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).

• A halogén-alkánokkal az ammónia nukleofil addíciós reakcióba lép, és szubsztituált ammóniumiont képez (egy módszer az aminok előállítására):

• Karbonsavakkal ezek anhidridjei, savhalogenidjei, észterei és egyéb származékai amidokat adnak. 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" (angolul alkáli levegőnek) nevezte el. Tizenegy évvel később, 1785-ben K. Berthollet megállapította az ammónia pontos kémiai összetételét. Azóta a világon megkezdődtek a kutatások az ammónia nitrogénből és hidrogénből történő előállításával kapcsolatban. Az ammónia nagyon szükséges volt a nitrogénvegyületek szintéziséhez, mivel a chilei salétromból történő előállításukat az utóbbi készleteinek fokozatos kimerülése korlátozta. A salétromkészletek csökkenésének problémája a 19. század végére 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 (a Le Chatelier elvének megfelelően) és ozmium katalizátort használt. 1909. július 2-án Haber megszervezte a készülék tesztelését K. Bosch és A. Mittash jelenlétében, mindkettő a Badeni Anilin- és Szódagyárból (BASF), és ammóniát kapott. 1911-re C. Bosch megalkotta a BASF számára a berendezés nagyszabású változatát, majd megépült és 1913. szeptember 9-én üzembe helyezték a világ első ammóniaszintézis-gyárát, amely Oppauban (ma kerületben) kapott helyet. Ludwigshafen am Rhein városában) és a BASF tulajdona. 1918-ban F. Haber elnyerte a kémiai Nobel-díjat "az ammónia alkotóelemeiből történő szintéziséért". Oroszországban és a Szovjetunióban az első adag szintetikus ammóniát 1928-ban szerezték be a Chernorechensky vegyi üzemben.

név eredete

Az ammónia (az európai nyelveken a neve úgy hangzik, mint „ammoniac”) a nevét az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton az állati hulladékban található karbamid (NH 2) 2 CO különösen gyorsan lebomlik. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi szóról kapta a nevét ammónia. Az úgynevezett emberek, akik Amun istent imádják. Rituális rítusaik során NH 4 Cl-t szippantottak ammóniából, amely hevítéskor az ammóniát elpárologtatja.

Folyékony ammónia

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

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

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

A fém-ammónia oldatok fémes elektromos vezetőképességgel rendelkeznek, bennük a fématomok pozitív ionokká és szolvatált elektronokká bomlanak, amelyeket NH 3 molekulák vesznek körül. A szabad elektronokat tartalmazó fém-ammónia oldatok a legerősebb redukálószerek.

komplexitás

Elektrondonor tulajdonságaik miatt az NH 3 molekulák ligandumként bejuthatnak komplex vegyületekbe. Így a felesleges ammónia bevitele a d-fémek sóinak oldataiba aminokomplexeik képződéséhez 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 pedig a szín zöldről (Ni (NO 3) 2) kékeslilára változik. Az NH 3-mal alkotott legerősebb komplexek krómot és kobaltot képeznek +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 N 2 gázt hasznosítani. Ezért ahhoz, hogy a légköri nitrogént bevonjuk a biológiai körforgásba, különösen az aminosavak és nukleotidok szintézisébe, szükség van egy „nitrogénrögzítésnek” nevezett folyamatra. Egyes növények az ammónia és más nitrogéntartalmú maradványok elérhetőségétől függenek, amelyeket más növények és állatok bomló szerves anyagai bocsátanak ki a talajba. Mások, például a nitrogénmegkötő hüvelyesek, kihasználják a szimbiózist a nitrogénmegkötő baktériumokkal (rhizobia), amelyek képesek ammóniát képezni a légköri nitrogénből.

