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)))

• Gli alogeni (cloro, iodio) formano esplosivi pericolosi con ammoniaca - alogenuri di azoto (cloruro di azoto, ioduro di azoto).

• L'ammoniaca reagisce con gli alcani alogenati mediante addizione nucleofila, formando uno ione ammonio sostituito (metodo per produrre ammine):

• Produce ammidi con acidi carbossilici, loro anidridi, alogenuri acidi, esteri e altri derivati. Con aldeidi e chetoni - Basi di Schiff, che possono essere ridotte alle corrispondenti ammine (amminazione riduttiva).

Storia

L'ammoniaca fu isolata per la prima volta nella sua forma pura da J. Priestley nel 1774, che la chiamò “aria alcalina”. Undici anni dopo, nel 1785, C. Berthollet stabilì l'esatta composizione chimica dell'ammoniaca. Da quel momento, in tutto il mondo sono iniziate le ricerche sulla produzione di ammoniaca dall’azoto e dall’idrogeno. L'ammoniaca era molto necessaria per la sintesi dei composti azotati, poiché la loro produzione dal salnitro cileno era limitata dal graduale esaurimento delle riserve di quest'ultimo. Il problema della diminuzione delle riserve di nitrati si acuì verso la fine del XIX secolo. Solo all'inizio del XX secolo fu possibile inventare un processo per la sintesi dell'ammoniaca adatto all'industria. Ciò fu realizzato da F. Haber, che iniziò a lavorare su questo problema nel 1904 e nel 1909 creò un piccolo apparato di contatto in cui usò una maggiore pressione (secondo il principio di Le Chatelier) e un catalizzatore di osmio. Il 2 luglio 1909, Haber testò l'apparato in presenza di K. Bosch e A. Mittash, entrambi della Baden Aniline and Soda Factory (BASF), e ottenne l'ammoniaca. Nel 1911 K. Bosch creò una versione su larga scala dell'apparato per BASF, quindi il primo impianto di sintesi dell'ammoniaca al mondo fu costruito e messo in funzione il 9 settembre 1913, che si trovava a Oppau (oggi un distretto all'interno del città di Ludwigshafen am Rhein) e apparteneva alla BASF. Nel 1918 F. Haber vinse il Premio Nobel per la Chimica “per la sintesi dell’ammoniaca dai suoi elementi costitutivi”. In Russia e nell'URSS, il primo lotto di ammoniaca sintetica fu prodotto nel 1928 nello stabilimento chimico di Chernorechensky.

origine del nome

L'ammoniaca (nelle lingue europee il suo nome suona come “ammoniaca”) deve il suo nome all'oasi di Ammon nel Nord Africa, situata al crocevia delle rotte carovaniere. Nei climi caldi, l'urea (NH 2) 2 CO, contenuta nei rifiuti animali, si decompone particolarmente rapidamente. Uno dei prodotti della decomposizione è l'ammoniaca. Secondo altre fonti, l'ammoniaca prende il nome dall'antica parola egiziana Amoniano. Questo era il nome dato alle persone che adoravano il dio Amon. Durante i loro rituali, hanno annusato l'ammoniaca NH 4 Cl che, una volta riscaldata, fa evaporare l'ammoniaca.

Ammoniaca liquida

L'ammoniaca liquida, sebbene in piccola misura, si dissocia in ioni (autoprotolisi), il che mostra la sua somiglianza con l'acqua:

La costante di autoionizzazione dell'ammoniaca liquida a −50 °C è circa 10 −33 (mol/l)².

Le ammidi metalliche risultanti dalla reazione con l'ammoniaca contengono uno ione negativo NH 2 −, che si forma anche durante l'autoionizzazione dell'ammoniaca. Pertanto, le ammidi metalliche sono analoghi degli idrossidi. La velocità di reazione aumenta quando si passa dal Li al Cs. La reazione è notevolmente accelerata in presenza di impurità anche piccole di H 2 O.

Le soluzioni metallo-ammoniaca hanno conduttività elettrica metallica; in esse gli atomi metallici si decompongono in ioni positivi ed elettroni solvatati circondati da molecole NH 3. Le soluzioni metallo-ammoniaca, che contengono elettroni liberi, sono gli agenti riducenti più potenti.

Complessazione

A causa delle loro proprietà di donatori di elettroni, le molecole di NH 3 possono entrare in composti complessi come ligandi. Pertanto, l'introduzione di ammoniaca in eccesso nelle soluzioni di sali d-metalli porta alla formazione dei loro aminocomplessi:

La complessazione è solitamente accompagnata da un cambiamento nel colore della soluzione. Quindi, nella prima reazione, il colore blu (CuSO 4) si trasforma in blu scuro (il colore del complesso), e nella seconda reazione il colore cambia dal verde (Ni (NO 3) 2) al blu-viola. I complessi più forti con NH 3 sono formati da cromo e cobalto nello stato di ossidazione +3.

