2 N H 3 + N un O C l ⟶ N 2 H 4 + N un 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).

• Con gli aloalcani, l'ammoniaca entra in una reazione di addizione nucleofila, formando uno ione ammonio sostituito (un metodo per ottenere ammine):

• Con gli acidi carbossilici, le loro anidridi, gli alogenuri acidi, gli esteri e altri derivati ​​danno le ammidi. 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" (aria alcalina inglese). Undici anni dopo, nel 1785, K. Berthollet stabilì l'esatta composizione chimica dell'ammoniaca. Da quel momento, nel mondo è iniziata la ricerca sulla produzione di ammoniaca da azoto e idrogeno. L'ammoniaca era molto necessaria per la sintesi dei composti azotati, poiché la loro produzione dal salnitro cileno era limitata dal progressivo esaurimento delle riserve di quest'ultimo. Il problema della diminuzione delle scorte di salnitro divenne più acuto alla fine del XIX secolo. Solo all'inizio del XX secolo è stato possibile inventare un processo per la sintesi dell'ammoniaca adatto all'industria. Ciò fu effettuato da F. Haber, che iniziò a lavorare su questo problema nel 1904 e nel 1909 aveva creato un piccolo apparato di contatto in cui utilizzava una pressione aumentata (secondo il principio di Le Chatelier) e un catalizzatore di osmio. Il 2 luglio 1909, Haber organizzò i test dell'apparato alla presenza di K. Bosch e A. Mittash, entrambi del Baden Aniline and Soda Plant (BASF), e ricevette ammoniaca. Nel 1911, C. Bosch creò una versione su larga scala dell'apparato per BASF, quindi fu costruito e il 9 settembre 1913 fu messo in funzione il primo impianto di sintesi di ammoniaca al mondo, che si trovava a Oppau (ora distretto all'interno della città di Ludwigshafen am Rhein) e di proprietà di BASF. Nel 1918, F. Haber vinse il Premio Nobel per la Chimica "per la sintesi dell'ammoniaca dai suoi elementi costitutivi". In Russia e URSS, il primo lotto di ammoniaca sintetica fu ottenuto nel 1928 presso l'impianto 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 in Nord Africa, situata all'incrocio delle rotte carovaniere. Nei climi caldi, l'urea (NH 2) 2 CO contenuta nei rifiuti animali si decompone particolarmente rapidamente. Uno dei prodotti di degradazione è l'ammoniaca. Secondo altre fonti, l'ammoniaca prende il nome dall'antica parola egizia amonian. Le cosiddette persone che adorano il dio Amon. Durante i loro rituali rituali, hanno annusato l'ammoniaca NH 4 Cl, che evapora l'ammoniaca quando riscaldata.

Ammoniaca liquida

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

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

Le ammidi metalliche risultanti dalla reazione con l'ammoniaca contengono lo 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 da Li a Cs. La reazione è notevolmente accelerata in presenza anche di piccole impurità di H 2 O.

Le soluzioni di metallo-ammoniaca hanno conduttività elettrica metallica, in esse gli atomi di metallo decadono in ioni positivi ed elettroni solvatati circondati da molecole di NH 3. Le soluzioni metallo-ammoniaca contenenti elettroni liberi sono gli agenti riducenti più forti.

complessazione

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

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 (colore del complesso) e nella seconda reazione il colore cambia da verde (Ni (NO 3) 2) a blu-viola. I complessi più forti con NH 3 formano 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%), pochissimi esseri viventi sono in grado di utilizzare l'azoto biatomico libero e neutro dell'atmosfera, il gas N 2 . Pertanto, per includere l'azoto atmosferico nel ciclo biologico, in particolare nella sintesi di amminoacidi e nucleotidi, è necessario un processo chiamato “fissazione dell'azoto”. Alcune piante dipendono dalla disponibilità di ammoniaca e altri residui azotati rilasciati nel suolo dalla materia organica in decomposizione di altre piante e animali. Alcuni altri, come le leguminose azotofissatrici, sfruttano la simbiosi con batteri azotofissatori (rizobi), in grado di formare ammoniaca dall'azoto atmosferico.

