2 N H 3 + N za O do l ⟶ N 2 H 4 + N za do l + H 2 O (\ Displaystyle (\ mathsf (2NH_ (3) + NaOCl \ longrightarrow N_ (2) H_ (4) + NaCl + H_ ( 2) O)))

• Halogeny (chlor, jod) tworzą z amoniakiem niebezpieczne materiały wybuchowe - halogenki azotu (chlorek azotu, jodek azotu).

• Z haloalkanami amoniak wchodzi w reakcję addycji nukleofilowej, tworząc podstawiony jon amonowy (sposób otrzymywania amin):

• Z kwasami karboksylowymi, ich bezwodnikami, halogenkami kwasowymi, estrami i innymi pochodnymi daje amidy. Z aldehydami i ketonami - zasady Schiffa, które można zredukować do odpowiednich amin (aminowanie redukcyjne).

Fabuła

Amoniak został po raz pierwszy wyizolowany w czystej postaci przez J. Priestleya w 1774 roku, który nazwał go „powietrzem alkalicznym” (angielskie powietrze alkaliczne). Jedenaście lat później, w 1785 r., K. Berthollet ustalił dokładny skład chemiczny amoniaku. Od tego czasu na świecie rozpoczęto badania nad produkcją amoniaku z azotu i wodoru. Amoniak był bardzo potrzebny do syntezy związków azotu, gdyż ich produkcja z saletry chilijskiej była ograniczona stopniowym wyczerpywaniem się jej zasobów. Problem zmniejszających się zapasów saletry zaostrzył się pod koniec XIX wieku. Dopiero na początku XX wieku udało się wynaleźć odpowiedni dla przemysłu proces syntezy amoniaku. Dokonał tego F. Haber, który rozpoczął pracę nad tym problemem w 1904 r., a do 1909 r. stworzył mały aparat kontaktowy, w którym zastosował podwyższone ciśnienie (zgodnie z zasadą Le Chateliera) i katalizator osmowy. 2 lipca 1909 r. Haber zorganizował testy aparatury w obecności K. Boscha i A. Mittasha, obu z Baden Aniline and Soda Plant (BASF), i otrzymał amoniak. Do 1911 roku C. Bosch stworzył dla firmy BASF wielkogabarytową wersję aparatury, następnie ją zbudowano i 9 września 1913 roku uruchomiono pierwszą na świecie fabrykę syntezy amoniaku, która znajdowała się w Oppau (obecnie dzielnica w mieście Ludwigshafen am Rhein) i należąca do BASF. W 1918 r. F. Haber otrzymał Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii „za syntezę amoniaku z jego pierwiastków składowych”. W Rosji i ZSRR pierwszą partię syntetycznego amoniaku uzyskano w 1928 r. W zakładach chemicznych Chernorechensky.

pochodzenie nazwy

Amoniak (w językach europejskich jego nazwa brzmi jak „amoniak”) swoją nazwę zawdzięcza oazie Ammona w Afryce Północnej, położonej na skrzyżowaniu szlaków karawan. W gorącym klimacie mocznik (NH 2) 2 CO zawarty w odchodach zwierzęcych rozkłada się szczególnie szybko. Jednym z produktów degradacji jest amoniak. Według innych źródeł amoniak ma swoją nazwę od starożytnego egipskiego słowa amonowy. Tak zwani ludzie czczący boga Amona. Podczas rytualnych obrzędów wąchali amoniak NH 4 Cl, który po podgrzaniu odparowuje amoniak.

Ciekły amoniak

Ciekły amoniak, choć w niewielkim stopniu, dysocjuje na jony (autoprotoliza), co wskazuje na jego podobieństwo do wody:

Stała samojonizacji ciekłego amoniaku w temperaturze -50 ° C wynosi około 10 -33 (mol/l)².

Amidy metali powstałe w wyniku reakcji z amoniakiem zawierają jon ujemny NH 2 − , który również powstaje podczas samojonizacji amoniaku. Zatem amidy metali są analogami wodorotlenków. Szybkość reakcji wzrasta przy przechodzeniu od Li do Cs. Reakcja jest znacznie przyspieszona w obecności nawet niewielkich zanieczyszczeń H 2 O.

Roztwory metal-amoniak mają metaliczne przewodnictwo elektryczne; w nich atomy metali rozpadają się na jony dodatnie i solwatowane elektrony otoczone cząsteczkami NH 3 . Roztwory metal-amoniak zawierające wolne elektrony są najsilniejszymi środkami redukującymi.

złożoność

Ze względu na swoje właściwości oddawania elektronów cząsteczki NH 3 mogą wchodzić w związki złożone jako ligand. Zatem wprowadzenie nadmiaru amoniaku do roztworów soli d-metali prowadzi do powstania ich kompleksów aminowych:

Kompleksowaniu zwykle towarzyszy zmiana koloru roztworu. Tak więc w pierwszej reakcji kolor niebieski (CuSO 4) zmienia się w ciemnoniebieski (kolor kompleksu), aw drugiej reakcji kolor zmienia się z zielonego (Ni (NO 3) 2) na niebiesko-fioletowy. Najsilniejsze kompleksy z NH 3 tworzą chrom i kobalt na stopniu utlenienia +3.