Ruolo biologico

L'ammoniaca è un'importante fonte di azoto per gli organismi viventi. Nonostante l'elevato contenuto di azoto libero nell'atmosfera (oltre il 75%), pochissime creature viventi sono in grado di utilizzare l'azoto biatomico neutro e libero dell'atmosfera, il gas N2. Pertanto, per includere l'azoto atmosferico nella circolazione biologica, in particolare nella sintesi di aminoacidi e nucleotidi, è necessario un processo chiamato “fissazione dell'azoto”. Alcune piante dipendono dalla disponibilità di ammoniaca e di altri residui azotati rilasciati nel terreno dai resti organici in decomposizione di altre piante e animali. Alcuni altri, come le leguminose azotofissatrici, sfruttano la simbiosi con batteri azotofissatori (rizobi), capaci di produrre ammoniaca dall'azoto atmosferico.

In alcuni organismi, l'ammoniaca è formata dall'azoto atmosferico utilizzando enzimi chiamati azotosi. Questo processo è chiamato fissazione dell'azoto. Sebbene sia improbabile che vengano mai sviluppati metodi biomimetici in grado di competere in termini di produttività con i metodi chimici per la produzione di ammoniaca dall'azoto, gli scienziati stanno tuttavia facendo grandi sforzi per comprendere meglio i meccanismi di fissazione biologica dell'azoto. L'interesse scientifico per questo problema è in parte motivato dall'insolita struttura del centro catalitico attivo dell'enzima che fissa l'azoto (nitrogenasi), che contiene un insolito insieme molecolare bimetallico Fe 7 MoS 9 .

L'ammoniaca è anche un sottoprodotto finale del metabolismo degli aminoacidi, vale a dire il prodotto della deaminazione catalizzata da enzimi come la glutammato deidrogenasi. L'escrezione di ammoniaca immodificata è una via comune per la disintossicazione dall'ammoniaca nelle creature acquatiche (pesci, invertebrati acquatici e alcuni anfibi). Nei mammiferi, compreso l’uomo, l’ammoniaca viene solitamente convertita rapidamente in urea, che è molto meno tossica e, in particolare, meno alcalina e meno reattiva come agente riducente. L'urea è il componente principale dei solidi dell'urina. La maggior parte degli uccelli, rettili, insetti e aracnidi, tuttavia, emettono acido urico anziché urea come principale residuo di azoto.

L'ammoniaca svolge anche un ruolo importante nella fisiologia animale sia normale che patologica. L'ammoniaca viene prodotta durante il normale metabolismo degli aminoacidi, ma è altamente tossica in alte concentrazioni. I fegati degli animali convertono l’ammoniaca in urea attraverso una serie di reazioni sequenziali note come ciclo dell’urea. Una funzionalità epatica compromessa, come quella osservata nella cirrosi, può compromettere la capacità del fegato di disintossicare l'ammoniaca e convertirla in urea, con conseguente aumento dei livelli di ammoniaca nel sangue, una condizione chiamata iperammoniemia. Un risultato simile - un aumento del livello di ammoniaca libera nel sangue e lo sviluppo di iperammoniemia - è causato dalla presenza di difetti genetici congeniti negli enzimi del ciclo dell'urea, come l'ornitina carbamiltransferasi. Lo stesso risultato può essere causato da una violazione della funzione escretoria dei reni in caso di grave insufficienza renale e uremia: a causa del ritardo nel rilascio dell'urea, il suo livello nel sangue aumenta così tanto che il "ciclo dell'urea" inizia a funzionare "nella direzione opposta": l'urea in eccesso viene idrolizzata dai reni in ammoniaca e anidride carbonica e, di conseguenza, il livello di ammoniaca nel sangue aumenta. L'iperammoniemia contribuisce ai disturbi della coscienza e allo sviluppo di stati soporosi e comatosi nell'encefalopatia epatica e nell'uremia, nonché allo sviluppo di disturbi neurologici spesso osservati in pazienti con difetti congeniti degli enzimi del ciclo dell'urea o acidurie organiche.

Meno pronunciata, ma clinicamente significativa, l'iperammonemia può essere osservata in qualsiasi processo in cui si osserva un aumento del catabolismo proteico, ad esempio con ustioni estese, compressione tissutale o sindrome da schiacciamento, ampi processi purulento-necrotici, cancrena delle estremità, sepsi, ecc. , e anche per alcuni disturbi endocrini, come il diabete mellito, la tireotossicosi grave. La probabilità che si verifichi iperammoniemia in queste condizioni patologiche è particolarmente elevata nei casi in cui la condizione patologica, oltre all'aumento del catabolismo proteico, provoca anche una marcata compromissione della funzione disintossicante del fegato o della funzione escretoria dei reni.

L'ammoniaca è importante per il mantenimento del normale equilibrio acido-base nel sangue. Dopo la formazione di ammoniaca dalla glutammina, l'alfa-chetoglutarato può essere ulteriormente scomposto per formare due molecole di bicarbonato, che possono poi essere utilizzate come tampone per neutralizzare gli acidi alimentari. L'ammoniaca ottenuta dalla glutammina viene poi escreta nelle urine (sia direttamente che sotto forma di urea), il che, tenendo conto della formazione di due molecole di bicarbonato a partire dal chetoglutarato, determina una perdita totale di acidi e uno spostamento del pH del sangue a il lato alcalino. Inoltre, l'ammoniaca può diffondersi attraverso i tubuli renali, combinarsi con lo ione idrogeno ed essere espulsa insieme ad esso (NH 3 + H + => NH 4 +), favorendo così ulteriormente l'eliminazione degli acidi dal corpo.

