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)))

• Halogenii (clorul, iodul) formează explozivi periculoși cu amoniac - halogenuri de azot (clorură de azot, iodură de azot).

• Amoniacul reacționează cu alcanii halogenați prin adăugare nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (metodă de producere a aminelor):

• Produce amide cu acizi carboxilici, anhidridele acestora, halogenuri acide, esteri și alți derivați. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă).

Poveste

Amoniacul a fost izolat pentru prima dată în forma sa pură de J. Priestley în 1774, care l-a numit „aer alcalin”. Unsprezece ani mai târziu, în 1785, C. Berthollet a stabilit exact compoziția chimică a amoniacului. De atunci, cercetările au început în întreaga lume cu privire la producerea amoniacului din azot și hidrogen. Amoniacul a fost foarte necesar pentru sinteza compușilor de azot, deoarece producția lor din salpetru chilian a fost limitată de epuizarea treptată a rezervelor acestuia din urmă. Problema scăderii rezervelor de nitrați a devenit mai acută spre sfârșitul secolului al XIX-lea. Abia la începutul secolului al XX-lea a fost posibil să se inventeze un procedeu pentru sinteza amoniacului adecvat pentru industrie. Aceasta a fost realizată de F. Haber, care a început să lucreze la această problemă în 1904 și până în 1909 a creat un mic aparat de contact în care a folosit presiune crescută (în conformitate cu principiul lui Le Chatelier) și un catalizator de osmiu. La 2 iulie 1909, Haber a testat aparatul în prezența lui K. Bosch și A. Mittash, ambii de la Fabrica de anilină și sifon din Baden (BASF), și a obținut amoniac. Până în 1911, K. Bosch a creat o versiune la scară largă a aparatului pentru BASF, iar apoi prima fabrică de sinteză a amoniacului din lume a fost construită și pusă în funcțiune la 9 septembrie 1913, care era situată în Oppau (acum un cartier din orașul Ludwigshafen am Rhein) și aparținea BASF. În 1918, F. Haber a câștigat Premiul Nobel pentru Chimie „pentru sinteza amoniacului din elementele sale constitutive”. În Rusia și URSS, primul lot de amoniac sintetic a fost produs în 1928 la uzina chimică Cernorechensky.

originea numelui

Amoniacul (în limbile europene numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din Africa de Nord, situată la intersecția rutelor caravanelor. În climatele calde, ureea (NH 2) 2 CO, conținută în deșeurile animale, se descompune deosebit de rapid. Unul dintre produșii de descompunere este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic Amonian. Acesta era numele dat oamenilor care se închinau zeului Amon. În timpul ritualurilor lor, adulmecau amoniac NH 4 Cl, care, atunci când este încălzit, evaporă amoniacul.

Amoniac lichid

Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni (autoprotoliza), ceea ce arată asemănarea cu apa:

Constanta de autoionizare a amoniacului lichid la -50 °C este de aproximativ 10 -33 (mol/l)².

Amidele metalice rezultate din reacția cu amoniacul conțin un ion negativ NH 2 −, care se formează și în timpul autoionizării amoniacului. Astfel, amidele metalice sunt analogi ai hidroxizilor. Viteza de reacție crește atunci când se trece de la Li la Cs. Reacția este accelerată semnificativ în prezența chiar și a unor impurități mici de H2O.

Soluțiile de metal-amoniac au conductivitate electrică metalică; în ele, atomii de metal se descompun în ioni pozitivi și electroni solvați înconjurați de molecule de NH3. Soluțiile metal-amoniac, care conțin electroni liberi, sunt cei mai puternici agenți reducători.

Complexarea

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca liganzi. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri d-metalice duce la formarea complecșilor lor amino:

Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției. Deci, în prima reacție, culoarea albastră (CuSO 4) se transformă în albastru închis (culoarea complexului), iar în a doua reacție culoarea se schimbă de la verde (Ni (NO 3) 2) la albastru-violet. Cele mai puternice complexe cu NH 3 sunt formate din crom și cobalt în starea de oxidare +3.