Rola biologiczna

Amoniak jest ważnym źródłem azotu dla organizmów żywych. Pomimo wysokiej zawartości wolnego azotu w atmosferze (ponad 75%), bardzo niewiele istot żywych jest w stanie wykorzystać wolny, obojętny dwuatomowy azot atmosferyczny, gaz N 2 . Dlatego, aby włączyć azot atmosferyczny do cyklu biologicznego, w szczególności do syntezy aminokwasów i nukleotydów, niezbędny jest proces zwany „wiązaniem azotu”. Niektóre rośliny są uzależnione od dostępności amoniaku i innych pozostałości azotowych uwalnianych do gleby przez rozkładającą się materię organiczną innych roślin i zwierząt. Niektóre inne, takie jak rośliny strączkowe wiążące azot, wykorzystują symbiozę z bakteriami wiążącymi azot (ryzobiami), które są w stanie tworzyć amoniak z azotu atmosferycznego.

W niektórych organizmach amoniak jest wytwarzany z azotu atmosferycznego przez enzymy zwane azotazami. Ten proces nazywa się wiązaniem azotu. Chociaż jest mało prawdopodobne, aby kiedykolwiek wynaleziono metody biomimetyczne, które mogłyby konkurować produktywnością z metodami chemicznymi do produkcji amoniaku z azotu, naukowcy dokładają jednak ogromnych starań, aby lepiej zrozumieć mechanizmy biologicznego wiązania azotu. Zainteresowanie naukowe tym problemem jest częściowo motywowane niezwykłą strukturą aktywnego miejsca katalitycznego enzymu wiążącego azot (nitrogenazy), które zawiera niezwykły bimetaliczny zespół molekularny Fe 7 MoS 9 .

Amoniak jest także końcowym produktem metabolizmu aminokwasów, czyli produktem ich deaminacji katalizowanej przez enzymy, takie jak dehydrogenaza glutaminianowa. Wydalanie niezmienionego amoniaku jest zwykłą drogą detoksykacji amoniaku u stworzeń wodnych (ryb, bezkręgowców wodnych i do pewnego stopnia płazów). U ssaków, w tym ludzi, amoniak jest zwykle szybko przekształcany w mocznik, który jest znacznie mniej toksyczny, aw szczególności mniej zasadowy i mniej reaktywny jako środek redukujący. Mocznik jest głównym składnikiem suchej pozostałości moczu. Jednak większość ptaków, gadów, owadów, pajęczaków wydala nie mocznik, ale kwas moczowy jako główną pozostałość azotową.

Amoniak odgrywa również ważną rolę zarówno w normalnej, jak i patologicznej fizjologii zwierząt. Amoniak jest wytwarzany podczas normalnego metabolizmu aminokwasów, ale w wysokich stężeniach jest wysoce toksyczny. Wątroba zwierzęca przekształca amoniak w mocznik poprzez serię kolejnych reakcji zwanych cyklem mocznikowym. Upośledzona czynność wątroby, taka jak ta obserwowana w marskości wątroby, może upośledzać zdolność wątroby do detoksykacji amoniaku i tworzenia z niego mocznika, aw rezultacie do zwiększenia poziomu amoniaku we krwi, stanu zwanego hiperamonemią. Podobny skutek – wzrost poziomu wolnego amoniaku we krwi i rozwój hiperamonemii – prowadzi do obecności wrodzonych defektów genetycznych enzymów cyklu mocznikowego, takich jak np. karbamylotransferaza ornityny. Ten sam wynik może być spowodowany naruszeniem funkcji wydalniczej nerek w ciężkiej niewydolności nerek i mocznicy: z powodu opóźnienia w uwalnianiu mocznika jego poziom we krwi wzrasta tak bardzo, że „cykl mocznikowy” zaczyna działać „w przeciwnym kierunku” - nadmiar mocznika jest hydrolizowany przez nerki z powrotem do amoniaku i dwutlenku węgla, w wyniku czego wzrasta poziom amoniaku we krwi. Hiperamonemia przyczynia się do zaburzeń świadomości oraz rozwoju stanów usypiających i śpiączkowych w encefalopatii wątrobowej i mocznicy, a także do rozwoju zaburzeń neurologicznych często obserwowanych u pacjentów z wrodzonymi defektami enzymów cyklu mocznikowego lub kwasicą organiczną.

Mniej wyraźną, ale klinicznie istotną hiperamonemię można zaobserwować w każdym procesie, w którym obserwuje się zwiększony katabolizm białek, na przykład z rozległymi oparzeniami, zespołem kompresji lub zmiażdżenia tkanek, rozległymi procesami ropno-nekrotycznymi, gangreną kończyn, posocznicą itp. , a także z niektórymi zaburzeniami endokrynologicznymi, takimi jak cukrzyca, ciężka tyreotoksykoza. Szczególnie wysokie jest prawdopodobieństwo hiperamonemii w tych stanach patologicznych w przypadkach, gdy stan patologiczny, oprócz zwiększonego katabolizmu białek, powoduje również wyraźne naruszenie funkcji odtruwającej wątroby lub funkcji wydalniczej nerek.