L'ammoniaca e gli ioni ammonio sono un sottoprodotto tossico del metabolismo negli animali. Nei pesci e negli invertebrati acquatici l'ammoniaca viene rilasciata direttamente nell'acqua. Nei mammiferi (compresi i mammiferi acquatici), negli anfibi e negli squali, l’ammoniaca viene convertita in urea nel ciclo dell’urea perché l’urea è molto meno tossica, meno reattiva chimicamente e può essere “immagazzinata” in modo più efficiente nel corpo fino a quando non può essere escreta. Negli uccelli e nei rettili, l'ammoniaca prodotta durante il metabolismo viene convertita in acido urico, che è un residuo solido e può essere escreto con una perdita minima di acqua.

Azione fisiologica

Per il suo effetto fisiologico sull'organismo, appartiene al gruppo di sostanze con effetti asfissianti e neurotropici che, se inalate, possono causare edema polmonare tossico e gravi danni al sistema nervoso. L'ammoniaca ha effetti sia locali che di riassorbimento.

I vapori di ammoniaca irritano fortemente le mucose degli occhi e degli organi respiratori, nonché la pelle. Questo è ciò che una persona percepisce come un odore pungente. I vapori di ammoniaca provocano eccessiva lacrimazione, dolore agli occhi, ustioni chimiche della congiuntiva e della cornea, perdita della vista, attacchi di tosse, arrossamento e prurito della pelle. Quando l'ammoniaca liquefatta e le sue soluzioni entrano in contatto con la pelle, si verifica una sensazione di bruciore ed è possibile un'ustione chimica con vesciche e ulcerazioni. Inoltre, l'ammoniaca liquefatta assorbe il calore quando evapora e, quando entra in contatto con la pelle, si verifica congelamento di vario grado. L'odore dell'ammoniaca si avverte ad una concentrazione di 37 mg/m³.

Applicazione

L'ammoniaca è uno dei prodotti più importanti dell'industria chimica; la sua produzione globale annua raggiunge i 150 milioni di tonnellate. Utilizzato principalmente per la produzione di fertilizzanti azotati (nitrato e solfato di ammonio, urea), esplosivi e polimeri, acido nitrico, soda (utilizzando il metodo dell'ammoniaca) e altri prodotti dell'industria chimica. L'ammoniaca liquida viene utilizzata come solvente.

