihovim anhidridima, halogenidima, esterima i drugim derivatima daje amide. 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, u čemu se očituje njegova 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 su plave, koncentrirane otopine imaju metalni sjaj i izgledaju poput bronce. Tijekom isparavanja amonijaka, alkalijski metali se oslobađaju u čistom obliku, a zemnoalkalijski metali - u obliku kompleksa s amonijakom 2+ s metalnom vodljivošću. Slabim zagrijavanjem ti se kompleksi razlažu na metal i. Otopljen u metalu postupno reagira u amid: kompleksiranje Zbog svojih svojstava elektrodonora, molekule mogu ući u složene spojeve kao ligand. Dakle, uvođenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa: Kompleksiranje je obično popraćeno 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 amina 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 odvija trenutno. Nastanak i razaranje kompleksnog iona objašnjava se pomakom u ravnoteži njegove disocijacije. U skladu s Le Chatelierovim principom, ravnoteža u otopini amonijačnog kompleksa srebra pomiče se prema stvaranju kompleksa (ulijevo) s porastom koncentracije i/ili. Smanjenjem koncentracije tih čestica u otopini, ravnoteža se pomiče udesno, a kompleksni ion se uništava. To može biti zbog vezanja središnjeg iona ili liganada u bilo koje spojeve koji su jači od kompleksa. Na primjer, kada se dušična kiselina doda otopini, kompleks se uništava zbog stvaranja iona, u kojima je amonijak jače vezan za vodikov ion: Dobivanje 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, na temelju Le Chatelierovog principa, reakciju treba provoditi na najnižim mogućim temperaturama i pri visokim tlakovima - tada će se ravnoteža pomaknuti udesno. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je zanemariva, a na visokim temperaturama se povećava brzina reverzne reakcije. 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 supstanci. Uzimajući u obzir sve gore navedene čimbenike, postupak dobivanja amonijaka provodi se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 ° C, tlak 350 atmosfera, katalizator. U industrijskim uvjetima koristi se princip cirkulacije - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagirani dušik i vodik vraćaju se 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 dobiva laboratorijskim putem slabim zagrijavanjem smjese amonijevog klorida s gašenim vapnom. Za sušenje amonijaka, prolazi kroz mješavinu vapna i kaustične sode. Tema: Amonijak. Fizička i kemijska svojstva. Prijem i prijava. Ciljevi lekcije: poznavati građu molekule amonijaka, fizikalna i kemijska svojstva, primjenu; znati dokazati kemijska svojstva amonijaka: napisati jednadžbe reakcija 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 životinjskom izmetu posebno se brzo razgrađuje. Jedan od proizvoda razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime od staroegipatske riječi amonian. Tako su se nazivali ljudi koji obožavaju boga Amona. Tijekom svojih ritualnih ceremonija ušmrkavali su amonijak NH 4 Cl, koji zagrijavanjem isparava amonijak. 1. Građa 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 tri atoma vodika (N-H veze), četvrti par vanjskih elektrona je nepodijeljen, može tvoriti donorsko-akceptorsku vezu s vodikom 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, otrovan. Prema fiziološkom djelovanju na organizam spada u skupinu tvari asfiksativnog i neurotropnog djelovanja, koje pri udisanju mogu izazvati toksični edem pluća 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 obilno suzenje, bol u očima, kemijske opekline konjunktive i rožnice, gubitak vida, napadaje kašlja, crvenilo i svrbež kože. Topivost NH 3 u vodi je izuzetno visoka - oko 1200 volumena (na 0 °C) ili 700 volumena (na 20 °C) u volumenu vode. 3. Dobivanje 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 nestabilna baza, raspada se: NH 4 OH ↔ NH3 + H2O Prilikom primanja amonijaka epruvetu - prihvatnik držite naopako, 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 k J Pojmovi: katalizator - porozno željezo temperatura - 450 - 500 ˚S tlak - 25 - 30 MPa To je takozvani Haberov proces (njemački fizičar, razvio fizikalno-kemijske temelje metode). 