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)))

• A halogének (klór, jód) veszélyes robbanóanyagokat képeznek az ammónia - nitrogén-halogenidekkel (nitrogén-klorid, nitrogén-jodid).

• Az ammónia halogénezett alkánokkal reagál nukleofil addícióval, szubsztituált ammóniumiont képezve (aminok előállítására szolgáló módszer):

• Karbonsavakkal amidokat, ezek anhidridjeit, savhalogenidjeit, észtereit és egyéb származékait állítja elő. Aldehidekkel és ketonokkal - Schiff-bázisokkal, amelyek a megfelelő aminokká redukálhatók (reduktív aminálás).

Sztori

Az ammóniát először J. Priestley izolálta tiszta formájában 1774-ben, aki „lúgos levegőnek” nevezte. Tizenegy évvel később, 1785-ben C. Berthollet megállapította az ammónia pontos kémiai összetételét. Azóta világszerte kutatások kezdődtek az ammónia nitrogénből és hidrogénből történő előállításáról. Az ammónia nagyon szükséges volt a nitrogénvegyületek szintéziséhez, mivel a chilei salétromból történő előállításukat az utóbbi készleteinek fokozatos kimerülése korlátozta. A nitrátkészletek csökkenésének problémája a 19. század vége felé élesebbé vált. Csak a 20. század elején sikerült feltalálni egy ipari célra alkalmas eljárást az ammónia szintézisére. Ezt F. Haber hajtotta végre, aki 1904-ben kezdett foglalkozni ezzel a problémával, és 1909-re megalkotott egy kis érintkezőkészüléket, amelyben megnövelt nyomást (Le Chatelier elvének megfelelően) és ozmium katalizátort használt. 1909. július 2-án Haber tesztelte a készüléket K. Bosch és A. Mittash jelenlétében, mindkettő a Badeni Anilin- és Szódagyárból (BASF), és ammóniát nyert. 1911-re K. Bosch megalkotta a készülék nagyszabású változatát a BASF számára, majd megépült és 1913. szeptember 9-én üzembe helyezték a világ első ammóniaszintézis-üzemét, amely Oppauban (ma a tartományon belüli kerület) található. Ludwigshafen am Rhein városa) és a BASF-hez tartozott. F. Haber 1918-ban elnyerte a kémiai Nobel-díjat „az ammónia alkotóelemeiből történő szintéziséért”. Oroszországban és a Szovjetunióban az első adag szintetikus ammóniát 1928-ban állították elő a Chernorechensky vegyi üzemben.

név eredete

Az ammónia (az európai nyelveken a neve „ammóniának” hangzik) az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti nevét, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton az állati eredetű salakanyagokban található karbamid (NH 2) 2 CO különösen gyorsan bomlik le. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi szóról kapta a nevét Amonian. Így nevezték azokat az embereket, akik Amun istent imádták. Szertartásaik során ammóniát NH 4 Cl-t szippantottak, amely hevítéskor az ammóniát elpárologtatja.

Folyékony ammónia

A folyékony ammónia, bár kis mértékben, de ionokká disszociál (autoprotolízis), ami a vízhez való hasonlóságát mutatja:

A folyékony ammónia önionizációs állandója -50 °C-on körülbelül 10 -33 (mol/l)².

Az ammóniával való reakcióból származó fémamidok negatív NH 2 − iont tartalmaznak, amely szintén az ammónia önionizációja során keletkezik. Így a fémamidok a hidroxidok analógjai. A reakciósebesség növekszik, ha Li-ről Cs-ra megyünk. A reakció jelentősen felgyorsul még kis H 2 O szennyeződések jelenlétében is.

A fém-ammónia oldatok fémes elektromos vezetőképességgel rendelkeznek, ezekben a fématomok pozitív ionokká és szolvatált elektronokká bomlanak, NH 3 molekulákkal körülvéve. A szabad elektronokat tartalmazó fém-ammónia oldatok a legerősebb redukálószerek.

Bonyolultság

Elektrondonor tulajdonságaik miatt az NH 3 molekulák ligandumként bejuthatnak komplex vegyületekbe. Így a felesleges ammónia bevitele a d-fémsók oldataiba aminokomplexeik kialakulásához vezet:

A komplexitás általában az oldat színének megváltozásával jár. Tehát az első reakcióban a kék szín (CuSO 4) sötétkékké (a komplex színe) változik, a második reakcióban a szín zöldről (Ni (NO 3) 2) kékeslilára változik. A legerősebb komplexeket az NH 3-mal a króm és a kobalt képezi +3 oxidációs állapotban.