Amoniak jest ważny dla utrzymania prawidłowej równowagi kwasowo-zasadowej we krwi. Po utworzeniu amoniaku z glutaminy, alfa-ketoglutaran można dalej rozłożyć, tworząc dwie cząsteczki wodorowęglanu, które następnie można wykorzystać jako bufor do neutralizacji kwasów w diecie. Amoniak uzyskany z glutaminy jest następnie wydalany z moczem (zarówno bezpośrednio, jak i w postaci mocznika), co przy powstawaniu dwóch cząsteczek wodorowęglanu z ketoglutaranu prowadzi łącznie do utraty kwasów i zmiany pH krwi do stronę alkaliczną. Ponadto amoniak może dyfundować przez kanaliki nerkowe, łączyć się z jonem wodorowym i być razem z nim wydalany (NH 3 + H + => NH 4 +), a tym samym dodatkowo przyczyniać się do usuwania kwasów z organizmu.

Amoniak i jony amonowe są toksycznymi produktami ubocznymi metabolizmu zwierząt. U ryb i bezkręgowców wodnych amoniak jest uwalniany bezpośrednio do wody. U ssaków (w tym ssaków wodnych), płazów i rekinów amoniak jest przekształcany w mocznik w cyklu mocznikowym, ponieważ mocznik jest znacznie mniej toksyczny, mniej reaktywny chemicznie i może być wydajniej „przechowywany” w organizmie, dopóki nie zostanie wydalony. U ptaków i gadów (gadów) amoniak powstający podczas metabolizmu jest przekształcany w kwas moczowy, który jest stałą pozostałością i można go wyizolować przy minimalnej utracie wody.

Działanie fizjologiczne

Ze względu na fizjologiczny wpływ na organizm należy do grupy substancji o działaniu duszącym i neurotropowym, które w przypadku wdychania mogą powodować toksyczny obrzęk płuc i ciężkie uszkodzenie układu nerwowego. Amoniak ma działanie zarówno miejscowe, jak i resorpcyjne.

Pary amoniaku silnie podrażniają błony śluzowe oczu i dróg oddechowych, a także skórę. To jest osoba i postrzega jako ostry zapach. Pary amoniaku powodują obfite łzawienie, ból oczu, oparzenia chemiczne spojówek i rogówki, utratę wzroku, napady kaszlu, zaczerwienienie i swędzenie skóry. W kontakcie ze skórą skroplonego amoniaku i jego roztworów pojawia się pieczenie, możliwe jest oparzenia chemiczne z pęcherzami i owrzodzeniami. Ponadto skroplony amoniak absorbuje ciepło podczas parowania, a przy kontakcie ze skórą dochodzi do odmrożeń różnego stopnia. Zapach amoniaku jest wyczuwalny przy stężeniu 37 mg/m³.

Aplikacja

Amoniak jest jednym z najważniejszych produktów przemysłu chemicznego, jego roczna światowa produkcja sięga 150 mln ton. Stosowany jest głównie do produkcji nawozów azotowych (saletra i siarczan amonu, mocznik), materiałów wybuchowych i polimerów, kwasu azotowego, sody (metoda amoniakalna) i innych wyrobów chemicznych. Ciekły amoniak jest stosowany jako rozpuszczalnik.