4. Kemijska svojstva amonijaka Za amonijak su karakteristične reakcije: 1. s promjenom oksidacijskog stanja atoma dušika (oksidacijske reakcije) 2. bez promjene oksidacijskog stanja atoma dušika (adicija) Reakcije s promjenom oksidacijskog stanja atoma dušika (oksidacijske reakcije) N-3 → N 0 → N +2 NH3 - jako redukcijsko sredstvo. s kisikom 1. gorući amonijak(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 \u003d 3Cu + N2 + 3 H2O s jakim oksidansima 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (kada se zagrije) amonijak je krhki spoj, raspada se zagrijavanjem 2NH3 ↔ N2 + 3H2 Reakcije bez promjene oksidacijskog stanja atoma dušika (adicija - Stvaranje amonijevog iona NH 4+ po donor-akceptorski mehanizam) 5. Primjena amonijaka Što se tiče količine proizvodnje, amonijak zauzima jedno od prvih mjesta; godišnje diljem svijeta primi 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 dalje se koriste za proizvodnju dušične kiseline, koja se koristi za proizvodnju gnojiva i raznih drugih proizvoda. Amonijačna voda se također koristi izravno kao gnojivo, a ponekad se polja zalijevaju iz spremnika izravno tekućim amonijakom. Iz amonijaka se dobivaju razne amonijeve soli, urea, urotropin. Također se koristi kao jeftino rashladno sredstvo u industrijskim rashladnim sustavima. Amonijak se također koristi za proizvodnju sintetičkih vlakana kao što su najlon i kapron. U lakoj industriji koristi se za čišćenje i bojanje pamuka, vune i svile. U petrokemijskoj industriji amonijak se koristi za neutralizaciju kiselog otpada, au proizvodnji prirodne gume amonijak pomaže u očuvanju lateksa tijekom njegovog transporta 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, izvlači osobu iz nesvjestice. Za ljude, amonijak u takvoj dozi nije opasan. 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 OVR izraditi e-bilans, za RIO kompletne, 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, razvio fizikalno-kemijske temelje metode). Reakcija se odvija uz oslobađanje topline i smanjenje volumena. Dakle, na temelju Le Chatelierovog principa, reakciju treba provoditi na najnižim mogućim temperaturama i pri visokim tlakovima - tada će se ravnoteža pomaknuti udesno. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je zanemariva, a na visokim temperaturama se povećava brzina reverzne reakcije. Provođenje reakcije pri vrlo visokim tlakovima zahtijeva izradu posebne opreme koja može izdržati visoki tlak, a time i velika 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 supstanci. Uzimajući u obzir sve gore navedene čimbenike, postupak dobivanja amonijaka provodi 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 - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagirani dušik i vodik vraćaju se 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. Amonijak se obično dobiva u laboratoriju slabim zagrijavanjem smjese amonijeva 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 prosječno se troši 1200 nm³ prirodnog plina, u Europi - 900 nm³. Amonijak u medicini Kod uboda insekata amonijak se primjenjuje izvana u obliku losiona. 10% vodena otopina amonijaka poznata je kao amonijak. Moguće su nuspojave: s produljenom izloženošću (inhalacijska uporaba), amonijak može uzrokovati refleksno zaustavljanje disanja. Lokalna primjena je kontraindicirana kod dermatitisa, ekcema, drugih kožnih bolesti, kao i kod otvorenih traumatskih ozljeda kože. U slučaju slučajnog oštećenja sluznice oka, isperite vodom (15 minuta svakih 10 minuta) ili 5% otopinom borne kiseline. Ulja i masti se ne koriste. S porazom nosa i ždrijela - 0,5% otopina limunske kiseline ili prirodnih sokova. U slučaju gutanja piti vodu, voćni sok, mlijeko, najbolje 0,5% otopinu limunske kiseline ili 1% otopinu octene kiseline dok se sadržaj želuca potpuno neutralizira. Interakcija s drugim lijekovima nije poznata. Zanimljivosti Pare amonijaka mogu promijeniti boju cvijeća. Na primjer, plave i plave latice postaju zelene, svijetlo crvene - crne.
Kr. točka	132,25°C
Entalpija nastajanja	-45,94 kJ/mol
Tlak pare	8,5 ± 0,1 atm
Kemijska svojstva
pK a	9.21
Topivost u vodi	89,9 (na 0 °C)
Klasifikacija
Reg.  CAS broj
PubChem
Reg. broj EINECS	231-635-3
OSMJESI SE
InChI
RTECS	BO0875000
CHEBI
UN broj	1005
ChemSpider
Podaci su dani za standardne uvjete (25 °C, 100 kPa) osim ako nije drugačije navedeno.