Biológiai szerep

Az ammónia fontos nitrogénforrás az élő szervezetek számára. A légkör magas szabad nitrogéntartalma (több mint 75%) ellenére nagyon kevés élőlény képes a légkör szabad, semleges kétatomos nitrogénjét, az N2 gázt felhasználni. Ezért ahhoz, hogy a légköri nitrogént a biológiai keringésbe, különösen az aminosavak és nukleotidok szintézisébe vonjuk be, egy „nitrogénrögzítésnek” nevezett folyamat szükséges. Egyes növények az ammónia és más nitrogéntartalmú maradványok elérhetőségétől függenek, amelyeket más növények és állatok bomló szerves maradványai bocsátanak a talajba. Mások, például a nitrogénmegkötő hüvelyesek, kihasználják a nitrogénmegkötő baktériumokkal (rhizobia) való szimbiózist, amelyek képesek a légköri nitrogénből ammóniát előállítani.

Egyes szervezetekben az ammónia a légköri nitrogénből képződik nitrogenázoknak nevezett enzimek segítségével. Ezt a folyamatot nitrogénkötésnek nevezik. Bár nem valószínű, hogy valaha is olyan biomimetikai módszereket fejlesztenek ki, amelyek a termelékenységben felvehetik a versenyt az ammónia nitrogénből történő előállítására szolgáló kémiai módszerekkel, a tudósok ennek ellenére nagy erőfeszítéseket tesznek a biológiai nitrogénkötés mechanizmusainak jobb megértése érdekében. A probléma iránti tudományos érdeklődést részben a nitrogénmegkötő enzim (nitrogenáz) aktív katalitikus központjának szokatlan szerkezete indokolja, amely szokatlan kétfémes molekulaegyüttest tartalmaz Fe 7 MoS 9 .

Az ammónia szintén az aminosav-metabolizmus végterméke, nevezetesen az enzimek, például a glutamát-dehidrogenáz által katalizált dezamináció terméke. A változatlan ammónia kiválasztása az ammónia méregtelenítésének gyakori módja a vízi élőlényeknél (halak, vízi gerinctelenek és egyes kétéltűek). Emlősökben, beleértve az embert is, az ammónia általában gyorsan karbamiddá alakul, amely sokkal kevésbé mérgező, és különösen kevésbé lúgos, és redukálószerként kevésbé reaktív. A karbamid a szilárd vizelet fő összetevője. A legtöbb madár, hüllő, rovar és pókfélék azonban fő nitrogénmaradékként húgysavat bocsátanak ki, nem pedig karbamidot.

Az ammónia fontos szerepet játszik mind a normál, mind a kóros állatélettanban. Az ammónia normál aminosav-anyagcsere során termelődik, de nagy koncentrációban erősen mérgező. Az állati máj az ammóniát karbamiddá alakítja a karbamidciklusnak nevezett, egymást követő reakciók során. A károsodott májműködés, például a cirrhosisban megfigyelhető, ronthatja a máj azon képességét, hogy méregtelenítse az ammóniát és karbamiddá alakítsa, ami a vér ammóniaszintjének emelkedését eredményezi, ezt az állapotot hiperammonémiának nevezik. Hasonló eredményt - a vér szabad ammónia szintjének növekedését és a hiperammonémia kialakulását - a karbamidciklus enzimeinek, például az ornitin-karbamiltranszferáznak veleszületett genetikai hibáinak jelenléte okozza. Ugyanezt az eredményt okozhatja a vese kiválasztó funkciójának megsértése súlyos veseelégtelenségben és urémiában: a karbamid felszabadulásának késleltetése miatt a vérben lévő szintje annyira megemelkedik, hogy a „karbamid ciklus” működni kezd. „ellentétes irányban” - a felesleges karbamidot a vesék ammóniává és szén-dioxid-gázzá hidrolizálják, és ennek eredményeként nő az ammónia szintje a vérben. A hiperammonémia hozzájárul az eszméletzavarokhoz és a hepatikus encephalopathiában és az urémiában aluszékony és kómás állapotok kialakulásához, valamint olyan neurológiai rendellenességek kialakulásához, amelyek gyakran megfigyelhetők veleszületett karbamidciklus-enzim-hibákban vagy szerves aciduriában szenvedő betegeknél.

Kevésbé kifejezett, de klinikailag szignifikáns hiperammonémia megfigyelhető minden olyan folyamatban, amelyben fokozott fehérje-katabolizmus figyelhető meg, például kiterjedt égési sérülésekkel, szövetkompressziós vagy összetörési szindrómával, kiterjedt gennyes-nekrotikus folyamatokkal, végtagok gangrénájával, szepszissel stb. , valamint egyes endokrin rendellenességek, például diabetes mellitus, súlyos thyrotoxicosis esetén is. A hyperammonemia előfordulásának valószínűsége ezekben a kóros állapotokban különösen nagy azokban az esetekben, amikor a kóros állapot a fokozott fehérjekatabolizmuson túl a máj méregtelenítő funkciójának vagy a vesék kiválasztó funkciójának kifejezett károsodását is okozza.