Rolul biologic

Amoniacul este o sursă importantă de azot pentru organismele vii. În ciuda conținutului ridicat de azot liber din atmosferă (mai mult de 75%), foarte puține viețuitoare sunt capabile să folosească azotul diatomic liber, neutru al atmosferei, gazul N2. Prin urmare, pentru a include azotul atmosferic în circulația biologică, în special în sinteza aminoacizilor și a nucleotidelor, este necesar un proces numit „fixare a azotului”. Unele plante depind de disponibilitatea amoniacului și a altor reziduuri azotate eliberate în sol de resturile organice în descompunere ale altor plante și animale. Altele, cum ar fi leguminoasele fixatoare de azot, profită de o simbioză cu bacteriile fixatoare de azot (rizobii), care sunt capabile să producă amoniac din azotul atmosferic.

În unele organisme, amoniacul se formează din azotul atmosferic folosind enzime numite nitrogenaze. Acest proces se numește fixare a azotului. Deși este puțin probabil să se dezvolte vreodată metode biomimetice care să poată concura în productivitate cu metodele chimice de producere a amoniacului din azot, oamenii de știință fac totuși eforturi mari pentru a înțelege mai bine mecanismele fixării biologice a azotului. Interesul științific pentru această problemă este parțial motivat de structura neobișnuită a centrului catalitic activ al enzimei de fixare a azotului (nitrogenaza), care conține un ansamblu molecular bimetalic neobișnuit Fe 7 MoS 9 .

Amoniacul este, de asemenea, un produs secundar final al metabolismului aminoacizilor, și anume produsul dezaminării catalizat de enzime precum glutamat dehidrogenaza. Excreția de amoniac nemodificat este o cale comună pentru detoxifierea amoniacului la creaturile acvatice (pești, nevertebrate acvatice și unii amfibieni). La mamifere, inclusiv la oameni, amoniacul este de obicei transformat rapid în uree, care este mult mai puțin toxică și, în special, mai puțin alcalină și mai puțin reactivă ca agent reducător. Ureea este componenta principală a solidelor urinei. Cu toate acestea, majoritatea păsărilor, reptilelor, insectelor și arahnidelor emit acid uric mai degrabă decât uree ca principal reziduu de azot.

Amoniacul joacă, de asemenea, un rol important atât în ​​fiziologia animală normală, cât și în cea patologică. Amoniacul este produs în timpul metabolismului normal al aminoacizilor, dar este foarte toxic în concentrații mari. Ficatul animalelor transformă amoniacul în uree printr-o serie de reacții secvențiale cunoscute sub numele de ciclul ureei. Funcția hepatică afectată, cum ar fi cea observată în ciroză, poate afecta capacitatea ficatului de a detoxifica amoniacul și de a-l transforma în uree, ducând la niveluri crescute de amoniac în sânge, o afecțiune numită hiperamoniemie. Un rezultat similar - creșterea nivelului de amoniac liber din sânge și dezvoltarea hiperamoniemiei - este cauzat de prezența defectelor genetice congenitale în enzimele ciclului ureei, cum ar fi ornitin carbamiltransferaza. Același rezultat poate fi cauzat de o încălcare a funcției excretorii a rinichilor în insuficiență renală severă și uremie: din cauza întârzierii eliberării ureei, nivelul acesteia în sânge crește atât de mult încât „ciclul ureei” începe să funcționeze. „în direcția opusă” - excesul de uree este hidrolizat înapoi de rinichi în amoniac și dioxid de carbon și, ca urmare, nivelul de amoniac din sânge crește. Hiperamoniemia contribuie la tulburările de conștiență și la dezvoltarea stărilor soporoase și comatoase în encefalopatia hepatică și uremie, precum și la dezvoltarea tulburărilor neurologice adesea observate la pacienții cu defecte congenitale ale enzimelor ciclului ureei sau acidurii organice.