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 supstanci.

Uzimajući u obzir sve gore navedene čimbenike, proces dobivanja amonijaka provodi 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 - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagirani dušik i vodik vraćaju se 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:

Amonijak se obično dobiva u laboratoriju slabim zagrijavanjem smjese amonijeva 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 prosječno se troši 1200 nm³ prirodnog plina, u Europi - 900 nm³.

Bjeloruski "Grodno Azot" troši 1200 Nm³ prirodnog plina po toni amonijaka, 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 primjenjuje izvana u obliku losiona. 10% vodena otopina amonijaka poznata je kao

Vodik, u normalnim uvjetima - bezbojni plin oštrog karakterističnog mirisa (miris amonijaka)

• Halogeni (klor, jod) tvore s amonijakom opasne eksplozive - dušikove halogenide (dušikov klorid, dušikov jodid).

• S haloalkanima, amonijak ulazi u reakciju nukleofilne adicije, tvoreći supstituirani amonijev ion (metoda za dobivanje amina):

• S karboksilnim kiselinama, njihovim anhidridima, kiselim halogenidima, esterima i drugim derivatima daje amide. 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 klimama, urea (NH 2) 2 CO sadržana u životinjskom otpadu se posebno brzo razgrađuje. Jedan od proizvoda razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi amonjac. Tako su se nazivali ljudi koji obožavaju boga Amona. Tijekom svojih ritualnih obreda ušmrkavali su amonijak NH 4 Cl, koji pri zagrijavanju isparava amonijak.

Tekući amonijak

Tekući amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione (autoprotoliza), u čemu se očituje njegova 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 negativni 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 znatno ubrzava u prisutnosti čak i malih nečistoća H2O.

Otopine metala i amonijaka imaju metalnu električnu vodljivost, u njima se atomi metala raspadaju na pozitivne ione i solvatirane elektrone okružene molekulama NH3. Otopine metala i amonijaka koje sadrže slobodne elektrone najjači su redukcijski agensi.

kompleksiranje

Zbog svojih svojstava davanja elektrona, molekule NH 3 mogu ući u složene spojeve kao ligand. 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 kod 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 - ureu (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

Prema fiziološkom djelovanju na organizam spada u skupinu tvari asfiksativnog i neurotropnog djelovanja, koje pri udisanju mogu izazvati toksični edem pluća i teška oštećenja živčanog sustava. Amonijak ima lokalne i resorptivne učinke.

Pare amonijaka jako nadražuju sluznicu očiju i dišnih organa te kožu. Ovo je osoba i doživljava kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju obilno suzenje, bol u očima, kemijske opekline konjunktive i rožnice, gubitak vida, napadaje kašlja, crvenilo i svrbež kože. Kada tekući amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se osjećaj peckanja, moguća je kemijska opeklina s mjehurićima i ulceracijama. Osim toga, ukapljeni amonijak apsorbira toplinu tijekom isparavanja, au 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 (amonijačna metoda) i drugih kemijskih proizvoda. Kao otapalo koristi se tekući amonijak.

Stope potrošnje po toni amonijaka

Za proizvodnju jedne tone amonijaka u Rusiji prosječno se troši 1200 nm³ prirodnog plina, u Europi - 900 nm³.

Bjeloruski "Grodno Azot" troši 1200 Nm³ prirodnog plina po toni amonijaka, 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 primjenjuje izvana u obliku losiona. 10% vodena otopina amonijaka poznata je kao amonijak.

Moguće su nuspojave: s produljenom izloženošću (inhalacijska uporaba), amonijak može uzrokovati refleksno zaustavljanje disanja.

Lokalna primjena je kontraindicirana kod dermatitisa, ekcema, drugih kožnih bolesti, kao i kod otvorenih traumatskih ozljeda kože.

U slučaju slučajnog oštećenja sluznice oka, isperite vodom (15 minuta svakih 10 minuta) ili 5% otopinom borne kiseline. Ulja i masti se ne koriste. S porazom nosa i ždrijela - 0,5% otopina limunske kiseline ili prirodnih sokova. U slučaju gutanja piti vodu, voćni sok, mlijeko, najbolje 0,5% otopinu limunske kiseline ili 1% otopinu octene kiseline dok se sadržaj želuca potpuno neutralizira.

Interakcija s drugim lijekovima nije poznata.

Proizvođači amonijaka

Proizvođači amonijaka u Rusiji

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.