In alcuni organismi, l'ammoniaca è prodotta dall'azoto atmosferico da enzimi chiamati nitrogenasi. Questo processo è chiamato fissazione dell'azoto. Sebbene sia improbabile che vengano mai inventati metodi biomimetici in grado di competere in termini di produttività con metodi chimici per la produzione di ammoniaca dall'azoto, tuttavia, gli scienziati stanno compiendo grandi sforzi per comprendere meglio i meccanismi della fissazione biologica dell'azoto. L'interesse scientifico per questo problema è in parte motivato dall'insolita struttura del sito 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 prodotto finale del metabolismo degli aminoacidi, cioè il prodotto della loro deaminazione catalizzata da enzimi come la glutammato deidrogenasi. L'escrezione di ammoniaca immodificata è la via abituale per la disintossicazione da ammoniaca nelle creature acquatiche (pesci, invertebrati acquatici e, in una certa misura, anfibi). Nei mammiferi, compreso l'uomo, l'ammoniaca viene solitamente rapidamente convertita in urea, che è molto meno tossica e, in particolare, meno alcalina e meno reattiva come agente riducente. L'urea è il componente principale del residuo secco dell'urina. La maggior parte degli uccelli, rettili, insetti, aracnidi, tuttavia, non espelle l'urea, ma l'acido urico come principale residuo azotato.

Anche l'ammoniaca svolge un ruolo importante nella fisiologia animale normale e patologica. L'ammoniaca viene prodotta durante il normale metabolismo degli aminoacidi, ma è altamente tossica ad alte concentrazioni. Il fegato animale converte l'ammoniaca in urea attraverso una serie di reazioni sequenziali note come ciclo dell'urea. Una funzionalità epatica compromessa, come quella osservata nella cirrosi epatica, può compromettere la capacità del fegato di disintossicare l'ammoniaca e formare urea da essa e, di conseguenza, aumentare il livello 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 - porta alla presenza di difetti genetici congeniti negli enzimi del ciclo dell'urea, come, ad esempio, l'ornitina carbamil transferasi. Lo stesso risultato può essere causato da una violazione della funzione escretoria dei reni in caso di grave insufficienza renale e uremia: a causa di un ritardo nel rilascio di urea, il suo livello nel sangue aumenta così tanto che il "ciclo dell'urea" inizia a funzionare "nella direzione opposta": l'eccesso di urea viene idrolizzato dai reni in ammoniaca e anidride carbonica e, di conseguenza, il livello di ammoniaca nel sangue aumenta. L'iperammoniemia contribuisce all'alterazione della coscienza e allo sviluppo di condizioni soporose e comatose 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 con aciduria organica.

Meno pronunciata, ma clinicamente significativa, l'iperammonemia può essere osservata in tutti i processi in cui si osserva un aumento del catabolismo proteico, ad esempio, con ustioni estese, compressione dei tessuti o sindrome da schiacciamento, estesi processi purulento-necrotici, cancrena delle estremità, sepsi, ecc. , e anche con alcuni disturbi endocrini, come diabete mellito, grave tireotossicosi. Particolarmente alta è la probabilità di iperammoniemia in queste condizioni patologiche nei casi in cui la condizione patologica, oltre all'aumento del catabolismo proteico, provoca anche una pronunciata violazione della funzione disintossicante del fegato o della funzione escretoria dei reni.

L'ammoniaca è importante per mantenere un 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 quindi 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), che, data la formazione di due molecole di bicarbonato dal chetoglutarato, porta in totale ad una perdita di acidi e ad 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 +), contribuendo così ulteriormente alla rimozione degli acidi dal corpo.

L'ammoniaca e gli ioni ammonio sono sottoprodotti tossici del metabolismo animale. 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 espulsa. Negli uccelli e nei rettili (rettili), l'ammoniaca formata durante il metabolismo viene convertita in acido urico, che è un residuo solido e può essere isolato con una minima perdita di acqua.

Azione fisiologica

Secondo l'effetto fisiologico sul corpo, appartiene al gruppo di sostanze con effetto asfissiante e neurotropico che, se inalate, possono causare edema polmonare tossico e gravi danni al sistema nervoso. L'ammoniaca ha effetti sia locali che di riassorbimento.