Mai puțin pronunțată, dar semnificativă din punct de vedere clinic, hiperamoniemia poate fi observată în orice proces în care se observă un catabolism proteic crescut, de exemplu, cu arsuri extinse, compresie tisulară sau sindrom de zdrobire, procese purulent-necrotice extinse, gangrena extremităților, sepsis etc. , precum și pentru unele tulburări endocrine, cum ar fi diabetul zaharat, tireotoxicoza severă. Probabilitatea apariției hiperamoniemiei în aceste condiții patologice este deosebit de mare în cazurile în care starea patologică, pe lângă catabolismul proteic crescut, provoacă și o afectare pronunțată a funcției de detoxifiere a ficatului sau a funcției excretoare a rinichilor.

Amoniacul este important pentru menținerea echilibrului acido-bazic normal în sânge. După formarea amoniacului din glutamina, alfa-cetoglutaratul poate fi descompus în continuare pentru a forma două molecule de bicarbonat, care pot fi apoi folosite ca tampon pentru a neutraliza acizii dietetici. Amoniacul obținut din glutamina este apoi excretat prin urină (atât direct, cât și sub formă de uree), ceea ce, ținând cont de formarea a două molecule de bicarbonat din ketoglutarat, are ca rezultat o pierdere totală de acizi și o schimbare a pH-ului sângelui la partea alcalină. În plus, amoniacul poate difuza prin tubii renali, se poate combina cu ionul de hidrogen și poate fi excretat împreună cu acesta (NH 3 + H + => NH 4 +) și, prin urmare, poate promova în continuare eliminarea acizilor din organism.

Amoniacul și ionii de amoniu sunt un produs secundar toxic al metabolismului la animale. La pești și nevertebrate acvatice, amoniacul este eliberat direct în apă. La mamifere (inclusiv mamiferele acvatice), amfibieni și rechini, amoniacul este transformat în uree în ciclul ureei, deoarece ureea este mult mai puțin toxică, mai puțin reactivă chimic și poate fi „depozitată” mai eficient în organism până când poate fi excretată. La păsări și reptile, amoniacul produs în timpul metabolismului este transformat în acid uric, care este un reziduu solid și poate fi excretat cu pierderi minime de apă.

Acțiune fiziologică

După efectul său fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efecte asfixiere și neurotrope, care, dacă sunt inhalate, pot provoca edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului nervos. Amoniacul are atât efecte locale, cât și efecte de resorbție.

Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Acesta este ceea ce o persoană percepe ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare excesivă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură și este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura atunci când se evaporă, iar atunci când intră în contact cu pielea, apar degerături de diferite grade. Mirosul de amoniac se simte la o concentrație de 37 mg/m³.

Aplicație

Amoniacul este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice; producția sa globală anuală ajunge la 150 de milioane de tone. Folosit în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (folosind metoda amoniacului) și alte produse din industria chimică. Amoniacul lichid este folosit ca solvent.