Amoniak. Fizyczne i chemiczne właściwości Właściwości chemiczne Ze względu na obecność pojedynczej pary elektronów amoniak działa jako środek kompleksujący w wielu reakcjach. Przyłącza proton, tworząc jon amonowy. Wodny roztwór amoniaku („amoniak”) ma lekko zasadowe środowisko ze względu na proces: O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16) Oddziałując z kwasami, daje odpowiednie sole amonowe: 2(O) + > (+ O. (17) Amoniak jest również bardzo słabym kwasem, zdolnym do tworzenia soli z metalami - amidami. Po podgrzaniu amoniak wykazuje właściwości redukujące. Spala się więc w atmosferze tlenu, tworząc wodę i azot. Utlenianie amoniaku powietrzem na katalizatorze platynowym daje tlenki azotu, które są wykorzystywane przez przemysł do produkcji kwasu azotowego: 4 + 54NO + 6O. (osiemnaście) Zastosowanie amoniaku Cl opiera się na redukcyjnej zdolności do oczyszczania powierzchni metali z tlenków podczas ich lutowania: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19) Z haloalkanami amoniak wchodzi w reakcję addycji nukleofilowej, tworząc podstawiony jon amonowy (sposób otrzymywania amin): Cl > (chlorowodorek metyloamoniowy). (20) Z kwasami karboksylowymi, ich bezwodnikami, halogenkami, estrami i innymi pochodnymi daje amidy. Z aldehydami i ketonami - zasady Schiffa, które można zredukować do odpowiednich amin (aminowanie redukcyjne). W temperaturze 1000 ° C amoniak reaguje z węglem, tworząc kwas cyjanowodorowy HCN i częściowo rozkładając się na azot i wodór. Może również reagować z metanem, tworząc ten sam kwas cyjanowodorowy: Ciekły amoniak Ciekły amoniak, choć w niewielkim stopniu, dysocjuje na jony, w czym przejawia się jego podobieństwo do wody: Ciekły amoniak, podobnie jak woda, jest silnie jonizującym rozpuszczalnikiem, w którym rozpuszcza się wiele aktywnych metali: zasady, metale ziem alkalicznych, Mg, Al, a także Eu i Yb. Rozpuszczalność metali alkalicznych w cieczy wynosi kilkadziesiąt procent. Na przykład niektóre związki międzymetaliczne zawierające metale alkaliczne również rozpuszczają się w ciekłym amoniaku Rozcieńczone roztwory metali w ciekłym amoniaku są niebieskie, stężone roztwory mają metaliczny połysk i wyglądają jak brąz. Podczas odparowywania amoniaku metale alkaliczne są uwalniane w czystej postaci, a metale ziem alkalicznych - w postaci kompleksów z amoniakiem 2+ o metalicznym przewodnictwie. Przy słabym ogrzewaniu kompleksy te rozkładają się na metal i. Rozpuszczony w metalu stopniowo reaguje tworząc amid: złożoność Ze względu na swoje właściwości elektronodonorowe cząsteczki mogą wchodzić w związki złożone jako ligandy. Zatem wprowadzenie nadmiaru amoniaku do roztworów soli d-metali prowadzi do powstania ich kompleksów aminowych: Kompleksowaniu zwykle towarzyszy zmiana barwy roztworu, dlatego w pierwszej reakcji barwa niebieska () zmienia się w ciemnoniebieską, a w drugiej reakcji barwa zmienia się z zielonej (Ni () na niebiesko-fioletową. stabilne kompleksy z chromem i kobaltem na stopniu utlenienia (+3). Roztwory amin są dość stabilne, z wyjątkiem żółto-brązowego amoniaku kobaltu (II), który jest stopniowo utleniany przez tlen atmosferyczny do wiśniowo-czerwonego amoniaku kobaltu (III). W obecności utleniaczy reakcja ta przebiega natychmiastowo. Powstawanie i niszczenie złożonego jonu tłumaczy się przesunięciem równowagi jego dysocjacji. Zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga w roztworze kompleksu amoniaku srebra przesuwa się w kierunku tworzenia kompleksu (w lewo) wraz ze wzrostem stężenia i/lub. Wraz ze spadkiem stężenia tych cząstek w roztworze równowaga przesuwa się w prawo, a złożony jon ulega zniszczeniu. Może to wynikać z wiązania centralnego jonu lub ligandów w dowolne związki, które są silniejsze niż kompleks. Na przykład, gdy do roztworu dodaje się kwas azotowy, kompleks ulega zniszczeniu z powodu tworzenia jonów, w których amoniak jest silniej związany z jonem wodorowym: Pozyskiwanie amoniaku Przemysłowa metoda produkcji amoniaku opiera się na bezpośrednim oddziaływaniu wodoru i azotu: Jest to tak zwany proces Garbera. Reakcja zachodzi z wydzielaniem ciepła i zmniejszeniem objętości. Dlatego, opierając się na zasadzie Le Chateliera, reakcję należy prowadzić w możliwie najniższych temperaturach i pod wysokimi ciśnieniami – wówczas równowaga zostanie przesunięta w prawo. Jednak szybkość reakcji w niskich temperaturach jest znikoma, aw wysokich temperaturach szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. Zastosowanie katalizatora (porowatego żelaza z zanieczyszczeniami i) umożliwiło przyspieszenie dochodzenia do stanu równowagi. Co ciekawe, w poszukiwaniu katalizatora do tej roli wypróbowano ponad 20 tysięcy różnych substancji. Biorąc pod uwagę wszystkie powyższe czynniki, proces otrzymywania amoniaku prowadzi się w następujących warunkach: temperatura 500 ° C, ciśnienie 350 atmosfer, katalizator. W warunkach przemysłowych stosowana jest zasada cyrkulacji – amoniak jest usuwany przez chłodzenie, a nieprzereagowany azot i wodór są zawracane do kolumny