Ammoniaca. Proprietà fisiche e chimiche Proprietà chimiche A causa della presenza di una coppia di elettroni solitari, l'ammoniaca agisce come agente complessante in molte reazioni. Aggiunge un protone per formare uno ione ammonio. Una soluzione acquosa di ammoniaca (“ammoniaca”) ha un ambiente leggermente alcalino a causa del processo: O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16) Interagendo con gli acidi, dà i corrispondenti sali di ammonio: 2(O) + > (+ O. (17) Anche l'ammoniaca è un acido molto debole ed è in grado di formare sali con metalli - ammidi. Quando riscaldata, l'ammoniaca mostra proprietà riducenti. Quindi brucia in un'atmosfera di ossigeno, formando acqua e azoto. L'ossidazione dell'ammoniaca con aria su un catalizzatore al platino produce ossidi di azoto, che vengono utilizzati industrialmente per produrre acido nitrico: 4+54NA+6O. (18) L'utilizzo dell'ammoniaca Cl per pulire la superficie metallica dagli ossidi durante la saldatura si basa sulla sua capacità riducente: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19) Con gli aloalcani, l'ammoniaca reagisce con l'addizione nucleofila, formando uno ione ammonio sostituito (metodo per produrre ammine): Cl > (metil ammonio cloridrato). (20) Produce ammidi con acidi carbossilici, loro anidridi, alogenuri acidi, esteri e altri derivati. Con aldeidi e chetoni - Basi di Schiff, che possono essere ridotte alle corrispondenti ammine (amminazione riduttiva). A 1000 °C l'ammoniaca reagisce con il carbone, formando acido cianidrico HCN e decomponendosi parzialmente in azoto e idrogeno. Può anche reagire con il metano, formando lo stesso acido cianidrico: Ammoniaca liquida L'ammoniaca liquida, sebbene in piccola misura, si dissocia in ioni, il che mostra la sua somiglianza con l'acqua: L'ammoniaca liquida, come l'acqua, è un forte solvente ionizzante in cui si dissolvono numerosi metalli attivi: alcali, terra alcalina, Mg, Al, nonché Eu e Yb. La solubilità dei metalli alcalini nel liquido è di diverse decine di percento. Alcuni composti intermetallici contenenti metalli alcalini si dissolvono anche nell'ammoniaca liquida, ad esempio Le soluzioni diluite di metalli nell'ammoniaca liquida sono colorate di blu, le soluzioni concentrate hanno una lucentezza metallica e sembrano bronzo. Quando l'ammoniaca evapora, i metalli alcalini vengono rilasciati in forma pura e i metalli alcalino terrosi vengono rilasciati sotto forma di complessi con ammoniaca 2+ avente conduttività metallica. Se riscaldati leggermente, questi complessi si decompongono in metallo e. Disciolto nel metallo reagisce gradualmente per formare un'ammide: Complessazione A causa delle loro proprietà di donatori di elettroni, le molecole possono entrare in composti complessi come ligandi. Pertanto, l'introduzione di ammoniaca in eccesso nelle soluzioni di sali d-metalli porta alla formazione dei loro aminocomplessi: La complessazione è solitamente accompagnata da un cambiamento nel colore della soluzione, quindi nella prima reazione il colore blu () diventa blu scuro e nella seconda reazione il colore cambia dal verde (Ni() al blu-viola. Il più complessi stabili con forma cromo e cobalto nello stato di ossidazione (+3). Le soluzioni di ammoniaca sono abbastanza stabili, ad eccezione dell'ammoniaca di cobalto (II) giallo-marrone, che viene gradualmente ossidata dall'ossigeno atmosferico in ammoniaca di cobalto (III) rosso ciliegia. In presenza di agenti ossidanti, questa reazione avviene istantaneamente. La formazione e la distruzione di uno ione complesso è spiegata da uno spostamento nell'equilibrio della sua dissociazione. Secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio in una soluzione del complesso ammoniacale dell'argento si sposta verso la formazione del complesso (a sinistra) con concentrazione crescente e/o. Quando la concentrazione di queste particelle nella soluzione diminuisce, l’equilibrio si sposta a destra e lo ione complesso viene distrutto. Ciò potrebbe essere dovuto al legame dello ione centrale o dei ligandi in alcuni composti che sono più forti del complesso. Ad esempio, quando si aggiunge acido nitrico a una soluzione, il complesso viene distrutto a causa della formazione di ioni in cui l'ammoniaca è legata più strettamente allo ione idrogeno: Produzione di ammoniaca Il metodo industriale per produrre ammoniaca si basa sull'interazione diretta di idrogeno e azoto: Questo è il cosiddetto processo Garber. La reazione avviene con rilascio di calore e diminuzione di volume. Pertanto, secondo il principio di Le Chatelier, la reazione dovrebbe essere condotta alle temperature più basse possibili e ad alte pressioni, quindi l'equilibrio verrà spostato a destra. Tuttavia, la velocità di reazione a basse temperature è trascurabile, mentre ad alte temperature aumenta la velocità della reazione inversa. L'uso di un catalizzatore (ferro poroso con impurità e) ha permesso di accelerare il raggiungimento di uno stato di equilibrio. È interessante notare che durante la ricerca di un catalizzatore per questo ruolo, sono state provate più di 20mila sostanze diverse. Tenendo conto di tutti i fattori sopra indicati, il processo di produzione dell'ammoniaca viene effettuato nelle seguenti condizioni: temperatura 500 °C, pressione 350 atmosfere, catalizzatore. In condizioni industriali, viene utilizzato il principio della circolazione: l'ammoniaca viene rimossa mediante raffreddamento e l'azoto e l'idrogeno non reagiti vengono restituiti alla colonna di sintesi. Ciò risulta essere più economico che ottenere una resa di reazione più elevata aumentando la pressione. Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione degli alcali forti sui sali di ammonio: Solitamente, in un metodo di laboratorio, si ottiene riscaldando leggermente una miscela di cloruro di ammonio e calce spenta. Per essiccare l'ammoniaca, questa viene fatta passare attraverso una miscela di calce e soda caustica. Soggetto: Ammoniaca. Proprietà fisiche e chimiche. Ricevuta e domanda. Obiettivi della lezione: conoscere la struttura della molecola dell'ammoniaca, proprietà fisiche e chimiche, ambiti di applicazione; essere in grado di dimostrare le proprietà chimiche dell'ammoniaca: annotare le equazioni per le reazioni dell'ammoniaca con ossigeno, acqua, acidi e considerarle dal punto di vista della teoria della dissociazione elettrolitica e dei processi redox. Durante le lezioni 1. Momento organizzativo della lezione. 2. Studio di nuovo materiale. Ammoniaca – NH 3 L'ammoniaca (nelle lingue europee il suo nome suona come “ammoniaca”) deve il suo nome all'oasi di Ammon nel Nord Africa, situata al crocevia delle rotte carovaniere. Nei climi caldi, l’urea (NH 2 ) 2 La CO contenuta nei rifiuti animali si decompone particolarmente rapidamente. Uno dei prodotti della decomposizione è l'ammoniaca. Secondo altre fonti, l'ammoniaca prende il nome dall'antica parola egiziana amoniano. Questo era il nome dato alle persone che adoravano il dio Amon. Durante le loro cerimonie rituali annusavano l'ammoniaca NH 4 Cl, che quando riscaldato evapora l'ammoniaca. 1. Struttura della molecola La molecola dell'ammoniaca ha la forma di una piramide trigonale con un atomo di azoto all'apice. Tre elettroni p spaiati dell'atomo di azoto partecipano alla formazione di legami covalenti polari con gli elettroni 1s di tre atomi di idrogeno (legami N-H), la quarta coppia di elettroni esterni è solitaria, può formare un legame donatore-accettore con un ione idrogeno, formando uno ione ammonio NH 4 + . 2. Proprietà fisiche dell'ammoniaca In condizioni normali è un gas incolore con un odore acuto e caratteristico (l'odore dell'ammoniaca), quasi due volte più leggero dell'aria e velenoso. Per il suo effetto fisiologico sull'organismo, appartiene al gruppo di sostanze con effetti asfissianti e neurotropici che, se inalate, possono causare edema polmonare tossico e gravi danni al sistema nervoso. L'ammoniaca ha effetti sia locali che di riassorbimento. I vapori di ammoniaca irritano fortemente le mucose degli occhi e degli organi respiratori, nonché la pelle. Questo è ciò che percepiamo come un odore pungente. I vapori di ammoniaca provocano eccessiva lacrimazione, dolore agli occhi, ustioni chimiche della congiuntiva e della cornea, perdita della vista, attacchi di tosse, arrossamento e prurito della pelle. Solubilità NH 3 nell'acqua è estremamente grande: circa 1200 volumi (a 0 °C) o 700 volumi (a 20 °C) in un volume d'acqua. 3. Produzione di ammoniaca Nel laboratorio Nell'industria Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione degli alcali forti sui sali di ammonio: NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaSO4 + 2H2O Attenzione! L'idrossido di ammonio è una base instabile, si decompone: NH 4OH ↔ NH3 + H2O Quando si riceve l'ammoniaca, tenere il tubo ricevitore con il fondo rivolto verso l'alto, poiché l'ammoniaca è più leggera dell'aria: Il metodo industriale per produrre ammoniaca si basa sull'interazione diretta di idrogeno e azoto: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + 45,9 kJ Condizioni: catalizzatore – ferro poroso temperatura – 450 – 500 ˚С pressione – 25 – 30 MPa Questo è il cosiddetto processo Haber (un fisico tedesco che sviluppò le basi fisico-chimiche del metodo). 4. Proprietà chimiche dell'ammoniaca L'ammoniaca è caratterizzata dalle seguenti reazioni: 1. con un cambiamento nello stato di ossidazione dell'atomo di azoto (reazione di ossidazione) 2. senza modificare lo stato di ossidazione dell'atomo di azoto (addizione) Reazioni che comportano un cambiamento nello stato di ossidazione dell'atomo di azoto (reazioni di ossidazione) N -3 → N 0 → N +2 NH3 – un forte agente riducente. con ossigeno 1. Combustione dell'ammoniaca(quando riscaldato) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Ossidazione catalitica dell'ammoniaca (catalizzatore Pt – Rh, temperatura) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O con ossidi metallici 2NH3+3CuO = 3Cu+N2+3H2O con forti agenti ossidanti 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (quando riscaldato) l'ammoniaca è un composto debole e si decompone se riscaldato 2NH3 ↔ N2 + 3H2 Reazioni senza modificare lo stato di ossidazione dell'atomo di azoto (addizione - Formazione dello ione ammonio NH 4+ ciascuno meccanismo donatore-accettore) 5. Applicazione dell'ammoniaca In termini di volumi di produzione, l’ammoniaca occupa uno dei primi posti; Ogni anno nel mondo vengono prodotte circa 100 milioni di tonnellate di questo composto. L'ammoniaca è disponibile in forma liquida o come soluzione acquosa - acqua di ammoniaca, che solitamente contiene il 25% di NH 3 . Enormi quantità di ammoniaca vengono poi utilizzate per produrre acido nitrico, che viene utilizzato per produrre fertilizzanti e molti altri prodotti. L'acqua ammoniacale viene utilizzata anche direttamente come fertilizzante e talvolta i campi vengono irrigati direttamente dai serbatoi con ammoniaca liquida. Dall'ammoniaca si ottengono vari sali di ammonio, urea e metenamina. Viene anche utilizzato come refrigerante economico nelle unità di refrigerazione industriale. L'ammoniaca