Il vapore di ammoniaca irrita fortemente le mucose degli occhi e degli organi respiratori, nonché la pelle. Questa è una persona e percepisce come un odore pungente. I vapori di ammoniaca causano lacrimazione abbondante, 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, è possibile un'ustione chimica con vesciche e ulcerazioni. Inoltre, l'ammoniaca liquefatta assorbe il calore durante l'evaporazione e quando viene a contatto con la pelle si verifica un congelamento di vario grado. L'odore di 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 mondiale annua raggiunge i 150 milioni di tonnellate. Viene utilizzato principalmente per la produzione di fertilizzanti azotati (nitrato e solfato di ammonio, urea), esplosivi e polimeri, acido nitrico, soda (metodo dell'ammoniaca) e altri prodotti chimici. 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. Attacca un protone, formando uno ione ammonio. Una soluzione acquosa di ammoniaca ("ammoniaca") ha un ambiente leggermente alcalino dovuto al processo: O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16) Interagendo con gli acidi, dà i corrispondenti sali di ammonio: 2(O) + > (+ O. (17) L'ammoniaca è anche un acido molto debole, capace di formare sali con metalli - ammidi. Quando riscaldato, l'ammoniaca mostra proprietà riducenti. Quindi, brucia in un'atmosfera di ossigeno, formando acqua e azoto. L'ossidazione dell'ammoniaca con l'aria su un catalizzatore di platino fornisce ossidi di azoto, che vengono utilizzati dall'industria per produrre acido nitrico: 4+54NA+6O. (18) L'uso di ammoniaca Cl si basa sulla capacità riducente di pulire la superficie metallica dagli ossidi durante la loro saldatura: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19) Con gli aloalcani, l'ammoniaca entra in una reazione di addizione nucleofila, formando uno ione ammonio sostituito (un metodo per ottenere ammine): Cl > (metilammonio cloridrato). (20) Con gli acidi carbossilici, le loro anidridi, alogenuri, esteri e altri derivati ​​danno ammidi. 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 parte, si dissocia in ioni, in cui si manifesta 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, alcalino terrosi, 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 in ammoniaca liquida, per esempio Le soluzioni diluite di metalli in ammoniaca liquida sono blu, le soluzioni concentrate hanno una lucentezza metallica e sembrano bronzo. Durante l'evaporazione dell'ammoniaca, i metalli alcalini vengono rilasciati in forma pura e i metalli alcalino terrosi - sotto forma di complessi con ammoniaca 2+ con conducibilità metallica. Con un debole riscaldamento, questi complessi si decompongono in metallo e. Disciolto nel metallo reagisce gradualmente per formare un'ammide: complessazione A causa delle loro proprietà di donatore di elettroni, le molecole possono entrare in composti complessi come ligando. Pertanto, l'introduzione di ammoniaca in eccesso nelle soluzioni di sali di metalli d porta alla formazione dei loro complessi amminici: La complessazione è solitamente accompagnata da un cambiamento nel colore della soluzione, quindi nella prima reazione il colore blu () si trasforma in blu scuro e nella seconda reazione il colore cambia da verde (Ni () a blu-viola. Il più complessi stabili con forma cromo e cobalto allo stato di ossidazione (+3). Le soluzioni amminiche 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 procede 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 un aumento della concentrazione e/o. Con una diminuzione della concentrazione di queste particelle nella soluzione, l'equilibrio si sposta a destra e lo ione complesso viene distrutto. Ciò può essere dovuto al legame dello ione centrale o dei ligandi in qualsiasi composto più forte del complesso. Ad esempio, quando l'acido nitrico viene aggiunto a una soluzione, il complesso viene distrutto a causa della formazione di ioni, in cui l'ammoniaca è più fortemente legata allo ione idrogeno: Ottenere ammoniaca Il metodo industriale per la produzione di 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, in base al 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 e 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, nella ricerca di un catalizzatore per questo ruolo, sono state provate più di 20mila sostanze diverse. Tenendo conto di tutti i suddetti fattori, il processo di ottenimento dell'ammoniaca viene effettuato alle 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 rispetto al raggiungimento di una maggiore resa di reazione aumentando la pressione. Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione di alcali forti sui sali di ammonio: Solitamente si ottiene in laboratorio mediante debole riscaldamento di una miscela di cloruro di ammonio con calce spenta. Per essiccare l'ammoniaca si passa 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, applicazioni; 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. Imparare nuovo materiale. Ammoniaca - NH 3 L'ammoniaca (nelle lingue europee il suo nome suona come "ammoniaca") deve il suo nome all'oasi di Ammon in Nord Africa, situata all'incrocio delle rotte carovaniere. Nei climi caldi, l'urea (NH 2 ) 2 La CO contenuta nei rifiuti animali si decompone particolarmente rapidamente. Uno dei prodotti di degradazione è l'ammoniaca. Secondo altre fonti, l'ammoniaca prende il nome dall'antica parola egizia amonian. Le cosiddette persone che adorano il dio Amon. Durante le loro cerimonie rituali hanno annusato l'ammoniaca NH 4 Cl, che evapora l'ammoniaca quando riscaldato. 1. La struttura della molecola La molecola di ammoniaca ha la forma di una piramide trigonale con un atomo di azoto nella parte superiore.. Tre elettroni p spaiati dell'atomo di azoto partecipano alla formazione di legami covalenti polari con elettroni 1s di tre atomi di idrogeno (legami N-H), la quarta coppia di elettroni esterni non è condivisa, può formare un legame donatore-accettore con un idrogeno ione, formando uno ione ammonio NH 4 + . 2. Proprietà fisiche dell'ammoniaca In condizioni normali, è un gas incolore con un odore caratteristico pungente (l'odore di ammoniaca), quasi due volte più leggero dell'aria, velenoso. Secondo l'effetto fisiologico sul corpo, appartiene al gruppo di sostanze con effetto asfissiante e neurotropico che, se inalate, possono causare edema polmonare tossico e gravi danni al sistema nervoso. L'ammoniaca ha effetti sia locali che di riassorbimento. Il vapore di ammoniaca irrita fortemente le mucose degli occhi e degli organi respiratori, nonché la pelle. Questo è ciò che percepiamo come un forte odore. I vapori di ammoniaca causano lacrimazione abbondante, dolore agli occhi, ustioni chimiche della congiuntiva e della cornea, perdita della vista, attacchi di tosse, arrossamento e prurito della pelle. Solubilità NH 3 in acqua è estremamente elevato - circa 1200 volumi (a 0 °C) o 700 volumi (a 20 °C) in un volume d'acqua. 3. Ottenere ammoniaca In laboratorio Nell'industria Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione di alcali forti sui sali di ammonio: 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 Attenzione! Idrossido di ammonio base instabile, si decompone: NH 4OH ↔ NH 3 + H 2 O Quando ricevi l'ammoniaca, tieni la provetta - il ricevitore capovolto, poiché l'ammoniaca è più leggera dell'aria: Il metodo industriale per la produzione di ammoniaca si basa sull'interazione diretta di idrogeno e azoto: N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 k J Condizioni: catalizzatore - ferro poroso temperatura - 450 - 500 ˚С pressione - 25 - 30 MPa Questo è il cosiddetto processo Haber (fisico tedesco, ha sviluppato le basi fisico-chimiche del metodo). 4. Proprietà chimiche dell'ammoniaca Per l'ammoniaca, le reazioni sono caratteristiche: 1. con un cambiamento nello stato di ossidazione dell'atomo di azoto (reazioni di ossidazione) 2. senza modificare lo stato di ossidazione dell'atomo di azoto (addizione) Reazioni con un cambiamento nello stato di ossidazione dell'atomo di azoto (reazioni di ossidazione) N-3 → N0 → N+2 NH3 - un forte agente riducente. con l'ossigeno 1. combustione di ammoniaca(quando riscaldato) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Ossidazione catalitica dell'ammoniaca (catalizzatore Pt - Rh, temperatura) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O con ossidi metallici 2 NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3 H 2 O con forti ossidanti 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (se riscaldato) l'ammoniaca è un composto fragile, si decompone se riscaldato 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 Reazioni senza modificare lo stato di ossidazione dell'atomo di azoto (aggiunta - Formazione dello ione ammonio NH 4+ di meccanismo donatore-accettore) 5. Applicazione di ammoniaca In termini di volumi di produzione, l'ammoniaca occupa uno dei primi posti; ogni anno in tutto il mondo ricevono circa 100 milioni di tonnellate di questo composto. L'ammoniaca è disponibile in forma liquida o come soluzione acquosa - acqua di ammoniaca, che di solito contiene il 25% di NH 3 . Enormi quantità di ammoniaca vengono inoltre utilizzate per produrre acido nitrico, che viene utilizzato per produrre fertilizzanti e una varietà di altri prodotti. L'acqua ammoniacale viene utilizzata anche direttamente come fertilizzante, ea volte i campi vengono irrigati da cisterne direttamente con ammoniaca liquida. Dall'ammoniaca si ottengono vari sali di ammonio, urea, urotropina. Viene