syntezy. Okazuje się to bardziej ekonomiczne niż uzyskanie wyższej wydajności reakcji przez zwiększenie ciśnienia. Aby uzyskać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe: Zwykle otrzymuje się go laboratoryjnie przez słabe ogrzewanie mieszaniny chlorku amonu z wapnem gaszonym. Aby wysuszyć amoniak, przepuszcza się go przez mieszaninę wapna i sody kaustycznej. Temat: Amoniak. Fizyczne i chemiczne właściwości. Odbiór i wniosek. Cele Lekcji: znać budowę cząsteczki amoniaku, właściwości fizyczne i chemiczne, zastosowania; umieć udowodnić właściwości chemiczne amoniaku: zapisać równania reakcji amoniaku z tlenem, wodą, kwasami i rozważyć je z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej i procesów redoks. Podczas zajęć 1. Moment organizacyjny lekcji. 2. Nauka nowego materiału. Amoniak - NH 3 Amoniak (w językach europejskich jego nazwa brzmi jak „amoniak”) swoją nazwę zawdzięcza oazie Ammon w Afryce Północnej, położonej na skrzyżowaniu szlaków karawan. W gorącym klimacie mocznik (NH 2 ) 2 Szczególnie szybko rozkłada się CO zawarty w odchodach zwierzęcych. Jednym z produktów degradacji jest amoniak. Według innych źródeł amoniak ma swoją nazwę od starożytnego egipskiego słowa amonian. Tak zwani ludzie czczący boga Amona. Podczas swoich rytualnych ceremonii wąchali amoniak NH 4 Cl, który po podgrzaniu odparowuje amoniak. 1. Struktura cząsteczki Cząsteczka amoniaku ma kształt piramidy trygonalnej z atomem azotu na szczycie.. Trzy niesparowane p-elektrony atomu azotu uczestniczą w tworzeniu polarnych wiązań kowalencyjnych z 1s-elektronami trzech atomów wodoru (wiązania N-H), czwarta para elektronów zewnętrznych jest niewspółdzielona, ​​może tworzyć wiązanie donor-akceptor z wodorem jon, tworząc jon amonowy NH 4 + . 2. Właściwości fizyczne amoniaku W normalnych warunkach jest to bezbarwny gaz o ostrym charakterystycznym zapachu (zapach amoniaku), prawie dwukrotnie lżejszy od powietrza, trujący. Ze względu na fizjologiczny wpływ na organizm należy do grupy substancji o działaniu duszącym i neurotropowym, które w przypadku wdychania mogą powodować toksyczny obrzęk płuc i ciężkie uszkodzenie układu nerwowego. Amoniak ma działanie zarówno miejscowe, jak i resorpcyjne. Pary amoniaku silnie podrażniają błony śluzowe oczu i dróg oddechowych, a także skórę. To jest to, co postrzegamy jako ostry zapach. Pary amoniaku powodują obfite łzawienie, ból oczu, oparzenia chemiczne spojówek i rogówki, utratę wzroku, napady kaszlu, zaczerwienienie i swędzenie skóry. Rozpuszczalność NH 3 w wodzie jest bardzo wysoka - około 1200 objętości (przy 0 °C) lub 700 objętości (przy 20 °C) w objętości wody. 3. Pozyskiwanie amoniaku W laboratorium W przemyśle Aby uzyskać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe: NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O (NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O Uwaga! Niestabilna zasada wodorotlenku amonu, rozkłada się: NH 4OH ↔ NH3 + H2O Podczas odbierania amoniaku trzymaj probówkę - odbiornik do góry nogami, ponieważ amoniak jest lżejszy od powietrza: Przemysłowa metoda produkcji amoniaku opiera się na bezpośrednim oddziaływaniu wodoru i azotu: N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 k J Semestry: katalizator - porowate żelazo temperatura - 450 - 500 ˚С ciśnienie - 25 - 30 MPa Jest to tzw. proces Habera (niemiecki fizyk opracował podstawy fizykochemiczne metody). 4. Właściwości chemiczne amoniaku W przypadku amoniaku reakcje są charakterystyczne: 1. ze zmianą stopnia utlenienia atomu azotu (reakcje utleniania) 2. bez zmiany stopnia utlenienia atomu azotu (addycja) Reakcje ze zmianą stopnia utlenienia atomu azotu (reakcje utleniania) N-3 → N 0 → N +2 NH3 - silny środek redukujący. z tlenem 1. płonący amoniak(po podgrzaniu) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Katalityczne utlenianie amoniaku (katalizator Pt - Rh, temperatura) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2O z tlenkami metali 2 NH 3 + 3 CuO \u003d 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O z silnymi utleniaczami 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (po podgrzaniu) amoniak jest delikatnym związkiem, rozkłada się po podgrzaniu 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 Reakcje bez zmiany stopnia utlenienia atomu azotu (dodatek - Powstawanie jonu amonowego NH 4+ wg mechanizm donor-akceptor) 5. Zastosowanie amoniaku Pod względem wielkości produkcji amoniak zajmuje jedno z pierwszych miejsc; rocznie na całym świecie otrzymuje się około 100 milionów ton tego związku. Amoniak jest dostępny w postaci płynnej lub jako roztwór wodny - woda amoniakalna, która zwykle zawiera 25% NH 3 . Ogromne ilości amoniaku są dalej wykorzystywane do produkcji kwasu azotowego, który jest używany do produkcji nawozów i wielu innych produktów. Wodę amoniakalną stosuje się również bezpośrednio jako nawóz, a czasami pola podlewa się bezpośrednio ze zbiorników ciekłym amoniakiem. Z amoniaku otrzymuje się różne sole amonowe, mocznik, urotropinę. Znajduje również zastosowanie