Amoniac. Proprietati fizice si chimice Proprietăți chimice Datorită prezenței unei perechi de electroni singuri, amoniacul acționează ca un agent de complexare în multe reacții. Se adaugă un proton pentru a forma un ion de amoniu. O soluție apoasă de amoniac („amoniac”) are un mediu ușor alcalin datorită procesului: O > +; Ko=1, 8-10-5. (16) Interacționând cu acizii, dă sărurile de amoniu corespunzătoare: 2(O) + > (+ O. (17) Amoniacul este, de asemenea, un acid foarte slab și este capabil să formeze săruri cu metalele - amide. Când este încălzit, amoniacul prezintă proprietăți reducătoare. Deci, arde într-o atmosferă de oxigen, formând apă și azot. Oxidarea amoniacului cu aer pe un catalizator de platină produce oxizi de azot, care sunt utilizați industrial pentru a produce acid azotic: 4 + 54NO + 6O. (18) Utilizarea amoniacului Cl pentru a curăța suprafața metalică de oxizi în timpul lipirii se bazează pe capacitatea sa de reducere: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19) Cu haloalcanii, amoniacul reacţionează cu adiţia nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (metodă de producere a aminelor): Cl > (clorhidrat de metil amoniu). (20) Produce amide cu acizi carboxilici, anhidridele acestora, halogenuri acide, esteri și alți derivați. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă). La 1000 °C, amoniacul reacționează cu cărbunele, formând acidul cianhidric HCN și descompunându-se parțial în azot și hidrogen. De asemenea, poate reacționa cu metanul, formând același acid cianhidric: Amoniac lichid Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni, ceea ce arată asemănarea sa cu apa: Amoniacul lichid, ca și apa, este un solvent ionizant puternic în care se dizolvă o serie de metale active: alcaline, alcalino-pământoase, Mg, Al, precum și Eu și Yb. Solubilitatea metalelor alcaline în lichid este de câteva zeci de procente. Unii compuși intermetalici care conțin metale alcaline se dizolvă și în amoniac lichid, de exemplu Soluțiile diluate de metale în amoniac lichid sunt colorate în albastru, soluțiile concentrate au un luciu metalic și arată ca bronzul. Când amoniacul se evaporă, metalele alcaline sunt eliberate în formă pură, iar metalele alcalino-pământoase sunt eliberate sub formă de complecși cu amoniacul 2+ având conductivitate metalică. Când sunt încălzite ușor, aceste complexe se descompun în metal și. Dizolvat în metal reacționează treptat pentru a forma o amidă: Complexarea Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele pot intra în compuși complecși ca liganzi. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri d-metalice duce la formarea complecșilor lor amino: Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției, astfel încât în ​​prima reacție culoarea albastră () se transformă în albastru închis, iar în a doua reacție culoarea se schimbă de la verde (Ni() la albastru-violet). complexe stabile cu forma crom și cobalt în stare de oxidare ( +3). Soluțiile de amoniac sunt destul de stabile, cu excepția amoniacului de cobalt galben-brun (II), care este oxidat treptat de oxigenul atmosferic în amoniac de cobalt (III) roșu-vișin. În prezența agenților oxidanți, această reacție are loc instantaneu. Formarea și distrugerea unui ion complex se explică printr-o schimbare a echilibrului de disociere a acestuia. În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, echilibrul într-o soluție a complexului de amoniac al argintului se deplasează spre formarea complexului (la stânga) cu creșterea concentrației și/sau. Pe măsură ce concentrația acestor particule în soluție scade, echilibrul se deplasează spre dreapta și ionul complex este distrus. Acest lucru se poate datora legării ionului central sau a liganzilor la unii compuși care sunt mai puternici decât complexul. De exemplu, atunci când acidul azotic este adăugat într-o soluție, complexul este distrus datorită formării de ioni în care amoniacul este mai strâns legat de ionul de hidrogen: Producția de amoniac Metoda industrială de producere a amoniacului se bazează pe interacțiunea directă a hidrogenului și azotului: Acesta este așa-numitul proces Garber. Reacția are loc cu degajarea de căldură și scăderea volumului. Prin urmare, pe baza principiului lui Le Chatelier, reacția ar trebui să fie efectuată la cele mai scăzute temperaturi posibile și la presiuni ridicate - atunci echilibrul va fi deplasat spre dreapta. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este neglijabilă, iar la temperaturi ridicate viteza reacției inverse crește. Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități și) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant, la căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite. Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de producere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 °C, presiune 350 atmosfere, catalizator. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii. Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu: De obicei, într-o metodă de laborator, se obține prin încălzirea blândă a unui amestec de clorură de amoniu și var stins. Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var și sodă caustică. Subiect: Amoniac. Proprietati fizice si chimice. Chitanța și cererea. Obiectivele lecției: cunoașteți structura moleculei de amoniac, proprietățile fizice și chimice, domeniile de aplicare; să poată demonstra proprietățile chimice ale amoniacului: notează ecuații pentru reacțiile amoniacului cu oxigenul, apa, acizii și le considerăm din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice și al proceselor redox. În timpul orelor 1. Momentul organizatoric al lecției. 2. Studierea materialelor noi. Amoniac – NH3 Amoniacul (în limbile europene numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din Africa de Nord, situată la intersecția rutelor caravanelor. În climatul cald, ureea (NH 2 ) 2 CO conținut în deșeurile animale se descompune deosebit de rapid. Unul dintre produșii de descompunere este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian. Acesta era numele dat oamenilor care se închinau zeului Amon. În timpul ceremoniilor lor rituale, au adulmecat amoniac NH 4 Cl, care la încălzire evaporă amoniacul. 1. Structura moleculei Molecula de amoniac are forma unei piramide trigonale cu un atom de azot la vârf. Trei electroni p neperechi ai atomului de azot participă la formarea legăturilor covalente polare cu electronii 1s a trei atomi de hidrogen (legături N-H), a patra pereche de electroni exteriori este singură, poate forma o legătură donor-acceptor cu un ion de hidrogen, formând un ion de amoniu NH 4 + . 2. Proprietățile fizice ale amoniacului În condiții normale, este un gaz incolor cu un miros caracteristic ascuțit (miros de amoniac), aproape de două ori mai ușor decât aerul și otrăvitor. După efectul său fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efecte asfixiere și neurotrope, care, dacă sunt inhalate, pot provoca edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului nervos. Amoniacul are atât efecte locale, cât și efecte de resorbție. Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Acesta este ceea ce percepem ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare excesivă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Solubilitate NH 3 în apă este extrem de mare - aproximativ 1200 de volume (la 0 °C) sau 700 de volume (la 20 °C) într-un volum de apă. 3. Producția de amoniac In laborator În industrie Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu: NH4CI + NaOH = NH3 + NaCI + H2O (NH4)2S04 + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaS04 + 2H2O Atenţie! Hidroxidul de amoniu este o bază instabilă, se descompune: NH 4 OH ↔ NH3 + H2O Când primiți amoniac, țineți tubul receptor cu partea de jos în sus, deoarece amoniacul este mai ușor decât aerul: Metoda industrială de producere a amoniacului se bazează pe interacțiunea directă a hidrogenului și azotului: N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ Conditii: catalizator – fier poros temperatura – 450 – 500 ˚С presiune – 25 – 30 MPa Acesta este așa-numitul proces Haber (un fizician german care a dezvoltat bazele fizico-chimice ale metodei). 4. Proprietățile chimice ale amoniacului Amoniacul se caracterizează prin următoarele reacții: 1. cu o modificare a stării de oxidare a atomului de azot (reacție de oxidare) 2. fără modificarea stării de oxidare a atomului de azot (adăugare) Reacții care implică o modificare a stării de oxidare a atomului de azot (reacții de oxidare) N -3 → N 0 → N +2 NH3 – un agent reducător puternic. cu oxigen 1. Arderea amoniacului(atunci cand este incalzit) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Oxidarea catalitică a amoniacului (catalizator Pt – Rh, temperatură) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O cu oxizi metalici 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O cu agenți oxidanți puternici 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (când este încălzit) amoniacul este un compus slab și se descompune atunci când este încălzit 2NH3 ↔ N2 + 3H2 Reacții fără modificarea stării de oxidare a atomului de azot (adăugare - Formarea ionului de amoniu NH 4 + fiecare mecanism donor-acceptor) 5. Aplicarea amoniacului În ceea ce privește volumele de producție, amoniacul ocupă unul dintre primele locuri; În fiecare an, în întreaga lume sunt produse aproximativ 100 de milioane de tone din acest compus. Amoniacul este disponibil sub formă lichidă sau sub formă de soluție apoasă - apa cu amoniac, care conține de obicei 25% NH 3 . Cantități uriașe de amoniac sunt apoi folosite pentru a produce acid azotic, care este folosit pentru a face îngrășăminte și multe alte produse. Apa cu amoniac este, de asemenea, folosită direct ca îngrășământ, iar uneori câmpurile sunt udate direct din rezervoare cu amoniac lichid. Din amoniac se obțin diverse săruri de amoniu, uree și metanamină. De asemenea, este folosit ca agent frigorific ieftin în unitățile frigorifice industriale. Amoniacul este, de asemenea, folosit