anche utilizzato come refrigerante economico nei sistemi di refrigerazione industriale. L'ammoniaca viene anche utilizzata per produrre fibre sintetiche come nylon e kapron. Nell'industria leggera viene utilizzato nella pulitura e tintura di cotone, lana e seta. Nell'industria petrolchimica, l'ammoniaca viene utilizzata per neutralizzare i rifiuti acidi e nella produzione di gomma naturale, l'ammoniaca aiuta a preservare il lattice durante il trasporto dalla piantagione alla fabbrica. L'ammoniaca viene utilizzata anche nella produzione di soda con il metodo Solvay. Nell'industria siderurgica, l'ammoniaca viene utilizzata per la nitrurazione, la saturazione degli strati superficiali dell'acciaio con azoto, che ne aumenta notevolmente la durezza. I medici usano soluzioni acquose di ammoniaca (ammoniaca)nella pratica quotidiana: un batuffolo di cotone imbevuto di alcool di ammoniaca fa uscire una persona dallo svenimento. Per l'uomo, l'ammoniaca in una tale dose non è pericolosa. 3. Consolidamento del materiale studiato N. 1. Eseguire trasformazioni secondo lo schema: a) Azoto → Ammoniaca → Ossido di azoto (II) b) Nitrato di ammonio → Ammoniaca → Azoto c) Ammoniaca → Cloruro di ammonio → Ammoniaca → Solfato di ammonio Per OVR, redigere un e-balance, per RIO, completare, equazioni ioniche. N. 2. Scrivi quattro equazioni per le reazioni chimiche che producono ammoniaca. 4. Compiti a casa Pag. 24, es. 2.3; test Ammoniaca- NH3, nitruro di idrogeno, in condizioni normali - un gas incolore con un odore caratteristico pungente (odore di ammoniaca) Questo è il cosiddetto processo Haber (fisico tedesco, ha sviluppato le basi fisico-chimiche del metodo). La reazione avviene con rilascio di calore e diminuzione di volume. Pertanto, in base al 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 e ad alte temperature aumenta la velocità della reazione inversa. Lo svolgimento della reazione a pressioni molto elevate richiede la creazione di apparecchiature speciali in grado di resistere a pressioni elevate e quindi un investimento ingente. Inoltre, l'equilibrio della reazione, anche a 700 °C, si stabilisce troppo lentamente per il suo uso pratico. L'utilizzo di un catalizzatore (ferro poroso con impurezze di Al2O3 e K2O) ha permesso di accelerare il raggiungimento di uno stato di equilibrio. È interessante notare che, nella ricerca di un catalizzatore per questo ruolo, sono state provate più di 20mila sostanze diverse. Tenendo conto di tutti i suddetti fattori, il processo di ottenimento dell'ammoniaca viene effettuato alle 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 rispetto al raggiungimento di una maggiore resa di reazione aumentando la pressione. Per ottenere l'ammoniaca in laboratorio si utilizza l'azione di alcali forti sui sali di ammonio. L'ammoniaca si ottiene solitamente in laboratorio mediante debole riscaldamento di una miscela di cloruro di ammonio e calce spenta. Per essiccare l'ammoniaca si passa attraverso una miscela di calce e soda caustica. L'ammoniaca molto secca può essere ottenuta dissolvendo in essa il sodio metallico e successivamente distillandola. È meglio farlo in un sistema in metallo sotto vuoto. Il sistema deve resistere ad 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 la produzione di una tonnellata di ammoniaca in Russia si consumano in media 1200 nm³ di gas naturale, in Europa - 900 nm³. Ammoniaca in medicina Per le punture di insetti, l'ammoniaca viene applicata esternamente sotto forma di lozioni. Una soluzione acquosa di ammoniaca al 10% è nota come ammoniaca. Sono possibili effetti collaterali: con un'esposizione prolungata (uso per inalazione), l'ammoniaca può causare un arresto respiratorio riflesso. L'applicazione topica è controindicata per dermatiti, eczemi, altre malattie della pelle, nonché per lesioni traumatiche aperte della pelle. In caso di danno accidentale alla mucosa dell'occhio, sciacquare con acqua (per 15 minuti ogni 10 minuti) o una soluzione al 5% di acido borico. Non vengono utilizzati oli e unguenti. Con la sconfitta del naso e della faringe - soluzione allo 0,5% di acido citrico o succhi naturali. In caso di ingestione, bere acqua, succo di frutta, latte, preferibilmente una soluzione di acido citrico allo 0,5% o una soluzione di acido acetico all'1% fino a quando il contenuto dello stomaco non è completamente neutralizzato. L'interazione con altri farmaci non è nota. Fatti interessanti I vapori di ammoniaca possono cambiare il colore dei fiori. Ad esempio, i petali blu e blu diventano verdi, rosso vivo - nero.
Cr. punto	132,25°C
Entalpia di formazione	-45,94kJ/mol
Pressione del vapore	8,5 ± 0,1 atm
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) se non diversamente specificato.