jako tani czynnik chłodniczy w przemysłowych układach chłodniczych. Amoniak jest również używany do produkcji włókien syntetycznych, takich jak nylon i kapron. W przemyśle lekkim używany jest do czyszczenia i barwienia bawełny, wełny i jedwabiu. W przemyśle petrochemicznym amoniak służy do neutralizacji kwaśnych odpadów, a przy produkcji kauczuku naturalnego amoniak pomaga zachować lateks podczas transportu z plantacji do fabryki. Amoniak wykorzystywany jest również do produkcji sody metodą Solvaya. W hutnictwie amoniak wykorzystywany jest do azotowania – nasycania azotem wierzchnich warstw stali, co znacznie zwiększa jej twardość. Lekarze używają wodnych roztworów amoniaku (amoniaku)w codziennej praktyce: wacik zamoczony w amoniaku wybudza człowieka z omdlenia. Dla ludzi amoniak w takiej dawce nie jest niebezpieczny. 3. Konsolidacja badanego materiału nr 1. Przeprowadź transformacje zgodnie ze schematem: a) Azot → Amoniak → Tlenek azotu (II) b) Azotan amonu → Amoniak → Azot c) Amoniak → Chlorek amonu → Amoniak → Siarczan amonu Dla OVR sporządź e-bilans, dla RIO kompletne równania jonowe. nr 2. Napisz cztery równania reakcji chemicznych, w wyniku których powstaje amoniak. 4. Praca domowa s. 24, np. 2,3; test Amoniak- NH3, azotek wodoru, w normalnych warunkach - bezbarwny gaz o ostrym charakterystycznym zapachu (zapach amoniaku) Jest to tzw. proces Habera (niemiecki fizyk opracował podstawy fizykochemiczne metody). Reakcja zachodzi z wydzielaniem ciepła i zmniejszeniem objętości. Dlatego, opierając się na zasadzie Le Chateliera, reakcję należy prowadzić w możliwie najniższych temperaturach i pod wysokimi ciśnieniami – wówczas równowaga zostanie przesunięta w prawo. Jednak szybkość reakcji w niskich temperaturach jest znikoma, aw wysokich temperaturach szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. Prowadzenie reakcji pod bardzo wysokimi ciśnieniami wymaga stworzenia specjalnego sprzętu, który wytrzyma wysokie ciśnienie, a co za tym idzie dużej inwestycji. Ponadto równowaga reakcji, nawet w 700 ° C, ustala się zbyt wolno, aby można ją było zastosować w praktyce. Zastosowanie katalizatora (porowate żelazo z zanieczyszczeniami Al2O3 i K2O) umożliwiło przyspieszenie dochodzenia do stanu równowagi. Co ciekawe, w poszukiwaniu katalizatora do tej roli wypróbowano ponad 20 tysięcy różnych substancji. Biorąc pod uwagę wszystkie powyższe czynniki, proces otrzymywania amoniaku prowadzi się w następujących warunkach: temperatura 500 ° C, ciśnienie 350 atmosfer, katalizator. Wydajność amoniaku w takich warunkach wynosi około 30%. W warunkach przemysłowych stosowana jest zasada cyrkulacji – amoniak jest usuwany przez chłodzenie, a nieprzereagowany azot i wodór są zawracane do kolumny syntezy. Okazuje się to bardziej ekonomiczne niż uzyskanie wyższej wydajności reakcji przez zwiększenie ciśnienia. Aby uzyskać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe. Amoniak jest zwykle uzyskiwany w laboratorium przez słabe ogrzewanie mieszaniny chlorku amonu i wapna gaszonego. Aby wysuszyć amoniak, przepuszcza się go przez mieszaninę wapna i sody kaustycznej. Bardzo suchy amoniak można otrzymać przez rozpuszczenie w nim metalicznego sodu, a następnie destylację. Najlepiej zrobić to w systemie wykonanym z metalu pod próżnią. System musi wytrzymać wysokie ciśnienie (w temperaturze pokojowej prężność pary nasyconej amoniaku wynosi około 10 atmosfer). W przemyśle amoniak suszy się w kolumnach absorpcyjnych. Wskaźniki zużycia na tonę amoniaku Do produkcji jednej tony amoniaku w Rosji zużywa się średnio 1200 nm³ gazu ziemnego, w Europie - 900 nm³. Amoniak w medycynie W przypadku ukąszeń owadów amoniak stosuje się zewnętrznie w postaci balsamów. 10% wodny roztwór amoniaku jest znany jako amoniak. Możliwe skutki uboczne: przy dłuższym narażeniu (stosowanie wziewne) amoniak może powodować odruchowe zatrzymanie oddechu. Stosowanie miejscowe jest przeciwwskazane w przypadku zapalenia skóry, egzemy, innych chorób skóry, a także otwartych urazów skóry. W przypadku przypadkowego uszkodzenia błony śluzowej oka przemyć wodą (przez 15 minut co 10 minut) lub 5% roztworem kwasu borowego. Olejki i maści nie są używane. Z porażką nosa i gardła - 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub naturalne soki. W przypadku połknięcia pić wodę, sok owocowy, mleko, najlepiej 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub 1% roztwór kwasu octowego do całkowitego zneutralizowania zawartości żołądka. Interakcje z innymi lekami nie są znane. Interesujące fakty Opary amoniaku mogą zmienić kolor kwiatów. Na przykład niebieskie i niebieskie płatki stają się zielone, jaskrawoczerwone - czarne.
Kr. kropka	132,25°C
Entalpia  formacji	-45,94 kJ/mol
Ciśnienie pary	8,5 ± 0,1 atm
Właściwości chemiczne
pK a	9.21
Rozpuszczalność w wodzie	89,9 (przy 0°C)
Klasyfikacja
Rej. Numer CAS
PubChem
Rej. numer EINECS	231-635-3
UŚMIECH
InChI
RTECS	BO0875000
CHEBI
Numer ONZ	1005
ChemSpider
Dane podano dla warunków standardowych (25°C,  100 kPa), o ile nie zaznaczono inaczej.