Az ammónia fontos a vér normál sav-bázis egyensúlyának fenntartásához. A glutaminból ammónia képződése után az alfa-ketoglutarát tovább bontható két bikarbonátmolekulává, amelyeket aztán pufferként használhatunk az étkezési savak semlegesítésére. A glutaminból nyert ammónia ezután a vizelettel választódik ki (közvetlenül és karbamid formájában is), ami, figyelembe véve a ketoglutarátból két bikarbonát molekula képződését, teljes savveszteséget és a vér pH-jának eltolódását eredményezi. a lúgos oldal. Ezenkívül az ammónia a vesetubulusokon keresztül diffundálhat, egyesülhet a hidrogénionnal és azzal együtt ürülhet ki (NH 3 + H + => NH 4 +), és ezáltal tovább segíti a savak szervezetből történő eltávolítását.

Az ammónia és az ammóniumionok az állatok anyagcseréjének mérgező melléktermékei. A halakban és a vízi gerinctelenekben az ammónia közvetlenül a vízbe kerül. Emlősökben (beleértve a vízi emlősöket), kétéltűekben és cápákban az ammónia karbamiddá alakul a karbamidciklus során, mert a karbamid sokkal kevésbé mérgező, kevésbé kémiailag reaktív, és hatékonyabban „raktározható” a szervezetben, amíg ki nem ürül. Madarakban és hüllőkben az anyagcsere során keletkező ammónia húgysavvá alakul, amely szilárd maradék, és minimális vízveszteséggel ürülhet ki.

Fiziológiai hatás

A szervezetre gyakorolt ​​élettani hatása szerint a fulladásos és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belélegezve mérgező tüdőödémát és súlyos idegrendszeri károsodást okozhatnak. Az ammónia helyi és reszorpciós hatással is rendelkezik.

Az ammóniagőzök erősen irritálják a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint a bőrt. Ezt az ember szúrós szagként érzékeli. Az ammóniagőzök túlzott könnyezést, szemfájdalmat, a kötőhártya és a szaruhártya kémiai égését, látásvesztést, köhögési rohamokat, bőrpírt és viszketést okoznak. Ha a cseppfolyósított ammónia és oldatai érintkeznek a bőrrel, égő érzés lép fel, és hólyagokkal és fekélyekkel járó kémiai égés lehetséges. Emellett a cseppfolyósított ammónia párolgáskor hőt vesz fel, a bőrrel érintkezve pedig különböző mértékű fagyhalál keletkezik. Az ammónia illata 37 mg/m³ koncentrációban érezhető.

Alkalmazás

Az ammónia a vegyipar egyik legfontosabb terméke, éves globális termelése eléri a 150 millió tonnát. Főleg nitrogén műtrágyák (ammónium-nitrát és szulfát, karbamid), robbanóanyagok és polimerek, salétromsav, szóda (ammónia módszerrel) és egyéb vegyipari termékek előállítására használják. Oldószerként folyékony ammóniát használnak.