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

Considerando tutti i suddetti fattori, il processo di ottenimento dell'ammoniaca viene effettuato alle 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 rispetto al raggiungimento di una maggiore resa di reazione aumentando la pressione.

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

L'ammoniaca si ottiene solitamente in laboratorio mediante debole riscaldamento di una miscela di cloruro di ammonio e calce spenta.

Per essiccare l'ammoniaca si passa attraverso una miscela di calce e soda caustica.

L'ammoniaca molto secca può essere ottenuta dissolvendo in essa il sodio metallico e successivamente distillandola. È meglio farlo in un sistema in metallo sotto vuoto. Il sistema deve resistere ad 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

La produzione di una tonnellata di ammoniaca in Russia consuma in media 1200 nm³ di gas naturale, in Europa - 900 nm³.

Il "Grodno Azot" bielorusso 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 dichiara 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 applicata esternamente sotto forma di lozioni. La soluzione acquosa di ammoniaca al 10% è nota come

Idrogeno, in condizioni normali - un gas incolore con un odore caratteristico pungente (l'odore di ammoniaca)

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

• Con gli aloalcani, l'ammoniaca entra in una reazione di addizione nucleofila, formando uno ione ammonio sostituito (un metodo per ottenere ammine):

• Con gli acidi carbossilici, le loro anidridi, gli alogenuri acidi, gli esteri e altri derivati ​​danno le ammidi. 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:

Cronologia dei nomi

L'ammoniaca (nelle lingue europee il suo nome suona come "ammoniaca") deve il suo nome all'oasi di Ammon in Nord Africa, situata all'incrocio delle rotte carovaniere. Nei climi caldi, l'urea (NH 2) 2 CO contenuta nei rifiuti animali si decompone particolarmente rapidamente. Uno dei prodotti di degradazione è l'ammoniaca. Secondo altre fonti, l'ammoniaca prende il nome dall'antica parola egizia amonian. Le cosiddette persone che adorano il dio Amon. Durante i loro rituali rituali, hanno annusato l'ammoniaca NH 4 Cl, che evapora l'ammoniaca quando riscaldata.