Zastosowanie katalizatora (porowatego żelaza z domieszkami Al 2 O 3 i K 2 O) umożliwiło przyspieszenie dochodzenia do stanu równowagi. Co ciekawe, w poszukiwaniu katalizatora do tej roli wypróbowano ponad 20 tysięcy różnych substancji.

Biorąc pod uwagę wszystkie powyższe czynniki, proces otrzymywania amoniaku przeprowadza się w następujących warunkach: temperatura 500 ° C, ciśnienie 350 atmosfer, katalizator. Wydajność amoniaku w takich warunkach wynosi około 30%. W warunkach przemysłowych stosowana jest zasada cyrkulacji – amoniak jest usuwany przez chłodzenie, a nieprzereagowany azot i wodór są zawracane do kolumny syntezy. Okazuje się to bardziej ekonomiczne niż uzyskanie wyższej wydajności reakcji przez zwiększenie ciśnienia.

Aby uzyskać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe:

Amoniak jest zwykle uzyskiwany w laboratorium przez słabe ogrzewanie mieszaniny chlorku amonu i wapna gaszonego.

Aby wysuszyć amoniak, przepuszcza się go przez mieszaninę wapna i sody kaustycznej.

Bardzo suchy amoniak można otrzymać przez rozpuszczenie w nim metalicznego sodu, a następnie destylację. Najlepiej zrobić to w systemie wykonanym z metalu pod próżnią. System musi wytrzymać wysokie ciśnienie (w temperaturze pokojowej prężność pary nasyconej amoniaku wynosi około 10 atmosfer). W przemyśle amoniak suszy się w kolumnach absorpcyjnych.

Wskaźniki zużycia na tonę amoniaku

Do produkcji jednej tony amoniaku w Rosji zużywa się średnio 1200 nm³ gazu ziemnego, w Europie - 900 nm³.

Białoruski „Grodno Azot” zużywa 1200 Nm³ gazu ziemnego na tonę amoniaku, po modernizacji zużycie ma spaść do 876 Nm³.

Ukraińscy producenci zużywają od 750 Nm³ do 1170 Nm³ gazu ziemnego na tonę amoniaku.

Technologia UHDE zakłada zużycie 6,7 - 7,4 Gcal zasobów energetycznych na tonę amoniaku.

Amoniak w medycynie

W przypadku ukąszeń owadów amoniak stosuje się zewnętrznie w postaci balsamów. 10% wodny roztwór amoniaku to tzw

Wodór, w normalnych warunkach - bezbarwny gaz o ostrym charakterystycznym zapachu (zapach amoniaku)

• Halogeny (chlor, jod) tworzą z amoniakiem niebezpieczne materiały wybuchowe - halogenki azotu (chlorek azotu, jodek azotu).

• Z haloalkanami amoniak wchodzi w reakcję addycji nukleofilowej, tworząc podstawiony jon amonowy (sposób otrzymywania amin):

• Z kwasami karboksylowymi, ich bezwodnikami, halogenkami kwasowymi, estrami i innymi pochodnymi daje amidy. Z aldehydami i ketonami - zasady Schiffa, które można zredukować do odpowiednich amin (aminowanie redukcyjne).

• W temperaturze 1000 ° C amoniak reaguje z węglem, tworząc kwas cyjanowodorowy HCN i częściowo rozkładając się na azot i wodór. Może również reagować z metanem, tworząc ten sam kwas cyjanowodorowy:

Historia nazw

Amoniak (w językach europejskich jego nazwa brzmi jak „amoniak”) swoją nazwę zawdzięcza oazie Ammon w Afryce Północnej, położonej na skrzyżowaniu szlaków karawan. W gorącym klimacie mocznik (NH 2) 2 CO zawarty w odchodach zwierzęcych rozkłada się szczególnie szybko. Jednym z produktów degradacji jest amoniak. Według innych źródeł amoniak ma swoją nazwę od starożytnego egipskiego słowa amonowy. Tak zwani ludzie czczący boga Amona. Podczas rytualnych obrzędów wąchali amoniak NH 4 Cl, który po podgrzaniu odparowuje amoniak.

Ciekły amoniak

Ciekły amoniak, choć w niewielkim stopniu, dysocjuje na jony (autoprotoliza), w których przejawia się jego podobieństwo do wody:

Stała samojonizacji ciekłego amoniaku w temperaturze -50 ° C wynosi około 10 -33 (mol/l)².

Amidy metali powstałe w wyniku reakcji z amoniakiem zawierają jon ujemny NH 2 − , który również powstaje podczas samojonizacji amoniaku. Zatem amidy metali są analogami wodorotlenków. Szybkość reakcji wzrasta przy przechodzeniu od Li do Cs. Reakcja jest znacznie przyspieszona w obecności nawet niewielkich zanieczyszczeń H 2 O.

Roztwory metal-amoniak mają metaliczne przewodnictwo elektryczne; w nich atomy metali rozpadają się na jony dodatnie i solwatowane elektrony otoczone cząsteczkami NH 3 . Roztwory metal-amoniak zawierające wolne elektrony są najsilniejszymi środkami redukującymi.

złożoność

Ze względu na swoje właściwości oddawania elektronów cząsteczki NH 3 mogą wchodzić w związki złożone jako ligand. Zatem wprowadzenie nadmiaru amoniaku do roztworów soli d-metali prowadzi do powstania ich kompleksów aminowych:

Kompleksowaniu zwykle towarzyszy zmiana koloru roztworu. Tak więc w pierwszej reakcji kolor niebieski (CuSO 4) zmienia się w ciemnoniebieski (kolor kompleksu), aw drugiej reakcji kolor zmienia się z zielonego (Ni (NO 3) 2) na niebiesko-fioletowy. Najsilniejsze kompleksy z NH 3 tworzą chrom i kobalt na stopniu utlenienia +3.