Ammónia. Fizikai és kémiai tulajdonságok Kémiai tulajdonságok Egy magányos elektronpár jelenléte miatt az ammónia számos reakcióban komplexképzőként működik. Protont ad hozzá, hogy ammóniumiont képezzen. Az ammónia vizes oldatának ("ammónia") enyhén lúgos környezete van az eljárás miatt: O > +; Ko=1, 8-10-5. (16) Savakkal kölcsönhatásba lépve a megfelelő ammóniumsókat képezi: 2(O) + > (+ O. (17) Az ammónia szintén nagyon gyenge sav, és képes sókat képezni fémekkel - amidokkal. Melegítéskor az ammónia redukáló tulajdonságokat mutat. Tehát oxigén atmoszférában ég, vizet és nitrogént képezve. Az ammónia levegővel történő oxidációja platina katalizátoron nitrogén-oxidokat eredményez, amelyeket iparilag salétromsav előállítására használnak fel: 4 + 54NO + 6O. (18) Az ammónia Cl alkalmazása a fémfelület oxidoktól való megtisztítására forrasztás során a redukáló képességén alapul: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19) A halogén-alkánokkal az ammónia nukleofil addícióval reagál, szubsztituált ammóniumiont képezve (aminok előállítására szolgáló módszer): Cl > (metil-ammónium-hidroklorid). (20) Karbonsavakkal amidokat, anhidridjeit, savhalogenidjeit, észtereit és egyéb származékait állítja elő. Aldehidekkel és ketonokkal - Schiff-bázisokkal, amelyek a megfelelő aminokká redukálhatók (reduktív aminálás). 1000 °C-on az ammónia reakcióba lép a szénnel, hidrogén-cianid HCN keletkezik, és részlegesen nitrogénre és hidrogénre bomlik. Reagálhat metánnal is, ugyanazt a hidrogén-cianidot képezve: Folyékony ammónia A folyékony ammónia, bár kis mértékben, de ionokká disszociál, ami a vízzel való hasonlóságát mutatja: A folyékony ammónia a vízhez hasonlóan erős ionizáló oldószer, amelyben számos aktív fém oldódik: alkáli, alkáliföldfém, Mg, Al, valamint Eu és Yb. Az alkálifémek folyadékban való oldhatósága több tíz százalék. Egyes alkálifémeket tartalmazó intermetallikus vegyületek például folyékony ammóniában is oldódnak A folyékony ammóniában lévő fémek híg oldatai kék színűek, a koncentrált oldatok fémes fényűek és bronzszerűek. Amikor az ammónia elpárolog, az alkálifémek tiszta formában szabadulnak fel, az alkáliföldfémek pedig fémes vezetőképességű ammónia 2+ komplexek formájában szabadulnak fel. Kissé hevítve ezek a komplexek fémre és. A fémben oldva fokozatosan amid keletkezik: Bonyolultság Elektrondonor tulajdonságaik miatt a molekulák ligandumként bejuthatnak komplex vegyületekbe. Így a felesleges ammónia bevitele a d-fémsók oldataiba aminokomplexeik kialakulásához vezet: A komplexáció általában az oldat színének megváltozásával jár együtt, így az első reakcióban a kék szín () sötétkékké változik, a második reakcióban a szín zöldről (Ni() kék-ibolyára változik. A legtöbb stabil komplexek krómmal és kobalttal oxidációs állapotban (+3). Az ammóniaoldatok meglehetősen stabilak, kivéve a sárgásbarna kobalt (II) ammóniát, amelyet a légköri oxigén fokozatosan cseresznyevörös kobalt (III) ammóniává oxidál. Oxidálószerek jelenlétében ez a reakció azonnal megtörténik. Egy komplex ion keletkezését és pusztulását a disszociációja egyensúlyának eltolódása magyarázza. A Le Chatelier-elvnek megfelelően az ezüst ammóniakomplexének oldatában az egyensúly a komplex képződése felé tolódik el (balra) növekvő koncentrációval és/vagy. Amint ezen részecskék koncentrációja az oldatban csökken, az egyensúly jobbra tolódik el, és a komplex ion megsemmisül. Ennek oka lehet, hogy a központi ion vagy ligandumok kötődnek egyes vegyületekhez, amelyek erősebbek, mint a komplex. Például, ha salétromsavat adunk az oldathoz, a komplex tönkremegy az ionok képződése miatt, amelyekben az ammónia erősebben kötődik a hidrogénionhoz: Ammónia termelés Az ammónia előállításának ipari módszere a hidrogén és a nitrogén közvetlen kölcsönhatásán alapul: Ez az úgynevezett Garber-folyamat. A reakció a hő felszabadulásával és a térfogat csökkenésével megy végbe. Ezért Le Chatelier elve alapján a reakciót a lehető legalacsonyabb hőmérsékleten és magas nyomáson kell végrehajtani – ekkor az egyensúly jobbra tolódik el. Alacsony hőmérsékleten azonban a reakciósebesség elhanyagolható, magas hőmérsékleten pedig a fordított reakció sebessége nő. A katalizátor (porózus vas szennyeződésekkel és) alkalmazása lehetővé tette az egyensúlyi állapot elérésének felgyorsítását. Érdekes módon, amikor ehhez a szerephez katalizátort kerestek, több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki. Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítási folyamata a következő feltételek mellett történik: hőmérséklet 500 °C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Ipari körülmények között a cirkulációs elvet alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszavezetik a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével. Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak az ammóniumsókra: Általában laboratóriumi módszerrel ammónium-klorid és oltott mész keverékének finom melegítésével nyerik. Az ammónia szárításához mész és nátronlúg keverékén engedik át. Tantárgy: Ammónia. Fizikai és kémiai tulajdonságok. Átvétel és jelentkezés. Az óra céljai: ismeri az ammónia molekula szerkezetét, fizikai és kémiai tulajdonságait, felhasználási területeit; tudja bizonyítani az ammónia kémiai tulajdonságait: felírni az ammónia oxigénnel, vízzel, savakkal való reakcióira vonatkozó egyenleteket, és ezeket az elektrolitikus disszociáció és redox folyamatok elmélete szempontjából figyelembe venni. Az órák alatt 1. Az óra szervezési mozzanata. 2. Új anyag tanulmányozása. Ammónia – NH3 Az ammónia (az európai nyelveken a neve „ammóniának” hangzik) az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti nevét, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton a karbamid (NH 2 ) 2 Az állati eredetű hulladékokban található CO különösen gyorsan bomlik le. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi amonian szóból kapta a nevét. Így nevezték azokat az embereket, akik Amun istent imádták. Rituális szertartásaik során NH ammóniát szippantottak 4 Cl, amely hevítéskor elpárologtatja az ammóniát. 1. Molekula szerkezete Az ammónia molekula trigonális piramis alakú, amelynek csúcsán nitrogénatom található. A nitrogénatom három párosítatlan p-elektronja részt vesz a poláris kovalens kötések kialakításában három hidrogénatom 1s-elektronjaival (N-H kötés), a negyedik külső elektronpár magányos, donor-akceptor kötést tud kialakítani egy hidrogénion, ammóniumiont képezve NH 4 + . 2. Az ammónia fizikai tulajdonságai Normál körülmények között színtelen, jellegzetes szagú (ammónia szagú), a levegőnél majdnem kétszer könnyebb és mérgező gáz. A szervezetre gyakorolt ​​élettani hatása szerint a fulladásos és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belélegezve mérgező tüdőödémát és súlyos idegrendszeri károsodást okozhatnak. Az ammónia helyi és reszorpciós hatással is rendelkezik. Az ammóniagőzök erősen irritálják a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint a bőrt. Ezt szúrós szagként érzékeljük. Az ammóniagőzök túlzott könnyezést, szemfájdalmat, a kötőhártya és a szaruhártya kémiai égését, látásvesztést, köhögési rohamokat, bőrpírt és viszketést okoznak. Oldhatóság NH 3 vízben rendkívül nagy - körülbelül 1200 térfogat (0 ° C-on) vagy 700 térfogat (20 ° C-on) egy térfogat vízben. 3. Ammónia termelés A laboratóriumban Az iparban Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak az ammóniumsókra: 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 Figyelem! Az ammónium-hidroxid instabil bázis, lebomlik: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O Amikor ammóniát fogad, tartsa a vevőcsövet alul felfelé, mivel az ammónia könnyebb, mint a levegő: Az ammónia előállításának ipari módszere a hidrogén és a nitrogén közvetlen kölcsönhatásán alapul: N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 kJ Körülmények: katalizátor – porózus vas hőmérséklet – 450 – 500 ˚С nyomás – 25-30 MPa Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, aki kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait). 4. Az ammónia kémiai tulajdonságai Az ammóniát a következő reakciók jellemzik: 1. a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával (oxidációs reakció) 2. a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás) A nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával járó reakciók (oxidációs reakciók) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 – erős redukálószer. oxigénnel 1. Ammónia égés(fűtött állapotban) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Az ammónia katalitikus oxidációja (katalizátor Pt – Rh, hőmérséklet) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O fém-oxidokkal 2 NH 3 + 3 CuO = 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O erős oxidálószerekkel 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6 HCl (melegítéskor) Az ammónia gyenge vegyület, hevítés hatására bomlik 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 Reakciók a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás - NH ammóniumion képződése 4+ mindegyik donor-akceptor mechanizmus) 5. Ammónia alkalmazása A termelési mennyiségeket tekintve az ammónia az egyik első helyet foglalja el; Évente körülbelül 100 millió tonna ebből a vegyületből készül világszerte. Az ammónia folyékony formában vagy vizes oldat formájában kapható - ammóniás víz, amely általában 25% NH-t tartalmaz 3 . Ezután hatalmas mennyiségű ammóniát használnak fel salétromsav előállítására, amelyet műtrágyák és sok más termék előállításához használnak fel. Az ammóniás vizet közvetlenül műtrágyaként is használják, és néha a mezőket közvetlenül a tartályokból öntözik folyékony ammóniával. Az ammóniából különféle ammóniumsókat, karbamidot és meténamint nyernek. Olcsó hűtőközegként is használják ipari hűtőegységekben. Az