viene utilizzata anche per produrre fibre sintetiche, come nylon e nylon. Nell'industria leggera viene utilizzato per pulire e tingere cotone, lana e seta. Nell'industria petrolchimica, l'ammoniaca viene utilizzata per neutralizzare i rifiuti acidi e nell'industria della gomma naturale, l'ammoniaca aiuta a preservare il lattice durante il viaggio dalla piantagione alla fabbrica. L'ammoniaca viene utilizzata anche nella produzione di soda utilizzando il metodo Solvay. Nell'industria siderurgica, l'ammoniaca viene utilizzata per la nitrurazione, saturando gli strati superficiali dell'acciaio con azoto, che ne aumenta significativamente la durezza. I medici utilizzano soluzioni acquose di ammoniaca (ammoniaca)nella pratica quotidiana: un batuffolo di cotone imbevuto di ammoniaca fa uscire una persona dallo svenimento. L'ammoniaca in questa dose non è pericolosa per l'uomo. 3. Consolidamento del materiale studiato N. 1. Effettuare trasformazioni secondo lo schema: a) Azoto → Ammoniaca → Ossido nitrico (II) b) Nitrato di ammonio → Ammoniaca → Azoto c) Ammoniaca → Cloruro di ammonio → Ammoniaca → Solfato di ammonio Per ORR, compilare una bilancia elettronica; per RIO, completare le equazioni ioniche. N. 2. Scrivi quattro equazioni per le reazioni chimiche che producono ammoniaca. 4. Compiti a casa P. 24, es. 2.3; test Ammoniaca- NH3, nitruro di idrogeno, in condizioni normali - un gas incolore con un odore acuto e caratteristico (l'odore dell'ammoniaca) Questo è il cosiddetto processo Haber (un fisico tedesco che sviluppò le basi fisico-chimiche del metodo). La reazione avviene con rilascio di calore e diminuzione di volume. Pertanto, secondo il principio di Le Chatelier, la reazione dovrebbe essere condotta alle temperature più basse possibili e ad alte pressioni, quindi l'equilibrio verrà spostato a destra. Tuttavia, la velocità di reazione a basse temperature è trascurabile, mentre ad alte temperature aumenta la velocità della reazione inversa. Effettuare la reazione a pressioni molto elevate richiede la creazione di attrezzature speciali in grado di resistere all'alta pressione e quindi ingenti investimenti di capitale. Inoltre, l'equilibrio della reazione, anche a 700°C, si stabilisce troppo lentamente per il suo utilizzo pratico. L'uso di un catalizzatore (ferro poroso con impurità Al2O3 e K2O) ha permesso di accelerare il raggiungimento di uno stato di equilibrio. È interessante notare che durante la ricerca di un catalizzatore per questo ruolo, sono state provate più di 20mila sostanze diverse. Tenendo conto di tutti i fattori sopra indicati, il processo di produzione dell'ammoniaca viene effettuato nelle seguenti condizioni: temperatura 500 °C, pressione 350 atmosfere, catalizzatore. La resa di ammoniaca in tali condizioni è di circa il 30%. In condizioni industriali, viene utilizzato il principio della circolazione: l'ammoniaca viene rimossa mediante raffreddamento e l'azoto e l'idrogeno non reagiti vengono restituiti alla colonna di sintesi. Ciò risulta essere più economico che ottenere una resa di reazione più elevata aumentando la pressione. Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione degli alcali forti sui sali di ammonio. Tipicamente, l'ammoniaca si ottiene in un metodo di laboratorio riscaldando delicatamente una miscela di cloruro di ammonio e calce spenta. Per essiccare l'ammoniaca, questa viene fatta passare attraverso una miscela di calce e soda caustica. L'ammoniaca molto secca può essere ottenuta sciogliendovi il sodio metallico e successivamente distillandolo. È meglio farlo in un sistema realizzato in metallo sotto vuoto. Il sistema deve resistere all'alta pressione (a temperatura ambiente, la pressione del vapore saturo di ammoniaca è di circa 10 atmosfere). Nell'industria, l'ammoniaca viene essiccata in colonne di assorbimento. Tassi di consumo per tonnellata di ammoniaca Per produrre una tonnellata di ammoniaca in Russia vengono consumati in media 1200 nm³ di gas naturale, in Europa - 900 nm³. Ammoniaca in medicina Per le punture di insetti, l'ammoniaca viene utilizzata esternamente sotto forma di lozioni. Una soluzione acquosa al 10% di ammoniaca è nota come ammoniaca. Possibili effetti collaterali: in caso di esposizione prolungata (uso inalatorio), l'ammoniaca può causare una cessazione riflessa della respirazione. L'uso locale è controindicato per dermatiti, eczemi, altre malattie della pelle e per lesioni traumatiche aperte alla pelle. In caso di danno accidentale alla mucosa dell'occhio, sciacquare con acqua (15 minuti ogni 10 minuti) o con una soluzione di acido borico al 5%. Non vengono utilizzati oli e unguenti. Se sono colpiti naso e gola, utilizzare una soluzione allo 0,5% di acido citrico o succhi naturali. Se assunto per via orale, bere acqua, succo di frutta, latte, preferibilmente una soluzione allo 0,5% di acido citrico o una soluzione all'1% di acido acetico fino a completa neutralizzazione del contenuto dello stomaco. L'interazione con altri farmaci non è nota. Fatti interessanti I vapori dell'ammoniaca possono cambiare il colore dei fiori. Ad esempio, i petali blu e blu diventano verdi, i petali rosso vivo diventano neri.
Kr. punto	132,25°C
Entalpia di formazione	-45,94 kJ/mol
Pressione del vapore	8,5 ± 0,1 atmosfere
Proprietà chimiche
pK a	9.21
solubilità in acqua	89,9 (a 0 °C)
Classificazione
Reg. numero CAS
PubChem
Reg. numero EINECS	231-635-3
SORRISI
InChI
RTECS	BO0875000
ChEBI
Numero ONU	1005
ChemSpider
I dati sono forniti per condizioni standard (25 °C, 100 kPa), salvo diversa indicazione.