Ammoniaca liquida

L'ammoniaca liquida, sebbene in piccola parte, si dissocia in ioni (autoprotolisi), in cui si manifesta la sua somiglianza con l'acqua:

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

Le ammidi metalliche risultanti dalla reazione con l'ammoniaca contengono lo 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 da Li a Cs. La reazione è notevolmente accelerata in presenza anche di piccole impurità di H 2 O.

Le soluzioni di metallo-ammoniaca hanno conduttività elettrica metallica, in esse gli atomi di metallo decadono in ioni positivi ed elettroni solvatati circondati da molecole di NH 3. Le soluzioni metallo-ammoniaca contenenti elettroni liberi sono gli agenti riducenti più forti.

complessazione

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

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 (colore del complesso) e nella seconda reazione il colore cambia da verde (Ni (NO 3) 2) a blu-viola. I complessi più forti con NH 3 formano cromo e cobalto nello stato di ossidazione +3.

Ruolo biologico

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

L'ammoniaca può anche essere utilizzata dal fegato per il processo inverso: la risintesi di amminoacidi dall'ammoniaca e cheto analoghi di 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

Secondo l'effetto fisiologico sul corpo, appartiene al gruppo di sostanze con effetto asfissiante e neurotropico che, se inalate, possono causare edema polmonare tossico e gravi danni al sistema nervoso. L'ammoniaca ha effetti sia locali che di riassorbimento.

Il vapore di ammoniaca irrita fortemente le mucose degli occhi e degli organi respiratori, nonché la pelle. Questa è una persona e percepisce come un odore pungente. I vapori di ammoniaca causano lacrimazione abbondante, 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, è possibile un'ustione chimica con vesciche e ulcerazioni. Inoltre, l'ammoniaca liquefatta assorbe il calore durante l'evaporazione e quando viene a contatto con la pelle si verifica un congelamento di vario grado. L'odore di 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 mondiale annua raggiunge i 150 milioni di tonnellate. Viene utilizzato principalmente per la produzione di fertilizzanti azotati (nitrato e solfato di ammonio, urea), esplosivi e polimeri, acido nitrico, soda (metodo dell'ammoniaca) e altri prodotti chimici. L'ammoniaca liquida viene utilizzata come solvente.

Tassi di consumo per tonnellata di ammoniaca

Per la produzione di una tonnellata di ammoniaca in Russia si consumano in media 1200 nm³ di gas naturale, in Europa - 900 nm³.

Il "Grodno Azot" bielorusso 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 dichiara 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 applicata esternamente sotto forma di lozioni. Una soluzione acquosa di ammoniaca al 10% è nota come ammoniaca.

Sono possibili effetti collaterali: con un'esposizione prolungata (uso per inalazione), l'ammoniaca può causare un arresto respiratorio riflesso.

L'applicazione topica è controindicata per dermatiti, eczemi, altre malattie della pelle, nonché per lesioni traumatiche aperte della pelle.

In caso di danno accidentale alla mucosa dell'occhio, sciacquare con acqua (per 15 minuti ogni 10 minuti) o una soluzione al 5% di acido borico. Non vengono utilizzati oli e unguenti. Con la sconfitta del naso e della faringe - soluzione allo 0,5% di acido citrico o succhi naturali. In caso di ingestione, bere acqua, succo di frutta, latte, preferibilmente una soluzione di acido citrico allo 0,5% o una soluzione di acido acetico all'1% fino a quando il contenuto dello stomaco non è completamente neutralizzato.

L'interazione con altri farmaci non è nota.

Produttori di ammoniaca

Produttori di ammoniaca in Russia

La Russia rappresenta circa il 9% della produzione mondiale di ammoniaca. La Russia è uno dei maggiori esportatori mondiali di ammoniaca. Viene esportato circa il 25% della produzione totale di ammoniaca, che rappresenta circa il 16% delle esportazioni mondiali.

Produttori di ammoniaca in Ucraina

• Le nuvole di Giove sono costituite da 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

• Achmetov N.S. Chimica generale e inorganica. - M.: Scuola superiore, 2001.