ammóniát szintetikus szálak, például nylon és nylon előállítására is használják. A könnyűiparban pamut, gyapjú és selyem tisztítására és festésére használják. A petrolkémiai iparban az ammóniát használják a savas hulladékok semlegesítésére, a természetes gumiiparban pedig az ammónia segít megőrizni a latexet, miközben az ültetvényről gyárra halad. Az ammóniát a Solvay-módszerrel szódagyártásban is használják. Az acéliparban ammóniát használnak nitridálásra - az acél felületi rétegeinek nitrogénnel való telítésére, ami jelentősen növeli a keménységét. Az orvosok vizes ammóniaoldatokat (ammónia) használnaka mindennapi gyakorlatban: az ammóniába mártott vattakorong kihozza az embert az ájulásból. Ebben az adagban az ammónia nem veszélyes az emberre. 3. A tanult anyag konszolidációja 1. sz. Hajtsa végre az átalakításokat a séma szerint: a) Nitrogén → Ammónia → Nitrogén-oxid (II) b) Ammónium-nitrát → Ammónia → Nitrogén c) Ammónia → Ammónium-klorid → Ammónia → Ammónium-szulfát Az ORR esetében állítson össze egy e-mérleget, a RIO esetében pedig töltse ki az ionos egyenleteket. 2. sz. Írjon fel négy egyenletet az ammóniatermelő kémiai reakciókra! 4. Házi feladat 24. o., pl. 2,3; teszt Ammónia- NH3, hidrogén-nitrid, normál körülmények között - színtelen gáz, éles jellegzetes szaggal (ammónia szaga) Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, aki kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait). A reakció a hő felszabadulásával és a térfogat csökkenésével megy végbe. Ezért Le Chatelier elve alapján a reakciót a lehető legalacsonyabb hőmérsékleten és magas nyomáson kell végrehajtani – ekkor az egyensúly jobbra tolódik el. Alacsony hőmérsékleten azonban a reakciósebesség elhanyagolható, magas hőmérsékleten pedig a fordított reakció sebessége nő. A reakció nagyon nagy nyomáson történő végrehajtásához speciális berendezések létrehozása szükséges, amelyek ellenállnak a nagy nyomásnak, és ezért nagy tőkebefektetéseknek. Ezenkívül a reakció egyensúlya még 700 °C-on is túl lassan jön létre a gyakorlati felhasználáshoz. A katalizátor (pórusos vas Al2O3 és K2O szennyeződésekkel) alkalmazása lehetővé tette az egyensúlyi állapot elérésének felgyorsítását. Érdekes módon, amikor ehhez a szerephez katalizátort kerestek, több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki. Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítási folyamata a következő feltételek mellett történik: hőmérséklet 500 °C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Az ammónia hozama ilyen körülmények között körülbelül 30%. Ipari körülmények között a cirkulációs elvet alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszavezetik a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével. Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak ammóniumsókra. Az ammóniát általában laboratóriumi módszerrel nyerik ammónium-klorid és oltott mész keverékének enyhe melegítésével. Az ammónia szárításához mész és nátronlúg keverékén engedik át. Nagyon száraz ammóniát nyerhetünk, ha feloldunk benne fémnátriumot, majd desztilláljuk. Ezt a legjobban egy fémből készült rendszerben lehet megtenni vákuum alatt. A rendszernek ellenállnia kell a nagy nyomásnak (szobahőmérsékleten a telített ammóniagőz nyomása körülbelül 10 atmoszféra). Az iparban az ammóniát abszorpciós oszlopokon szárítják. Felhasználási arányok tonnánként ammóniára Egy tonna ammónia előállításához Oroszországban átlagosan 1200 nm³ földgázt fogyasztanak, Európában - 900 nm³. Ammónia az orvostudományban Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg, testápolók formájában használják. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ammóniának nevezik. Lehetséges mellékhatások: hosszan tartó expozíció (belélegzés) esetén az ammónia reflexes légzésleállást okozhat. Helyi alkalmazás ellenjavallt dermatitisz, ekcéma, egyéb bőrbetegségek, valamint a bőr nyílt traumás sérülései esetén. A szem nyálkahártyájának véletlen sérülése esetén öblítse le vízzel (10 percenként 15 perccel) vagy 5%-os bórsavoldattal. Olajokat és kenőcsöket nem használnak. Ha az orr és a torok érintett, használjon 0,5%-os citromsavoldatot vagy természetes gyümölcsleveket. Szájon át történő bevétel esetén igyunk vizet, gyümölcslevet, tejet, lehetőleg 0,5%-os citromsavoldatot vagy 1%-os ecetsavoldatot, amíg a gyomor tartalma teljesen semleges lesz. Más gyógyszerekkel való kölcsönhatás nem ismert. Érdekes tények Az ammónia gőzei megváltoztathatják a virágok színét. Például a kék és kék szirmok zöldre, az élénkvörös szirmok feketére válnak.
Kr. pont	132,25 °C
A képződés entalpiája	-45,94 kJ/mol
Gőznyomás	8,5 ± 0,1 atm
Kémiai tulajdonságok
pKa	9.21
vízben oldhatóság	89,9 (0 °C-on)
Osztályozás
Reg. CAS szám
PubChem
Reg. EINECS szám	231-635-3
MOSOLYOK
InChI
RTECS	BO0875000
ChEBI
UN szám	1005
ChemSpider
Az adatok standard körülményekre vonatkoznak (25 °C, 100 kPa), hacsak nincs másképp jelezve.