L'uso di un catalizzatore (ferro poroso con impurità Al 2 O 3 e K 2 O) ha permesso di accelerare il raggiungimento di uno stato di equilibrio. È interessante notare che durante la ricerca di un catalizzatore per questo ruolo, sono state provate più di 20mila sostanze diverse.

Tenendo conto di tutti i fattori sopra indicati, il processo di produzione dell'ammoniaca viene effettuato nelle seguenti condizioni: temperatura 500 °C, pressione 350 atmosfere, catalizzatore. La resa di ammoniaca in tali condizioni è di circa il 30%. In condizioni industriali, viene utilizzato il principio della circolazione: l'ammoniaca viene rimossa mediante raffreddamento e l'azoto e l'idrogeno non reagiti vengono restituiti alla colonna di sintesi. Ciò risulta essere più economico che ottenere una resa di reazione più elevata aumentando la pressione.

Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione degli alcali forti sui sali di ammonio:

Tipicamente, l'ammoniaca si ottiene in un metodo di laboratorio riscaldando delicatamente una miscela di cloruro di ammonio e calce spenta.

Per essiccare l'ammoniaca, questa viene fatta passare attraverso una miscela di calce e soda caustica.

L'ammoniaca molto secca può essere ottenuta sciogliendovi il sodio metallico e successivamente distillandolo. È meglio farlo in un sistema realizzato in metallo sotto vuoto. Il sistema deve resistere all'alta pressione (a temperatura ambiente, la pressione del vapore saturo di ammoniaca è di circa 10 atmosfere). Nell'industria, l'ammoniaca viene essiccata in colonne di assorbimento.

Tassi di consumo per tonnellata di ammoniaca

Per produrre una tonnellata di ammoniaca in Russia vengono consumati in media 1200 nm³ di gas naturale, in Europa - 900 nm³.

La Grodno Azot bielorussa consuma 1200 nm³ di gas naturale per tonnellata di ammoniaca; dopo la modernizzazione, il consumo dovrebbe scendere a 876 nm³.

I produttori ucraini consumano da 750 nm³ a 1170 nm³ di gas naturale per tonnellata di ammoniaca.

La tecnologia UHDE sostiene un consumo di 6,7 - 7,4 Gcal di risorse energetiche per tonnellata di ammoniaca.

Ammoniaca in medicina

Per le punture di insetti, l'ammoniaca viene utilizzata esternamente sotto forma di lozioni. La soluzione acquosa di ammoniaca al 10% è nota come

L'idrogeno, in condizioni normali, è un gas incolore con un odore pungente caratteristico (l'odore dell'ammoniaca)

• Gli alogeni (cloro, iodio) formano esplosivi pericolosi con ammoniaca - alogenuri di azoto (cloruro di azoto, ioduro di azoto).

• L'ammoniaca reagisce con gli alcani alogenati mediante addizione nucleofila, formando uno ione ammonio sostituito (metodo per produrre ammine):

• Produce ammidi con acidi carbossilici, loro anidridi, alogenuri acidi, esteri e altri derivati. Con aldeidi e chetoni - Basi di Schiff, che possono essere ridotte alle corrispondenti ammine (amminazione riduttiva).

• A 1000 °C l'ammoniaca reagisce con il carbone, formando acido cianidrico HCN e decomponendosi parzialmente in azoto e idrogeno. Può anche reagire con il metano, formando lo stesso acido cianidrico:

Storia del nome

L'ammoniaca (nelle lingue europee il suo nome suona come “ammoniaca”) deve il suo nome all'oasi di Ammon nel Nord Africa, situata al crocevia delle rotte carovaniere. Nei climi caldi, l'urea (NH 2) 2 CO, contenuta nei rifiuti animali, si decompone particolarmente rapidamente. Uno dei prodotti della decomposizione è l'ammoniaca. Secondo altre fonti, l'ammoniaca prende il nome dall'antica parola egiziana Amoniano. Questo era il nome dato alle persone che adoravano il dio Amon. Durante i loro rituali, hanno annusato l'ammoniaca NH 4 Cl che, una volta riscaldata, fa evaporare l'ammoniaca.

Ammoniaca liquida

L'ammoniaca liquida, sebbene in piccola misura, si dissocia in ioni (autoprotolisi), il che mostra la sua somiglianza con l'acqua:

La costante di autoionizzazione dell'ammoniaca liquida a −50 °C è circa 10 −33 (mol/l)².

Le ammidi metalliche risultanti dalla reazione con l'ammoniaca contengono uno ione negativo NH 2 −, che si forma anche durante l'autoionizzazione dell'ammoniaca. Pertanto, le ammidi metalliche sono analoghi degli idrossidi. La velocità di reazione aumenta quando si passa dal Li al Cs. La reazione è notevolmente accelerata in presenza di impurità anche piccole di H 2 O.

Le soluzioni metallo-ammoniaca hanno conduttività elettrica metallica; in esse gli atomi metallici si decompongono in ioni positivi ed elettroni solvatati circondati da molecole NH 3. Le soluzioni metallo-ammoniaca, che contengono elettroni liberi, sono gli agenti riducenti più potenti.

Complessazione

A causa delle loro proprietà di donatori di elettroni, le molecole di NH 3 possono entrare in composti complessi come ligandi. Pertanto, l'introduzione di ammoniaca in eccesso nelle soluzioni di sali d-metalli porta alla formazione dei loro aminocomplessi:

La complessazione è solitamente accompagnata da un cambiamento nel colore della soluzione. Quindi, nella prima reazione, il colore blu (CuSO 4) si trasforma in blu scuro (il colore del complesso), e nella seconda reazione il colore cambia dal verde (Ni(NO 3) 2) al blu-viola. I complessi più forti con NH 3 sono formati da cromo e cobalto nello stato di ossidazione +3.