Egyes szervezetekben az ammóniát a légköri nitrogénből a nitrogenázoknak nevezett enzimek állítják elő. Ezt a folyamatot nitrogénkötésnek nevezik. Bár nem valószínű, hogy valaha is feltalálnak olyan biomimetikai módszereket, amelyek felvehetik a versenyt a termelékenységben a nitrogénből ammónia előállítására szolgáló kémiai módszerekkel, ennek ellenére a tudósok nagy erőfeszítéseket tesznek, hogy jobban megértsék a biológiai nitrogénkötés mechanizmusait. A probléma iránti tudományos érdeklődést részben a nitrogénfixáló enzim (nitrogenáz) aktív katalitikus helyének szokatlan szerkezete indokolja, amely szokatlan kétfémes molekulaegyüttest tartalmaz Fe 7 MoS 9 .

Az ammónia szintén az aminosav-anyagcsere végterméke, nevezetesen az enzimek, például a glutamát-dehidrogenáz által katalizált dezamináció terméke. A változatlan ammónia kiválasztása az ammónia méregtelenítésének szokásos módja a vízi élőlényeknél (halak, vízi gerinctelenek és bizonyos mértékig 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 száraz vizeletmaradvány fő összetevője. A legtöbb madár, hüllő, rovar, pókfélék azonban nem karbamidot, hanem húgysavat választanak ki fő nitrogéntartalmú maradékként.

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 májcirrózisban észlelhető, károsíthatja a máj képességét az ammónia méregtelenítésére és karbamid képzésére, ennek eredményeként pedig megemelkedik a vér ammóniaszintje, ezt az állapotot hiperammonémiának nevezik. Hasonló eredmény - a szabad ammónia szintjének növekedése a vérben és a hiperammonémia kialakulása - veleszületett genetikai hibák jelenlétéhez vezet a karbamid ciklus enzimjeiben, például az ornitin-karbamil-transzferázban. 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 a tudatzavarhoz, valamint a hepatikus encephalopathiában és urémiában altató 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 bizonyos endokrin rendellenességekkel, például cukorbetegséggel, súlyos thyrotoxicosissal. Különösen magas a hyperammonemia valószínűsége ezekben a kóros állapotokban azokban az esetekben, amikor a kóros állapot a fokozott fehérjekatabolizmuson túl a máj méregtelenítő funkciójának vagy a vesék kiválasztó funkciójának kifejezett megsértését is okozza.

Az ammónia fontos a vér normál sav-bázis egyensúlyának fenntartásához. A glutaminból ammónia képződése után az alfa-ketoglutarát tovább bontható két bikarbonát molekulává, amelyeket aztán pufferként használhatunk az étkezési savak semlegesítésére. A glutaminból nyert ammónia ezután a vizelettel választódik ki (közvetlenül és karbamid formájában is), ami – tekintettel a ketoglutarátból két bikarbonátmolekula képződésére – összességében savak elvesztéséhez és a vér pH-értékének megváltozásához vezet. a lúgos oldal. Ezenkívül az ammónia a vesetubulusokon keresztül átdiffundálhat, egyesülhet a hidrogénionnal és azzal együtt ürülhet ki (NH 3 + H + => NH 4 +), és ezáltal tovább járulhat a savak szervezetből történő eltávolításához.

Az ammónia és az ammóniumionok az állati anyagcsere 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 karbamidciklusban, mert a karbamid sokkal kevésbé mérgező, kevésbé kémiailag reaktív, és hatékonyabban „raktározható” a szervezetben, amíg ki nem ürül. Madarakban és hüllőkben (hüllőkben) az anyagcsere során keletkező ammónia húgysavvá alakul, amely szilárd maradék, és minimális vízveszteséggel izolálható.

Fiziológiai hatás

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

Az ammóniagőz erősen irritálja a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint a bőrt. Ez egy személy, és szúrós szagként érzékeli. Az ammóniagőzök erős 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, hólyagokkal és fekélyekkel járó kémiai égés lehetséges. Emellett a cseppfolyósított ammónia a párolgás során hőt vesz fel, és a bőrrel érintkezve különböző mértékű fagyhalál keletkezik. Az ammónia illata 37 mg/m³ koncentrációban érezhető.