Katalizátor (porózus vas Al 2 O 3 és K 2 O szennyeződésekkel) alkalmazása lehetővé tette az egyensúlyi állapot elérésének felgyorsítását. Érdekes módon, amikor ehhez a szerephez katalizátort kerestek, több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki.

Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítási folyamata a következő feltételek mellett történik: hőmérséklet 500 °C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Az ammónia hozama ilyen körülmények között körülbelül 30%. Ipari körülmények között a cirkulációs elvet alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszavezetik a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével.

Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak az ammóniumsókra:

Az ammóniát általában laboratóriumi módszerrel nyerik ammónium-klorid és oltott mész keverékének enyhe melegítésével.

Az ammónia szárításához mész és nátronlúg keverékén engedik át.

Nagyon száraz ammóniát nyerhetünk, ha feloldunk benne fémnátriumot, majd desztilláljuk. Ezt a legjobban egy fémből készült rendszerben lehet megtenni vákuum alatt. A rendszernek ellenállnia kell a nagy nyomásnak (szobahőmérsékleten a telített ammóniagőz nyomása körülbelül 10 atmoszféra). Az iparban az ammóniát abszorpciós oszlopokon szárítják.

Felhasználási arányok tonnánként ammóniára

Egy tonna ammónia előállításához Oroszországban átlagosan 1200 nm³ földgázt fogyasztanak, Európában - 900 nm³.

A fehérorosz Grodno Azot 1200 nm³ földgázt fogyaszt egy tonna ammóniára, a korszerűsítés után a fogyasztás várhatóan 876 nm³-re csökken.

Az ukrán termelők 750 nm³ és 1170 nm³ közötti földgázt fogyasztanak egy tonna ammóniára.

Az UHDE technológia 6,7-7,4 Gcal energiaforrást fogyaszt egy tonna ammóniára.

Ammónia az orvostudományban

Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg, testápolók formájában használják. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ún

A hidrogén normál körülmények között színtelen gáz, éles jellegzetes szaggal (ammonia szaga)

• A halogének (klór, jód) veszélyes robbanóanyagokat képeznek az ammónia - nitrogén-halogenidekkel (nitrogén-klorid, nitrogén-jodid).

• Az ammónia halogénezett alkánokkal reagál nukleofil addícióval, szubsztituált ammóniumiont képezve (aminok előállítására szolgáló módszer):

• Karbonsavakkal amidokat, ezek anhidridjeit, savhalogenidjeit, észtereit és egyéb származékait állítja elő. Aldehidekkel és ketonokkal - Schiff-bázisokkal, amelyek a megfelelő aminokká redukálhatók (reduktív aminálás).

• 1000 °C-on az ammónia reakcióba lép a szénnel, hidrogén-cianid HCN keletkezik, és részlegesen nitrogénre és hidrogénre bomlik. Reagálhat metánnal is, ugyanazt a hidrogén-cianidot képezve:

A név története

Az ammónia (az európai nyelveken a neve „ammóniának” hangzik) az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti nevét, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton az állati eredetű salakanyagokban található karbamid (NH 2) 2 CO különösen gyorsan bomlik le. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi szóról kapta a nevét Amonian. Így nevezték azokat az embereket, akik Amun istent imádták. Szertartásaik során ammóniát NH 4 Cl-t szippantottak, amely hevítéskor az ammóniát elpárologtatja.

Folyékony ammónia

A folyékony ammónia, bár kis mértékben, de ionokká disszociál (autoprotolízis), ami a vízhez való hasonlóságát mutatja:

A folyékony ammónia önionizációs állandója -50 °C-on körülbelül 10 -33 (mol/l)².

Az ammóniával való reakcióból származó fémamidok negatív NH 2 − iont tartalmaznak, amely szintén az ammónia önionizációja során keletkezik. Így a fémamidok a hidroxidok analógjai. A reakciósebesség növekszik, ha Li-ről Cs-ra megyünk. A reakció jelentősen felgyorsul még kis H 2 O szennyeződések jelenlétében is.

A fém-ammónia oldatok fémes elektromos vezetőképességgel rendelkeznek, ezekben a fématomok pozitív ionokká és szolvatált elektronokká bomlanak, NH 3 molekulákkal körülvéve. A szabad elektronokat tartalmazó fém-ammónia oldatok a legerősebb redukálószerek.

Bonyolultság

Elektrondonor tulajdonságaik miatt az NH 3 molekulák ligandumként bejuthatnak komplex vegyületekbe. Így a felesleges ammónia bevitele a d-fémsók oldataiba aminokomplexeik kialakulásához vezet:

A komplexitás általában az oldat színének megváltozásával jár. Tehát az első reakcióban a kék szín (CuSO 4) sötétkékké (a komplex színe) változik, a második reakcióban a szín zöldről (Ni(NO 3) 2) kékeslilára változik. A legerősebb komplexeket az NH 3-mal a króm és a kobalt képezi +3 oxidációs állapotban.