pentru a produce fibre sintetice, cum ar fi nailon și nailon. În industria ușoară este folosit la curățarea și vopsirea bumbacului, lânii și mătasei. În industria petrochimică, amoniacul este folosit pentru a neutraliza deșeurile acide, iar în industria cauciucului natural, amoniacul ajută la conservarea latexului pe măsură ce se deplasează de la plantație la fabrică. Amoniacul este, de asemenea, utilizat în producția de sifon folosind metoda Solvay. În industria siderurgică, amoniacul este folosit pentru nitrurare - saturând straturile de suprafață ale oțelului cu azot, ceea ce îi crește semnificativ duritatea. Medicii folosesc soluții apoase de amoniac (amoniac)în practica de zi cu zi: un tampon de vată înmuiat în amoniac scoate o persoană dintr-o stare de leșin. Amoniacul în această doză nu este periculos pentru oameni. 3. Consolidarea materialului studiat Numarul 1. Efectuați transformări conform schemei: a) Azot → Amoniac → Oxid azotic (II) b) Azotat de amoniu → Amoniac → Azot c) Amoniac → Clorura de amoniu → Amoniac → Sulfat de amoniu Pentru ORR, compilați un echilibru electronic; pentru RIO, completați ecuațiile ionice. nr. 2. Scrieți patru ecuații pentru reacțiile chimice care produc amoniac. 4. Tema pentru acasă P. 24, ex. 2,3; Test Amoniac- NH3, nitrură de hidrogen, în condiții normale - un gaz incolor cu un miros caracteristic ascuțit (miros de amoniac) Acesta este așa-numitul proces Haber (un fizician german care a dezvoltat bazele fizico-chimice ale metodei). Reacția are loc cu degajarea de căldură și scăderea volumului. Prin urmare, pe baza principiului lui Le Chatelier, reacția ar trebui să fie efectuată la cele mai scăzute temperaturi posibile și la presiuni ridicate - atunci echilibrul va fi deplasat spre dreapta. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este neglijabilă, iar la temperaturi ridicate viteza reacției inverse crește. Efectuarea reacției la presiuni foarte mari necesită crearea unor echipamente speciale care să reziste la presiune ridicată și, prin urmare, investiții mari de capital. În plus, echilibrul reacției, chiar și la 700 °C, este stabilit prea lent pentru utilizarea sa practică. Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități Al2O3 și K2O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant, la căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite. Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de producere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 °C, presiune 350 atmosfere, catalizator. Randamentul de amoniac în astfel de condiții este de aproximativ 30%. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii. Pentru obținerea amoniacului în laborator se folosește acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu. De obicei, amoniacul se obține într-o metodă de laborator prin încălzirea blândă a unui amestec de clorură de amoniu și var stins. Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var și sodă caustică. Amoniacul foarte uscat poate fi obținut prin dizolvarea sodiului metalic în el și ulterior distilarea acestuia. Acest lucru se face cel mai bine într-un sistem realizat din metal sub vid. Sistemul trebuie să reziste la presiune ridicată (la temperatura camerei, presiunea vaporilor saturați de amoniac este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție. Rate de consum pe tona de amoniac Pentru a produce o tonă de amoniac în Rusia, se consumă în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³. Amoniacul în medicină Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul este folosit extern sub formă de loțiuni. O soluție apoasă 10% de amoniac este cunoscută sub numele de amoniac. Reacții adverse posibile: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare), amoniacul poate provoca o oprire reflexă a respirației. Utilizarea locală este contraindicată pentru dermatită, eczeme, alte boli ale pielii, precum și pentru leziuni traumatice deschise ale pielii. În caz de lezare accidentală a membranei mucoase a ochiului, clătiți cu apă (15 minute la fiecare 10 minute) sau soluție de acid boric 5%. Nu se folosesc uleiuri și unguente. Dacă nasul și gâtul sunt afectate, utilizați o soluție 0,5% de acid citric sau sucuri naturale. Dacă se administrează oral, se bea apă, suc de fructe, lapte, de preferință o soluție de acid citric 0,5% sau o soluție de acid acetic 1% până când conținutul stomacului este complet neutralizat. Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută. Fapte interesante Vaporii din amoniac pot schimba culoarea florilor. De exemplu, petalele albastre și albastre devin verzi, petalele roșii strălucitoare devin negre.
Kr. punct	132,25 °C
Entalpia de formare	-45,94 kJ/mol
Presiunea aburului	8,5 ± 0,1 atm
Proprietăți chimice
pKa	9.21
Solubilitate in apa	89,9 (la 0 °C)
Clasificare
Reg. numar CAS
PubChem
Reg. numărul EINECS	231-635-3
ZÂMBETE
InChI
RTECS	BO0875000
ChEBI
Număr ONU	1005
ChemSpider
Datele sunt date pentru condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu se specifică altfel.

Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități Al 2 O 3 și K 2 O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant, la căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite.

Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de producere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 °C, presiune 350 atmosfere, catalizator. Randamentul de amoniac în astfel de condiții este de aproximativ 30%. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii.

Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu:

De obicei, amoniacul se obține într-o metodă de laborator prin încălzirea blândă a unui amestec de clorură de amoniu și var stins.

Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var și sodă caustică.

Amoniacul foarte uscat poate fi obținut prin dizolvarea sodiului metalic în el și ulterior distilarea acestuia. Acest lucru se face cel mai bine într-un sistem realizat din metal sub vid. Sistemul trebuie să reziste la presiune ridicată (la temperatura camerei, presiunea vaporilor saturați de amoniac este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție.

Rate de consum pe tona de amoniac

Pentru a produce o tonă de amoniac în Rusia, se consumă în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³.

Grodno Azot din Belarus consumă 1200 nm³ de gaz natural pe tonă de amoniac; după modernizare, consumul este de așteptat să scadă la 876 nm³.

Producătorii ucraineni consumă de la 750 nm³ la 1170 nm³ de gaz natural pe tonă de amoniac.

Tehnologia UHDE susține un consum de 6,7 - 7,4 Gcal de resurse energetice per tonă de amoniac.

Amoniacul în medicină

Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul este folosit extern sub formă de loțiuni. Soluția apoasă de amoniac 10% este cunoscută ca

Hidrogenul, în condiții normale, este un gaz incolor cu un miros caracteristic ascuțit (miros de amoniac)

• Halogenii (clorul, iodul) formează explozivi periculoși cu amoniac - halogenuri de azot (clorură de azot, iodură de azot).

• Amoniacul reacționează cu alcanii halogenați prin adăugare nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (metodă de producere a aminelor):

• Produce amide cu acizi carboxilici, anhidridele acestora, halogenuri acide, esteri și alți derivați. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă).

• La 1000 °C, amoniacul reacționează cu cărbunele, formând acidul cianhidric HCN și descompunându-se parțial în azot și hidrogen. De asemenea, poate reacționa cu metanul, formând același acid cianhidric:

Istoria numelui

Amoniacul (în limbile europene numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din Africa de Nord, situată la intersecția rutelor caravanelor. În climatele calde, ureea (NH 2) 2 CO, conținută în deșeurile animale, se descompune deosebit de rapid. Unul dintre produșii de descompunere este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic Amonian. Acesta era numele dat oamenilor care se închinau zeului Amon. În timpul ritualurilor lor, adulmecau amoniac NH 4 Cl, care, atunci când este încălzit, evaporă amoniacul.

Amoniac lichid

Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni (autoprotoliza), ceea ce arată asemănarea cu apa:

Constanta de autoionizare a amoniacului lichid la -50 °C este de aproximativ 10 -33 (mol/l)².

Amidele metalice rezultate din reacția cu amoniacul conțin un ion negativ NH 2 −, care se formează și în timpul autoionizării amoniacului. Astfel, amidele metalice sunt analogi ai hidroxizilor. Viteza de reacție crește atunci când se trece de la Li la Cs. Reacția este accelerată semnificativ în prezența chiar și a unor impurități mici de H2O.

Soluțiile de metal-amoniac au conductivitate electrică metalică; în ele, atomii de metal se descompun în ioni pozitivi și electroni solvați înconjurați de molecule de NH3. Soluțiile metal-amoniac, care conțin electroni liberi, sunt cei mai puternici agenți reducători.