Alkalmazás

Az ammónia a vegyipar egyik legfontosabb terméke, éves világtermelése eléri a 150 millió tonnát. Főleg nitrogénműtrágyák (ammónium-nitrát és szulfát, karbamid), robbanóanyagok és polimerek, salétromsav, szóda (ammónia módszer) és egyéb vegyi 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 köt, ammóniumiont képezve. Az ammónia vizes oldatának ("ammónia") enyhén lúgos környezete van az eljárás miatt: O > +; Ko=1, 8-10-5. (16) Savakkal kölcsönhatásba lépve a megfelelő ammóniumsók keletkeznek: 2(O) + > (+ O. (17) Az ammónia szintén nagyon gyenge sav, amely 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 az ipar salétromsav előállítására használ fel: 4 + 54NO + 6O. (tizennyolc) Az ammónia Cl használata azon a redukáló képességen alapul, hogy megtisztítja a fémfelületet az oxidoktól a forrasztás során: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19) A halogén-alkánokkal az ammónia nukleofil addíciós reakcióba lép, és szubsztituált ammóniumiont képez (egy módszer az aminok előállítására): Cl > (metil-ammónium-hidroklorid). (húsz) Karbonsavakkal ezek anhidridjei, halogenidjei, észterei és egyéb származékai amidokat adnak. 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, amiben megnyilvánul a vízzel való hasonlósága: 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 fémek híg oldatai folyékony ammóniában kék színűek, a koncentrált oldatok fémes fényűek és bronzhoz hasonlítanak. Az ammónia elpárolgása során az alkálifémek tiszta formában, az alkáliföldfémek pedig fémes vezetőképességű 2+ ammóniával alkotott komplexek formájában szabadulnak fel. Gyenge melegítéssel ezek a komplexek fémre és. A fémben oldva fokozatosan amid keletkezik: komplexitás Elektrondonor tulajdonságaik miatt a molekulák ligandumként bejuthatnak komplex vegyületekbe. Így a felesleges ammónia bevitele a d-fémek sóinak oldataiba aminokomplexeik képződéséhez 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 () kékeslilára) változik. stabil komplexek krómmal és kobalttal oxidációs állapotban (+3). Az amin oldatok meglehetősen stabilak, kivéve a sárgásbarna kobalt (II) ammóniát, amelyet a légköri oxigén fokozatosan cseresznyevörös kobalt (III) ammóniává oxidál. Oxidálószerek jelenlétében ez a reakció azonnal lezajlik. Egy komplex ion keletkezését és pusztulását a disszociációja egyensúlyának eltolódása magyarázza. A Le Chatelier-elvnek megfelelően az ezüst ammónia komplexének oldatában az egyensúly a komplex képződése felé tolódik el (balra) a koncentráció növekedésével és/vagy. Ezen részecskék koncentrációjának csökkenésével az oldatban az egyensúly jobbra tolódik el, és a komplex ion megsemmisül. Ennek oka lehet, hogy a központi ion vagy ligandumok a komplexnél erősebb vegyületekhez kötődnek. Például, ha salétromsavat adunk az oldathoz, a komplex tönkremegy az ionok képződése miatt, amelyben az ammónia erősebben kötődik a hidrogénionhoz: Ammónia beszerzése 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 a Le Chatelier-elv 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 ennek a szerepnek a katalizátorának keresése során több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki. Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítását a következő feltételek mellett hajtják végre: hőmérséklet 500 ° C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Ipari körülmények között a cirkuláció elvét alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszajuttatják a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével. Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak az ammóniumsókra: Általában laboratóriumi úton nyerik ammónium-klorid és oltott mész keverékének gyenge hevítésével. Az ammónia szárításához mész és nátronlúg keverékén engedik át. Téma: Ammónia. Fizikai és kémiai tulajdonságok. Átvétel és jelentkezés. Az óra céljai: ismeri az ammónia molekula szerkezetét, fizikai és kémiai tulajdonságait, alkalmazásait; tudja bizonyítani az ammónia kémiai tulajdonságait: felírni az ammónia oxigénnel, vízzel, savakkal való reakcióinak egyenleteit, és figyelembe venni azokat az elektrolitikus disszociáció és redox folyamatok elmélete szempontjából. Az órák alatt 1. Az óra szervezési mozzanata. 2. Új anyag elsajátítása. 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 hulladékban található CO különösen gyorsan bomlik le. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi amonian szóból kapta a nevét. Az úgynevezett emberek, akik Amon istent imádják. Rituális szertartásaik során NH ammóniát szippantottak 4 Cl, amely hevítéskor elpárologtatja az ammóniát. 1. A molekula szerkezete Az ammónia molekula trigonális piramis alakú, tetején nitrogénatommal.. A nitrogénatom három párosítatlan p-elektronja részt vesz a poláris kovalens kötések kialakításában három hidrogénatom 1s-elektronjaival (N-H kötés), a negyedik külső elektronpár megosztatlan, hidrogénnel donor-akceptor kötést tud kialakítani ion, ammóniumiont képezve NH 4 + . 2. Az ammónia fizikai tulajdonságai Normál körülmények között színtelen, szúrós jellegzetes szagú (ammónia szagú) gáz, a levegőnél majdnem kétszer könnyebb, mérgező. A szervezetre gyakorolt ​​élettani hatása szerint a fullasztó és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belélegezve mérgező tüdőödémát és súlyos idegrendszeri károsodást okozhatnak. Az ammónia helyi és reszorpciós hatással is rendelkezik. Az ammóniagőz erősen irritálja a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint a bőrt. Ezt szúrós szagként érzékeljük. Az ammóniagőzök erős könnyezést, szemfájdalmat, a kötőhártya és a szaruhártya kémiai égését, látásvesztést, köhögési rohamokat, bőrpírt és viszketést okoznak. Oldhatóság NH 3 vízben rendkívül magas - körülbelül 1200 térfogat (0 °C-on) vagy 700 térfogatrész (20 °C-on) egy térfogat vízben. 3. Ammónia beszerzése 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! Ammónium-hidroxid instabil bázis, lebomlik: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O Amikor ammóniát kap, tartsa a kémcsövet - a vevőt fejjel lefelé, 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 k J Feltételek: katalizátor - porózus vas hőmérséklet - 450 - 500 ˚С nyomás - 25 - 30 MPa Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait). 4. Az ammónia kémiai tulajdonságai Az ammónia esetében a reakciók jellemzőek: 1. a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával (oxidációs reakciók) 2. a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás) A nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával járó reakciók (oxidációs reakciók) N-3 → N 0 → N +2 NH3 - erős redukálószer. oxigénnel 1. égő ammónia(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 \u003d 3Cu + N 2 + 3 H 2 O erős oxidálószerekkel 2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6 HCl (melegítéskor) Az ammónia törékeny vegyület, hevítés hatására bomlik 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 Reakciók a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás - NH ammóniumion képződése 4+ által donor-akceptor mechanizmus) 5. Ammónia alkalmazása A termelés mennyiségét tekintve az ammónia az egyik első helyet foglalja el; évente mintegy 100 millió tonnát kapnak ebből a vegyületből világszerte. Az ammónia folyékony formában vagy vizes oldat formájában kapható - ammóniás víz, amely általában 25% NH-t tartalmaz 3 . Hatalmas mennyiségű ammóniát használnak fel továbbá salétromsav előállítására, amelyet műtrágyák és számos egyéb termék előállítására használnak fel. Az ammóniás vizet közvetlenül műtrágyaként is