Biológiai szerep

Az ammónia a nitrogén anyagcsere végterméke az emberek és állatok szervezetében. A fehérjék, aminosavak és más nitrogéntartalmú vegyületek anyagcseréje során keletkezik. Erősen mérgező a szervezetre, ezért az ornitinciklus során az ammónia nagy része a májban ártalmatlanabb és kevésbé mérgező vegyületté - karbamiddá (karbamiddá) alakul. A karbamidot ezután a vesék választják ki, és a karbamid egy része a májban vagy a vesékben visszaalakulhat ammóniává.

Az ammóniát a máj fordított folyamatra is felhasználhatja - aminosavak ammóniából való újraszintézisére és aminosavak keto-analógjaira. Ezt a folyamatot "reduktív aminálásnak" nevezik. Így az aszparaginsavat az oxálecetsavból, a glutaminsavat az α-ketoglutársavból stb.

Fiziológiai hatás

A szervezetre gyakorolt ​​élettani hatása szerint a fulladásos és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belélegezve mérgező tüdőödémát és súlyos idegrendszeri károsodást okozhatnak. Az ammónia helyi és reszorpciós hatással is rendelkezik.

Az ammóniagőzök erősen irritálják a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint a bőrt. Ezt az ember szúrós szagként érzékeli. Az ammóniagőzök túlzott könnyezést, szemfájdalmat, a kötőhártya és a szaruhártya kémiai égését, látásvesztést, köhögési rohamokat, bőrpírt és viszketést okoznak. Ha a cseppfolyósított ammónia és oldatai érintkeznek a bőrrel, égő érzés lép fel, és hólyagokkal és fekélyekkel járó kémiai égés lehetséges. Emellett a cseppfolyósított ammónia párolgáskor hőt vesz fel, a bőrrel érintkezve pedig különböző mértékű fagyhalál keletkezik. Az ammónia illata 37 mg/m³ koncentrációban érezhető.

Alkalmazás

Az ammónia a vegyipar egyik legfontosabb terméke, éves globális termelése eléri a 150 millió tonnát. Főleg nitrogén műtrágyák (ammónium-nitrát és szulfát, karbamid), robbanóanyagok és polimerek, salétromsav, szóda (ammónia módszerrel) és egyéb vegyipari termékek előállítására használják. Oldószerként folyékony ammóniát használnak.

Felhasználási arányok tonnánként ammóniára

Egy tonna ammónia előállításához Oroszországban átlagosan 1200 nm³ földgázt fogyasztanak, Európában - 900 nm³.

A fehérorosz Grodno Azot 1200 nm³ földgázt fogyaszt egy tonna ammóniára, a korszerűsítés után a fogyasztás várhatóan 876 nm³-re csökken.

Az ukrán termelők 750 nm³ és 1170 nm³ közötti földgázt fogyasztanak egy tonna ammóniára.

Az UHDE technológia 6,7-7,4 Gcal energiaforrást fogyaszt egy tonna ammóniára.

Ammónia az orvostudományban

Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg, testápolók formájában használják. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ammóniának nevezik.

Lehetséges mellékhatások: hosszan tartó expozíció (belélegzés) esetén az ammónia reflexes légzésleállást okozhat.

Helyi alkalmazás ellenjavallt dermatitisz, ekcéma, egyéb bőrbetegségek, valamint a bőr nyílt traumás sérülései esetén.

A szem nyálkahártyájának véletlen sérülése esetén öblítse le vízzel (10 percenként 15 perccel) vagy 5%-os bórsavoldattal. Olajokat és kenőcsöket nem használnak. Ha az orr és a torok érintett, használjon 0,5%-os citromsavoldatot vagy természetes gyümölcsleveket. Szájon át történő bevétel esetén igyunk vizet, gyümölcslevet, tejet, lehetőleg 0,5%-os citromsavoldatot vagy 1%-os ecetsavoldatot, amíg a gyomor tartalma teljesen semleges lesz.

Más gyógyszerekkel való kölcsönhatás nem ismert.

Ammóniagyártók

Ammóniagyártók Oroszországban

Oroszország a globális ammóniatermelés mintegy 9%-át adja. Oroszország a világ egyik legnagyobb ammónia exportőre. A teljes ammóniatermelés mintegy 25%-át exportálják, ami a világ exportjának mintegy 16%-a.

Ammóniagyártók Ukrajnában

• A Jupiter felhői ammóniából állnak.

Lásd még

Megjegyzések

Linkek

• //
• // Brockhaus és Efron enciklopédikus szótára: 86 kötetben (82 kötet és 4 további kötet). - Szentpétervár. , 1890-1907.
• // Brockhaus és Efron enciklopédikus szótára: 86 kötetben (82 kötet és 4 további kötet). - Szentpétervár. , 1890-1907.
• // Brockhaus és Efron enciklopédikus szótára: 86 kötetben (82 kötet és 4 további kötet). - Szentpétervár. , 1890-1907.

Irodalom

• Akhmetov N. S.Általános és szervetlen kémia. - M.: Felsőiskola, 2001.