Ruolo biologico

L'ammoniaca è il prodotto finale del metabolismo dell'azoto nel corpo degli esseri umani e degli animali. Si forma durante il metabolismo di proteine, aminoacidi e altri composti azotati. È altamente tossico per l'organismo, quindi la maggior parte dell'ammoniaca durante il ciclo dell'ornitina viene convertita dal fegato in un composto più innocuo e meno tossico: la carbammide (urea). L'urea viene quindi escreta dai reni e parte dell'urea può essere riconvertita in ammoniaca dal fegato o dai reni.

L'ammoniaca può anche essere utilizzata dal fegato per il processo inverso: risintesi degli amminoacidi dall'ammoniaca e analoghi chetonici degli amminoacidi. Questo processo è chiamato "amminazione riduttiva". Pertanto, l'acido aspartico si ottiene dall'acido ossalacetico, l'acido glutammico si ottiene dall'acido α-chetoglutarico, ecc.

Azione fisiologica

Per il suo effetto fisiologico sull'organismo, appartiene al gruppo di sostanze con effetti asfissianti e neurotropici che, se inalate, possono causare edema polmonare tossico e gravi danni al sistema nervoso. L'ammoniaca ha effetti sia locali che di riassorbimento.

I vapori di ammoniaca irritano fortemente le mucose degli occhi e degli organi respiratori, nonché la pelle. Questo è ciò che una persona percepisce come un odore pungente. I vapori di ammoniaca provocano eccessiva lacrimazione, dolore agli occhi, ustioni chimiche della congiuntiva e della cornea, perdita della vista, attacchi di tosse, arrossamento e prurito della pelle. Quando l'ammoniaca liquefatta e le sue soluzioni entrano in contatto con la pelle, si verifica una sensazione di bruciore ed è possibile un'ustione chimica con vesciche e ulcerazioni. Inoltre, l'ammoniaca liquefatta assorbe il calore quando evapora e, quando entra in contatto con la pelle, si verifica congelamento di vario grado. L'odore dell'ammoniaca si avverte ad una concentrazione di 37 mg/m³.

Applicazione

L'ammoniaca è uno dei prodotti più importanti dell'industria chimica; la sua produzione globale annua raggiunge i 150 milioni di tonnellate. Utilizzato principalmente per la produzione di fertilizzanti azotati (nitrato e solfato di ammonio, urea), esplosivi e polimeri, acido nitrico, soda (utilizzando il metodo dell'ammoniaca) e altri prodotti dell'industria chimica. L'ammoniaca liquida viene utilizzata come solvente.

Tassi di consumo per tonnellata di ammoniaca

Per produrre una tonnellata di ammoniaca in Russia vengono consumati in media 1200 nm³ di gas naturale, in Europa - 900 nm³.

La Grodno Azot bielorussa consuma 1.200 nm³ di gas naturale per tonnellata di ammoniaca; dopo la modernizzazione, il consumo dovrebbe scendere a 876 nm³.

I produttori ucraini consumano da 750 nm³ a 1170 nm³ di gas naturale per tonnellata di ammoniaca.

La tecnologia UHDE sostiene un consumo di 6,7 - 7,4 Gcal di risorse energetiche per tonnellata di ammoniaca.

Ammoniaca in medicina

Per le punture di insetti, l'ammoniaca viene utilizzata esternamente sotto forma di lozioni. Una soluzione acquosa al 10% di ammoniaca è nota come ammoniaca.

Possibili effetti collaterali: in caso di esposizione prolungata (uso inalatorio), l'ammoniaca può causare una cessazione riflessa della respirazione.

L'uso locale è controindicato per dermatiti, eczemi, altre malattie della pelle e per lesioni traumatiche aperte alla pelle.

In caso di danno accidentale alla mucosa dell'occhio, sciacquare con acqua (15 minuti ogni 10 minuti) o con una soluzione di acido borico al 5%. Non vengono utilizzati oli e unguenti. Se sono colpiti naso e gola, utilizzare una soluzione allo 0,5% di acido citrico o succhi naturali. Se assunto per via orale, bere acqua, succo di frutta, latte, preferibilmente una soluzione allo 0,5% di acido citrico o una soluzione all'1% di acido acetico fino a completa neutralizzazione del contenuto dello stomaco.

L'interazione con altri farmaci non è nota.

Produttori di ammoniaca

Produttori di ammoniaca in Russia

La Russia rappresenta circa il 9% della produzione globale di ammoniaca. La Russia è uno dei maggiori esportatori mondiali di ammoniaca. Circa il 25% della produzione totale di ammoniaca viene esportata, ovvero circa il 16% delle esportazioni mondiali.

Produttori di ammoniaca in Ucraina

• Le nubi di Giove sono fatte di ammoniaca.

Guarda anche

Appunti

Collegamenti

• //
• // Dizionario enciclopedico di Brockhaus ed Efron: in 86 volumi (82 volumi e 4 aggiuntivi). - San Pietroburgo. , 1890-1907.
• // Dizionario enciclopedico di Brockhaus ed Efron: in 86 volumi (82 volumi e 4 aggiuntivi). - San Pietroburgo. , 1890-1907.
• // Dizionario enciclopedico di Brockhaus ed Efron: in 86 volumi (82 volumi e 4 aggiuntivi). - San Pietroburgo. , 1890-1907.

Letteratura

• Akhmetov N.S. Chimica generale ed inorganica. - M.: Scuola Superiore, 2001.