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\shigjeta e gjate djathtas N_(2)H_(4)+NaCl+H_( 2) O)))

• Halogjenet (klor, jod) formojnë eksplozivë të rrezikshëm me amoniak - halogjene të azotit (klorur azoti, jodur azoti).

• Amoniaku reagon me alkanet e halogjenizuara përmes shtimit nukleofilik, duke formuar një jon amoniumi të zëvendësuar (metodë për prodhimin e amineve):

• Ai prodhon amide me acide karboksilike, anhidride të tyre, halogjene acide, estere dhe derivate të tjerë. Me aldehidet dhe ketonet - bazat Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminet përkatëse (aminimi reduktiv).

Histori

Amoniaku u izolua për herë të parë në formën e tij të pastër nga J. Priestley në 1774, i cili e quajti atë "ajër alkaline". Njëmbëdhjetë vjet më vonë, në 1785, C. Berthollet vendosi përbërjen e saktë kimike të amoniakut. Që nga ajo kohë, kërkimet kanë filluar në mbarë botën për prodhimin e amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni. Amoniaku ishte shumë i nevojshëm për sintezën e përbërjeve të azotit, pasi prodhimi i tyre nga kripori kilian ishte i kufizuar nga shterimi gradual i rezervave të këtij të fundit. Problemi i uljes së rezervave të nitratit u bë më i mprehtë në fund të shekullit të 19-të. Vetëm në fillim të shekullit të 20-të u bë e mundur të shpikte një proces për sintezën e amoniakut të përshtatshëm për industrinë. Kjo u krye nga F. Haber, i cili filloi të punonte për këtë problem në 1904 dhe në vitin 1909 krijoi një aparat të vogël kontakti në të cilin përdori presion të shtuar (në përputhje me parimin e Le Chatelier) dhe një katalizator osmiumi. Më 2 korrik 1909, Haber testoi aparatin në prani të K. Bosch dhe A. Mittash, të dy nga Fabrika e Anilinës dhe Sodës së Badenit (BASF), dhe mori amoniak. Deri në vitin 1911, K. Bosch kishte krijuar një version në shkallë të gjerë të aparatit për BASF, dhe më pas u ndërtua dhe u vu në punë impianti i parë në botë i sintezës së amoniakut më 9 shtator 1913, i cili ndodhej në Oppau (tani një distrikt brenda qyteti i Ludwigshafen am Rhein) dhe i përkiste BASF. Në vitin 1918, F. Haber fitoi çmimin Nobel në Kimi "për sintezën e amoniakut nga elementët e tij përbërës". Në Rusi dhe BRSS, grupi i parë i amoniakut sintetik u prodhua në 1928 në fabrikën kimike Chernorechensky.

origjina e emrit

Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i tij tingëllon si "amoniak") ia detyron emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në udhëkryqin e rrugëve të karvanëve. Në klimat e nxehta, ureja (NH 2) 2 CO, e përmbajtur në produktet e mbeturinave shtazore, dekompozohet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku mori emrin e tij nga fjala e lashtë egjiptiane Amonian. Ky ishte emri i njerëzve që adhuronin perëndinë Amun. Gjatë ritualeve të tyre, ata nuhatën amoniak NH 4 Cl, i cili, kur nxehet, avullon amoniakun.

Amoniak i lëngshëm

Amoniaku i lëngshëm, megjithëse në një masë të vogël, shpërndahet në jone (autoprotolizë), gjë që tregon ngjashmërinë e tij me ujin:

Konstanta e vetëjonizimit të amoniakut të lëngshëm në -50 °C është afërsisht 10 −33 (mol/l)².

Amidet metalike që rezultojnë nga reaksioni me amoniakun përmbajnë një jon negativ NH 2 -, i cili gjithashtu formohet gjatë vetëjonizimit të amoniakut. Kështu, amidet metalike janë analoge të hidroksideve. Shpejtësia e reagimit rritet kur kalon nga Li në Cs. Reagimi përshpejtohet ndjeshëm në prani të papastërtive edhe të vogla të H 2 O.

Tretësirat metal-amoniak kanë përçueshmëri elektrike metalike; në to, atomet e metaleve dekompozohen në jone pozitive dhe elektrone të tretura të rrethuara nga molekula NH 3. Tretësirat metal-amoniak, të cilat përmbajnë elektrone të lira, janë agjentët reduktues më të fortë.