Rola biologiczna

Amoniak jest końcowym produktem metabolizmu azotu u ludzi i zwierząt. Powstaje podczas metabolizmu białek, aminokwasów i innych związków azotowych. Jest wysoce toksyczny dla organizmu, dlatego większość amoniaku podczas cyklu ornityny jest przekształcana przez wątrobę w bardziej nieszkodliwy i mniej toksyczny związek - mocznik (urea). Mocznik jest następnie wydalany przez nerki, a część mocznika może zostać przekształcona przez wątrobę lub nerki z powrotem w amoniak.

Amoniak może być również wykorzystany przez wątrobę do procesu odwrotnego - resyntezy aminokwasów z amoniaku i keto analogów aminokwasów. Ten proces nazywa się „aminowaniem redukcyjnym”. Tak więc kwas asparaginowy otrzymuje się z kwasu szczawiooctowego, kwas glutaminowy otrzymuje się z kwasu α-ketoglutarowego itp.

Działanie fizjologiczne

Ze względu na fizjologiczny wpływ na organizm należy do grupy substancji o działaniu duszącym i neurotropowym, które w przypadku wdychania mogą powodować toksyczny obrzęk płuc i ciężkie uszkodzenie układu nerwowego. Amoniak ma działanie zarówno miejscowe, jak i resorpcyjne.

Pary amoniaku silnie podrażniają błony śluzowe oczu i dróg oddechowych, a także skórę. To jest osoba i postrzega jako ostry zapach. Pary amoniaku powodują obfite łzawienie, ból oczu, oparzenia chemiczne spojówek i rogówki, utratę wzroku, napady kaszlu, zaczerwienienie i swędzenie skóry. W kontakcie ze skórą skroplonego amoniaku i jego roztworów pojawia się pieczenie, możliwe jest oparzenia chemiczne z pęcherzami i owrzodzeniami. Ponadto skroplony amoniak absorbuje ciepło podczas parowania, a przy kontakcie ze skórą dochodzi do odmrożeń różnego stopnia. Zapach amoniaku jest wyczuwalny przy stężeniu 37 mg/m³.

Aplikacja

Amoniak jest jednym z najważniejszych produktów przemysłu chemicznego, jego roczna światowa produkcja sięga 150 mln ton. Stosowany jest głównie do produkcji nawozów azotowych (saletra i siarczan amonu, mocznik), materiałów wybuchowych i polimerów, kwasu azotowego, sody (metoda amoniakalna) i innych wyrobów chemicznych. Ciekły amoniak jest stosowany jako rozpuszczalnik.

Wskaźniki zużycia na tonę amoniaku

Do produkcji jednej tony amoniaku w Rosji zużywa się średnio 1200 nm³ gazu ziemnego, w Europie - 900 nm³.

Białoruski „Grodno Azot” zużywa 1200 Nm³ gazu ziemnego na tonę amoniaku, po modernizacji zużycie ma spaść do 876 Nm³.

Ukraińscy producenci zużywają od 750 Nm³ do 1170 Nm³ gazu ziemnego na tonę amoniaku.

Technologia UHDE zakłada zużycie 6,7 - 7,4 Gcal zasobów energetycznych na tonę amoniaku.

Amoniak w medycynie

W przypadku ukąszeń owadów amoniak stosuje się zewnętrznie w postaci balsamów. 10% wodny roztwór amoniaku jest znany jako amoniak.

Możliwe skutki uboczne: przy dłuższym narażeniu (stosowanie wziewne) amoniak może powodować odruchowe zatrzymanie oddechu.

Stosowanie miejscowe jest przeciwwskazane w przypadku zapalenia skóry, egzemy, innych chorób skóry, a także otwartych urazów skóry.

W przypadku przypadkowego uszkodzenia błony śluzowej oka przemyć wodą (przez 15 minut co 10 minut) lub 5% roztworem kwasu borowego. Olejki i maści nie są używane. Z porażką nosa i gardła - 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub naturalne soki. W przypadku połknięcia pić wodę, sok owocowy, mleko, najlepiej 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub 1% roztwór kwasu octowego do całkowitego zneutralizowania zawartości żołądka.

Interakcje z innymi lekami nie są znane.

Producenci amoniaku

Producenci amoniaku w Rosji

Na Rosję przypada około 9% światowej produkcji amoniaku. Rosja jest jednym z największych na świecie eksporterów amoniaku. Około 25% całkowitej produkcji amoniaku jest eksportowane, co stanowi około 16% światowego eksportu.

Producenci amoniaku na Ukrainie

• Chmury Jowisza składają się z amoniaku.

Zobacz też

Notatki

Spinki do mankietów

• //
• // Słownik encyklopedyczny Brockhausa i Efrona: w 86 tomach (82 tomy i 4 dodatkowe). - Sankt Petersburg. , 1890-1907.
• // Słownik encyklopedyczny Brockhausa i Efrona: w 86 tomach (82 tomy i 4 dodatkowe). - Sankt Petersburg. , 1890-1907.
• // Słownik encyklopedyczny Brockhausa i Efrona: w 86 tomach (82 tomy i 4 dodatkowe). - Sankt Petersburg. , 1890-1907.

Literatura

• Achmetow N. S. Chemia ogólna i nieorganiczna. - M.: Szkoła wyższa, 2001.