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).

• Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de obținere a aminelor):

• Cu acizii carboxilici, anhidridele lor, halogenurile, esterii și alți derivați dau amide. 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” (aer alcalin în engleză). Unsprezece ani mai târziu, în 1785, K. Berthollet a stabilit compoziția chimică exactă a amoniacului. De atunci, în lume au început cercetările privind producția de amoniac 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 stocurilor de salpetru a devenit mai acută până la 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 Le Chatelier) și un catalizator de osmiu. Pe 2 iulie 1909, Haber a aranjat teste ale aparatului în prezența lui K. Bosch și A. Mittash, ambii de la uzina Baden de anilină și sodă (BASF), și a primit amoniac. Până în 1911, C. Bosch a creat o versiune la scară largă a aparatului pentru BASF, apoi a fost construită și la 9 septembrie 1913 a fost pusă în funcțiune prima fabrică de sinteză a amoniacului din lume, care era situată în Oppau (acum un district). în orașul Ludwigshafen am Rhein) și deținută de 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 obținut 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 produsele de degradare este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian. Așa numiți oameni care se închină pe zeul Amon. În timpul ritualurilor lor rituale, ei 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 ionul 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 foarte accelerată 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.

formare complexă

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri ale metalelor d 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 formează 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 ființe vii sunt capabile să folosească azotul diatomic liber, neutru al atmosferei, gazul N2. Prin urmare, pentru a include azotul atmosferic în ciclul biologic, în special în sinteza aminoacizilor și nucleotidelor, este necesar un proces numit „fixare a azotului”. Unele plante depind de disponibilitatea amoniacului și a altor reziduuri azotate eliberate în sol de materia organică în descompunere a altor plante și animale. Altele, cum ar fi leguminoasele fixatoare de azot, profită de simbioza cu bacteriile fixatoare de azot (rizobii), care sunt capabile să formeze amoniac din azotul atmosferic.

În unele organisme, amoniacul este produs din azotul atmosferic de către enzime numite nitrogenaze. Acest proces se numește fixare a azotului. Deși este puțin probabil să se inventeze vreodată metode biomimetice care să poată concura în productivitate cu metodele chimice pentru producerea amoniacului din azot, cu toate acestea, oamenii de știință depun eforturi mari pentru a înțelege mai bine mecanismele fixării biologice a azotului. Interesul științific pentru această problemă este parțial motivat de structura neobișnuită a situsului 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 final al metabolismului aminoacizilor, și anume produsul dezaminării acestora catalizat de enzime precum glutamat dehidrogenaza. Excreția nemodificată a amoniacului este calea obișnuită de detoxifiere a amoniacului la creaturile acvatice (pești, nevertebrate acvatice și, într-o oarecare măsură, 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 reziduului uscat de urină. Majoritatea păsărilor, reptilelor, insectelor, arahnidelor, totuși, excretă nu uree, ci acid uric 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 la concentrații mari. Ficatul animal 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 ciroza hepatică, poate afecta capacitatea ficatului de a detoxifica amoniacul și de a forma uree din acesta și, ca urmare, poate crește nivelul de amoniac din sânge, o afecțiune numită hiperamoniemie. Un rezultat similar - o creștere a nivelului de amoniac liber din sânge și dezvoltarea hiperamoniemiei - duce la prezența unor defecte genetice congenitale în enzimele ciclului ureei, cum ar fi, de exemplu, ornitin carbamil transferaza. Același rezultat poate fi cauzat de o încălcare a funcției excretoare 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 afectarea conștienței 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 cu acidurie organică.

Mai puțin pronunțată, dar semnificativă din punct de vedere clinic, hiperamoniemia poate fi observată în orice procese 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. , și, de asemenea, cu unele tulburări endocrine, cum ar fi diabetul zaharat, tireotoxicoza severă. Probabilitatea de hiperamoniemie în aceste condiții patologice este deosebit de mare în cazurile în care starea patologică, pe lângă catabolismul proteic crescut, provoacă și o încălcare pronunțată a funcției de detoxifiere a ficatului sau a funcției excretoare a rinichilor.

Amoniacul este important pentru menținerea unui echilibru 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, având în vedere formarea a două molecule de bicarbonat din ketoglutarat, duce la o pierdere totală de acizi și la o schimbare a pH-ului sângelui la nivelul 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 +), contribuind astfel în continuare la eliminarea acizilor din organism.

Amoniacul și ionii de amoniu sunt produse secundare toxice ale metabolismului animal. 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 (reptile), amoniacul format în timpul metabolismului este transformat în acid uric, care este un reziduu solid și poate fi izolat cu pierderi minime de apă.