Complexarea

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca liganzi. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri d-metalice duce la formarea complecșilor lor amino:

Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției. Deci, în prima reacție, culoarea albastră (CuSO 4) se transformă în albastru închis (culoarea complexului), iar în a doua reacție culoarea se schimbă de la verde (Ni(NO 3) 2) la albastru-violet. Cele mai puternice complexe cu NH 3 sunt formate din crom și cobalt în starea de oxidare +3.

Rolul biologic

Amoniacul este produsul final al metabolismului azotului în corpul oamenilor și al animalelor. Se formează în timpul metabolismului proteinelor, aminoacizilor și altor compuși azotați. Este foarte toxic pentru organism, astfel încât cea mai mare parte a amoniacului din timpul ciclului ornitinei este transformată de ficat într-un compus mai inofensiv și mai puțin toxic - carbamidă (uree). Ureea este apoi excretată prin rinichi, iar o parte din uree poate fi transformată de către ficat sau rinichi înapoi în amoniac.

Amoniacul poate fi folosit și de către ficat pentru procesul invers - resinteza aminoacizilor din amoniac și analogii ceto ai aminoacizilor. Acest proces se numește „aminare reductivă”. Astfel, acidul aspartic se obține din acidul oxaloacetic, acidul glutamic se obține din acidul α-cetoglutaric etc.

Acțiune fiziologică

După efectul său fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efecte asfixiere și neurotrope, care, dacă sunt inhalate, pot provoca edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului nervos. Amoniacul are atât efecte locale, cât și efecte de resorbție.

Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Acesta este ceea ce o persoană percepe ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare excesivă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură și este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura atunci când se evaporă, iar atunci când intră în contact cu pielea, apar degerături de diferite grade. Mirosul de amoniac se simte la o concentrație de 37 mg/m³.

Aplicație

Amoniacul este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice; producția sa globală anuală ajunge la 150 de milioane de tone. Folosit în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (folosind metoda amoniacului) și alte produse din industria chimică. Amoniacul lichid este folosit ca solvent.

Rate de consum pe tona de amoniac

Pentru a produce o tonă de amoniac în Rusia, se consumă în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³.

Grodno Azot din Belarus consumă 1.200 nm³ de gaz natural pe tonă de amoniac; după modernizare, consumul este de așteptat să scadă la 876 nm³.

Producătorii ucraineni consumă de la 750 nm³ la 1170 nm³ de gaz natural pe tonă de amoniac.

Tehnologia UHDE susține un consum de 6,7 - 7,4 Gcal de resurse energetice per tonă de amoniac.

Amoniacul în medicină

Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul este folosit extern sub formă de loțiuni. O soluție apoasă 10% de amoniac este cunoscută sub numele de amoniac.

Reacții adverse posibile: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare), amoniacul poate provoca o oprire reflexă a respirației.

Utilizarea locală este contraindicată pentru dermatită, eczeme, alte boli ale pielii, precum și pentru leziuni traumatice deschise ale pielii.

În caz de lezare accidentală a membranei mucoase a ochiului, clătiți cu apă (15 minute la fiecare 10 minute) sau soluție de acid boric 5%. Nu se folosesc uleiuri și unguente. Dacă nasul și gâtul sunt afectate, utilizați o soluție 0,5% de acid citric sau sucuri naturale. Dacă se administrează oral, se bea apă, suc de fructe, lapte, de preferință o soluție de acid citric 0,5% sau o soluție de acid acetic 1% până când conținutul stomacului este complet neutralizat.

Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută.

Producători de amoniac

Producătorii de amoniac din Rusia

Rusia reprezintă aproximativ 9% din producția globală de amoniac. Rusia este unul dintre cei mai mari exportatori de amoniac din lume. Aproximativ 25% din producția totală de amoniac este exportată, ceea ce reprezintă aproximativ 16% din exporturile mondiale.

Producătorii de amoniac din Ucraina

• Norii lui Jupiter sunt formați din amoniac.

Vezi si

Note

Legături

• //
• // Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - St.Petersburg. , 1890-1907.
• // Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - St.Petersburg. , 1890-1907.
• // Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - St.Petersburg. , 1890-1907.

Literatură

• Akhmetov N. S. Chimie generală și anorganică. - M.: Liceu, 2001.