használják, és néha a földeket tartályokból közvetlenül folyékony ammóniával öntözik. Ammóniából különféle ammóniumsókat, karbamidot, urotropint nyernek. Olcsó hűtőközegként is használják ipari hűtőrendszerekben. Az ammóniát szintetikus szálak, például nylon és kapron előállítására is használják. A könnyűiparban pamut, gyapjú és selyem tisztítására és festésére használják. A petrolkémiai iparban az ammóniát a savas hulladékok semlegesítésére használják, a természetes gumigyártásban pedig az ammónia segít megőrizni a latexet az ültetvényről a gyárba szállítása során. Az ammóniát a Solvay-módszerrel szódagyártásban is használják. Az acéliparban az ammóniát nitridálására használják - az acél felületi rétegeinek nitrogénnel való telítésére, ami jelentősen növeli a keménységét. Az orvosok vizes ammóniaoldatokat (ammónia) használnaka mindennapi gyakorlatban: ammóniába mártott vattakorong, kihúzza az embert az ájulásból. Az ember számára az ammónia ilyen dózisban nem veszélyes. 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 OVR esetén készítsen e-mérleget, RIO esetében teljes, ionos egyenletet. 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, szúrós jellegzetes szagú gáz (ammónia szagú) Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait). A reakció a hő felszabadulásával és a térfogat csökkenésével megy végbe. Ezért a Le Chatelier-elv 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 magas nyomáson történő végrehajtásához speciális berendezések létrehozása szükséges, amelyek ellenállnak a nagy nyomásnak, és ezért nagy beruházást igényel. 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 ennek a szerepnek a katalizátorának keresése során több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki. Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítását a következő feltételek mellett hajtják végre: hőmérséklet 500 ° C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Az ammónia hozama ilyen körülmények között körülbelül 30%. Ipari körülmények között a cirkuláció elvét alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszajuttatják a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével. Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak ammóniumsókra. Az ammóniát általában laboratóriumban nyerik ammónium-klorid és oltott mész keverékének gyenge hevítésével. 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 az ammónia telített gőznyomása 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 kenőcsök formájában alkalmazzák. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ammóniának nevezik. Lehetséges mellékhatások: hosszan tartó expozíció (belélegzés) esetén az ammónia reflex légzésleállást okozhat. A 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 percig) vagy 5%-os bórsavoldattal. Olajokat és kenőcsöket nem használnak. Az orr és a garat vereségével - 0,5% -os citromsavoldat vagy természetes gyümölcslevek. Lenyelés esetén igyunk vizet, gyümölcslevet, tejet, lehetőleg 0,5%-os citromsavoldatot vagy 1%-os ecetsavoldatot, amíg a gyomor tartalmát teljesen semlegesíti. Más gyógyszerekkel való kölcsönhatás nem ismert. Érdekes tények Az ammónia gőzei megváltoztathatják a virágok színét. Például a kék és kék szirmok zöldek, élénkvörösek - feketék.
Kr. pont	Olvadáspont: 132,25 °C
A képződés entalpiája	-45,94 kJ/mol
Gőznyomás	8,5 ± 0,1 atm
Kémiai tulajdonságok
pK a	9.21
vízben oldhatóság	89,9 (0 °C-on)
Osztályozás
Reg.  CAS szám
PubChem
Reg. szám EINECS	231-635-3
MOSOLYOK
InChI
RTECS	BO0875000
CHEBI
UN szám	1005
ChemSpider
Az adatok standard körülményekre (25 °C, 100 kPa) vonatkoznak, 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 ennek a szerepnek a katalizátorának keresése során több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki.

Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítását a következő feltételek mellett hajtják végre: hőmérséklet 500 ° C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Az ammónia hozama ilyen körülmények között körülbelül 30%. Ipari körülmények között a cirkuláció elvét alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszajuttatják 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 laboratóriumban nyerik ammónium-klorid és oltott mész keverékének gyenge hevítésével.

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 az ammónia telített gőznyomása 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 modernizációt követően a fogyasztás várhatóan 876 Nm³-re csökken.

Az ukrán termelők 750–1170 Nm³ földgázt fogyasztanak tonnánként ammóniánként.

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

Ammónia az orvostudományban

Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg kenőcsök formájában alkalmazzák. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ún

Hidrogén, normál körülmények között - színtelen gáz, szúrós jellegzetes szaggal (ammónia szaga)

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

• A halogén-alkánokkal az ammónia nukleofil addíciós reakcióba lép, és szubsztituált ammóniumiont képez (egy módszer az aminok előállítására):

• Karbonsavakkal ezek anhidridjei, savhalogenidjei, észterei és egyéb származékai amidokat adnak. 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:

Névtörténet

Az ammónia (az európai nyelveken a neve "ammoniac"-nak hangzik) az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti nevét, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton az állati hulladékban található karbamid (NH 2) 2 CO különösen gyorsan lebomlik. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi szóról kapta a nevét ammónia. Az úgynevezett emberek, akik Amun istent imádják. Rituális rítusaik során NH 4 Cl-t szippantottak ammóniából, amely hevítéskor az ammóniát elpárologtatja.

Folyékony ammónia

A folyékony ammónia, bár kis mértékben, de ionokká disszociál (autoprotolízis), amelyben a vízzel való hasonlósága megnyilvánul:

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

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

A fém-ammónia oldatok fémes elektromos vezetőképességgel rendelkeznek, bennük a fématomok pozitív ionokká és szolvatált elektronokká bomlanak, amelyeket NH 3 molekulák vesznek körül. A szabad elektronokat tartalmazó fém-ammónia oldatok a legerősebb redukálószerek.

komplexitás

Elektrondonor tulajdonságaik miatt az NH 3 molekulák ligandumként bejuthatnak komplex vegyületekbe. Így a felesleges ammónia bevitele a d-fémek sóinak oldataiba aminokomplexeik képződéséhez 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 pedig a szín zöldről (Ni (NO 3) 2) kékeslilára változik. Az NH 3-mal alkotott legerősebb komplexek krómot és kobaltot képeznek +3 oxidációs állapotban.

Biológiai szerep

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

Az ammóniát a máj fordított folyamatban 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 fullasztó és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belélegezve mérgező tüdőödémát és súlyos idegrendszeri károsodást okozhatnak. Az ammónia helyi és reszorpciós hatással is rendelkezik.

Az ammóniagőz erősen irritálja a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint a bőrt. Ez egy személy, és szúrós szagként érzékeli. Az ammóniagőzök erős 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, hólyagokkal és fekélyekkel járó kémiai égés lehetséges. Emellett a cseppfolyósított ammónia a párolgás során hőt vesz fel, és a bőrrel érintkezve különböző mértékű fagyhalál keletkezik. Az ammónia illata 37 mg/m³ koncentrációban érezhető.

Alkalmazás

Az ammónia a vegyipar egyik legfontosabb terméke, éves világtermelése eléri a 150 millió tonnát. Főleg nitrogénműtrágyák (ammónium-nitrát és szulfát, karbamid), robbanóanyagok és polimerek, salétromsav, szóda (ammónia módszer) és egyéb vegyi 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 modernizációt követően a fogyasztás várhatóan 876 Nm³-re csökken.

Az ukrán termelők 750–1170 Nm³ földgázt fogyasztanak tonnánként ammóniánként.

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

Ammónia az orvostudományban

Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg kenőcsök formájában alkalmazzák. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ammóniának nevezik.

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

A 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 percig) vagy 5%-os bórsavoldattal. Olajokat és kenőcsöket nem használnak. Az orr és a garat vereségével - 0,5% -os citromsavoldat vagy természetes gyümölcslevek. Lenyelés esetén igyunk vizet, gyümölcslevet, tejet, lehetőleg 0,5%-os citromsavoldatot vagy 1%-os ecetsavoldatot, amíg a gyomor tartalmát teljesen semlegesíti.

Más gyógyszerekkel való kölcsönhatás nem ismert.

Ammóniagyártók

Ammóniagyártók Oroszországban

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

Irodalom

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