Acțiune fiziologică

În funcție de efectul fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, care, atunci când 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. Aceasta este o persoană și percepe ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri la nivelul ochilor, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, înroșire și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură, este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura în timpul evaporării, iar degerăturile de grade diferite apar atunci când intră în contact cu pielea. 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 mondială anuală atinge 150 de milioane de tone. Este utilizat în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (metoda amoniacului) și alte produse chimice. 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 atașează un proton, formând 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, 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 dă oxizi de azot, care sunt utilizați de industrie pentru a produce acid azotic: 4 + 54NO + 6O. (optsprezece) Utilizarea amoniacului Cl se bazează pe capacitatea reducătoare de a curăța suprafața metalică de oxizi în timpul lipirii acestora: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19) Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de obținere a aminelor): Cl > (clorhidrat de metilamoniu). (douăzeci) Cu acizii carboxilici, anhidridele lor, halogenurile, esterii și alți derivați dau amide. 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, în care se manifestă 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 albastre, soluțiile concentrate au un luciu metalic și arată ca bronzul. În timpul evaporării amoniacului, metalele alcaline sunt eliberate în formă pură, iar metalele alcalino-pământoase - sub formă de complexe cu amoniac 2+ cu conductivitate metalică. Cu o încălzire slabă, aceste complexe se descompun în metal și. Dizolvat în metal reacționează treptat pentru a forma o amidă: formare complexă Datorită proprietăților lor de donator de electroni, moleculele pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri ale metalelor d 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 amine sunt destul de stabile, cu excepția amoniacului de cobalt galben-brun (II), care este oxidat treptat de oxigenul atmosferic la 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 Le Chatelier, echilibrul într-o soluție a complexului de amoniac al argintului se deplasează spre formarea complexului (la stânga) cu creșterea concentrației și/sau. Odată cu scăderea concentrației acestor particule în soluție, echilibrul se deplasează spre dreapta și ionul complex este distrus. Acest lucru se poate datora legării ionului central sau a liganzilor în orice compuși care sunt mai puternici decât complexul. De exemplu, când se adaugă acid azotic într-o soluție, complexul este distrus datorită formării ionilor, în care amoniacul este mai puternic legat de ionul de hidrogen: Obținerea 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 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 este că în 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 obținere 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, se obține în laborator prin încălzirea slabă a unui amestec de clorură de amoniu cu 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, proprietăți fizice și chimice, aplicații; să poată demonstra proprietățile chimice ale amoniacului: scrieți ecuațiile pentru reacțiile amoniacului cu oxigenul, apa, acizii și luați în considerare din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice și al proceselor redox. În timpul orelor 1. Momentul organizatoric al lecției. 2. Învățarea de material nou. 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 produsele de degradare este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian. Așa numiți oameni care se închină zeului Amon. În timpul ceremoniilor lor rituale, au adulmecat amoniac NH 4 Cl, care evaporă amoniacul când este încălzit. 1. Structura moleculei Molecula de amoniac are forma unei piramide trigonale cu un atom de azot în vârf.. Trei electroni p neperechi ai atomului de azot participă la formarea legăturilor covalente polare cu electroni 1s a trei atomi de hidrogen (legături N-H), a patra pereche de electroni externi nu este împărtășită, poate forma o legătură donor-acceptor cu un hidrogen ion, formând un ion de amoniu NH 4 + . 2. Proprietățile fizice ale amoniacului În condiții normale, este un gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător (miros de amoniac), aproape de două ori mai ușor decât aerul, otrăvitor. În funcție de efectul fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, care, atunci când 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 abundentă, dureri la nivelul ochilor, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, înroșire 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. Obținerea 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! Hidroxid de amoniu bază instabilă, se descompune: NH 4 OH ↔ NH3 + H2O Când primiți amoniac, țineți eprubeta - receptorul cu susul în jos, deoarece amoniacul este mai ușor decât aerul: Metoda industrială de producere a amoniacului se bazează pe interacțiunea directă a hidrogenului și azotului: N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) + 45,9 k J Termeni: catalizator - fier poros temperatura - 450 - 500 ˚С presiune - 25 - 30 MPa Acesta este așa-numitul proces Haber (fizicianul german, a dezvoltat bazele fizico-chimice ale metodei). 4. Proprietățile chimice ale amoniacului Pentru amoniac, reacțiile sunt caracteristice: 1. cu o modificare a stării de oxidare a atomului de azot (reacții de oxidare) 2. fără modificarea stării de oxidare a atomului de azot (adăugare) Reacții cu modificarea 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 2 NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3 H 2 O cu oxidanți puternici 2NH3 + 3CI2 = N2 + 6HCl (când este încălzit) amoniacul este un compus fragil, 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+ de mecanism donor-acceptor) 5. Aplicarea amoniacului În ceea ce privește volumele de producție, amoniacul ocupă unul dintre primele locuri; anual în întreaga lume primesc 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 folosite în continuare pentru a produce acid azotic, care este folosit pentru a face îngrășăminte și o varietate de alte produse. Apa amoniacală este, de asemenea, folosită direct ca îngrășământ, iar uneori câmpurile sunt udate din rezervoare direct cu amoniac lichid. Din amoniac se obțin diverse săruri de amoniu, uree, urotropină. De asemenea, este folosit ca agent frigorific ieftin în sistemele frigorifice industriale. Amoniacul este, de asemenea, folosit pentru a produce fibre sintetice precum nailon și capron. În industria ușoară, este folosit la curățarea și vopsirea bumbacului, lânii și mătăsii. În industria petrochimică, amoniacul este folosit pentru neutralizarea deșeurilor acide, iar în industria cauciucului natural, amoniacul ajută la conservarea latexului în timpul transportului acestuia de la plantație la fabrică. Amoniacul este, de asemenea, utilizat în producția de sifon folosind metoda Solvay. În industria siderurgică, amoniacul este utilizat pentru nitrurare - saturarea straturilor de suprafață ale oțelului cu azot, ceea ce crește semnificativ duritatea acestuia. Medicii folosesc soluții apoase de amoniac (amoniac)în practica de zi cu zi: un tampon de bumbac înmuiat în amoniac, scoate o persoană dintr-un leșin. Pentru oameni, amoniacul într-o astfel de doză nu este periculos. 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 OVR, întocmește o balanță electronică, pentru RIO, ecuații complete, 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 înțepător (miros de amoniac) Acesta este așa-numitul proces Haber (fizicianul german, a dezvoltat bazele fizico-chimice ale metodei). Reacția are loc cu degajarea de căldură și scăderea volumului. Prin urmare, pe baza principiului 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 presiuni mari și, prin urmare, o investiție mare. 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 este că în 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 obținere 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. Amoniacul se obține de obicei în laborator prin încălzirea slabă 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 a amoniacului este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție. Rate de consum pe tona de amoniac Pentru producerea unei tone 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 se aplică extern sub formă de loțiuni. O soluție apoasă de amoniac 10% este cunoscută sub numele de amoniac. Sunt posibile efecte secundare: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare), amoniacul poate provoca stop respirator reflex. Aplicarea 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 (timp de 15 minute la fiecare 10 minute) sau cu o soluție de acid boric 5%. Nu se folosesc uleiuri și unguente. Odată cu înfrângerea nasului și a faringelui - soluție 0,5% de acid citric sau sucuri naturale. În caz de ingerare, se bea apă, suc de fructe, lapte, de preferință soluție de acid citric 0,5% sau soluție de acid acetic 1% până la neutralizarea completă a conținutului stomacului. Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută. Fapte interesante Vaporii de amoniac pot schimba culoarea florilor. De exemplu, petalele albastre și albastre devin verzi, roșu strălucitor - negru.
Cr. punct	132,25°C
Entalpia de formare	-45,94 kJ/mol
Presiunea aburului	8,5 ± 0,1 atm
Proprietăți chimice
pK a	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 de Al 2 O 3 și K 2 O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant este că în 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 obținere 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:

Amoniacul se obține de obicei în laborator prin încălzirea slabă 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 a amoniacului este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție.

Rate de consum pe tona de amoniac

Pentru producerea unei tone de amoniac în Rusia, se consumă în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³.

Belarusul „Grodno Azot” 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 se aplică extern sub formă de loțiuni. Soluția apoasă de amoniac 10% este cunoscută ca

Hidrogen, în condiții normale - un gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător (miros de amoniac)

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

• Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de obținere a aminelor):

• Cu acizii carboxilici, anhidridele lor, halogenurile acide, esterii și alți derivați dau amide. 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:

Istoricul 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 produsele de degradare este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian. Așa numiți oameni care se închină pe zeul Amon. În timpul ritualurilor lor rituale, ei 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), în care se manifestă asemănarea sa 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 ionul 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 foarte accelerată 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.

formare complexă

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri ale metalelor d 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 formează crom și cobalt în starea de oxidare +3.

Rolul biologic

Amoniacul este produsul final al metabolismului azotului la oameni și animale. 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 - ureea (ureea). 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 analogi ceto aminoacizi. 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

În funcție de efectul fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, care, atunci când 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. Aceasta este o persoană și percepe ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri la nivelul ochilor, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, înroșire și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură, este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura în timpul evaporării, iar degerăturile de grade diferite apar atunci când intră în contact cu pielea. 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 mondială anuală atinge 150 de milioane de tone. Este utilizat în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (metoda amoniacului) și alte produse chimice. Amoniacul lichid este folosit ca solvent.

Rate de consum pe tona de amoniac

Pentru producerea unei tone 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 gaze naturale 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 se aplică extern sub formă de loțiuni. O soluție apoasă de amoniac 10% este cunoscută sub numele de amoniac.

Sunt posibile efecte secundare: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare), amoniacul poate provoca stop respirator reflex.

Aplicarea 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 (timp de 15 minute la fiecare 10 minute) sau cu o soluție de acid boric 5%. Nu se folosesc uleiuri și unguente. Odată cu înfrângerea nasului și a faringelui - soluție 0,5% de acid citric sau sucuri naturale. În caz de ingerare, se bea apă, suc de fructe, lapte, de preferință soluție de acid citric 0,5% sau soluție de acid acetic 1% până la neutralizarea completă a conținutului stomacului.

Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută.

Producători de amoniac

Producătorii de amoniac din Rusia

Rusia reprezintă aproximativ 9% din producția mondială 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.