Kompleksimi

Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat NH 3 mund të hyjnë në komponime komplekse si ligandë. Kështu, futja e amoniakut të tepërt në tretësirat e kripërave të d-metaleve çon në formimin e amino komplekseve të tyre:

Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim në ngjyrën e tretësirës. Pra, në reagimin e parë, ngjyra blu (CuSO 4) kthehet në blu të errët (ngjyra e kompleksit), dhe në reagimin e dytë ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni (NO 3) 2) në blu-vjollcë. Komplekset më të forta me NH 3 formohen nga kromi dhe kobalti në gjendje oksidimi +3.

Roli biologjik

Amoniaku është një burim i rëndësishëm i azotit për organizmat e gjallë. Pavarësisht përmbajtjes së lartë të azotit të lirë në atmosferë (më shumë se 75%), shumë pak krijesa të gjalla janë në gjendje të përdorin azotin diatomik të lirë, neutral të atmosferës, gazin N2. Prandaj, për të përfshirë azotin atmosferik në qarkullimin biologjik, veçanërisht në sintezën e aminoacideve dhe nukleotideve, është i nevojshëm një proces i quajtur "fiksimi i azotit". Disa bimë varen nga disponueshmëria e amoniakut dhe mbetjeve të tjera azotike të lëshuara në tokë nga mbetjet organike të kalbura të bimëve dhe kafshëve të tjera. Disa të tjera, si bishtajoret që fiksojnë azotin, përfitojnë nga një simbiozë me bakteret fiksuese të azotit (rizobia), të cilat janë të afta të prodhojnë amoniak nga azoti atmosferik.

Në disa organizma, amoniaku formohet nga azoti atmosferik duke përdorur enzima të quajtura nitrogjenaza. Ky proces quhet fiksimi i azotit. Megjithëse nuk ka gjasa që ndonjëherë të zhvillohen metoda biomimetike që mund të konkurrojnë në produktivitet me metodat kimike për prodhimin e amoniakut nga azoti, shkencëtarët megjithatë po bëjnë përpjekje të mëdha për të kuptuar më mirë mekanizmat e fiksimit biologjik të azotit. Interesi shkencor për këtë problem është pjesërisht i motivuar nga struktura e pazakontë e qendrës katalitike aktive të enzimës fiksuese të azotit (nitrogjenaza), e cila përmban një ansambël molekular të pazakontë bimetalik Fe 7 MoS 9 .

Amoniaku është gjithashtu një nënprodukt përfundimtar i metabolizmit të aminoacideve, përkatësisht produkt i deaminimit i katalizuar nga enzima të tilla si glutamat dehidrogjenaza. Ekskretimi i amoniakut të pandryshuar është një rrugë e zakonshme për detoksifikimin e amoniakut në krijesat ujore (peshqit, jovertebrorët ujorë dhe disa amfibë). Në gjitarët, duke përfshirë njerëzit, amoniaku zakonisht shndërrohet shpejt në ure, e cila është shumë më pak toksike dhe, në veçanti, më pak alkaline dhe më pak reaktive si një agjent reduktues. Ureja është përbërësi kryesor i lëndëve të ngurta të urinës. Shumica e zogjve, zvarranikëve, insekteve dhe arachnids, megjithatë, lëshojnë acid urik dhe jo ure si mbetjen kryesore të azotit.

Amoniaku gjithashtu luan një rol të rëndësishëm në fiziologjinë normale dhe patologjike të kafshëve. Amoniaku prodhohet gjatë metabolizmit normal të aminoacideve, por është shumë toksik në përqendrime të larta. Mëlçitë e kafshëve konvertojnë amoniakun në ure përmes një sërë reaksionesh të njëpasnjëshme të njohura si cikli i uresë. Funksioni i dëmtuar i mëlçisë, si ai i parë në cirrozë, mund të dëmtojë aftësinë e mëlçisë për të detoksifikuar amoniakun dhe për ta kthyer atë në ure, duke rezultuar në nivele të larta të amoniakut në gjak, një gjendje e quajtur hiperammonemia. Një rezultat i ngjashëm - rritja e nivelit të amoniakut të lirë në gjak dhe zhvillimi i hiperammonemisë - shkaktohet nga prania e defekteve gjenetike kongjenitale në enzimat e ciklit të uresë, siç është ornitina karbamiltransferaza. I njëjti rezultat mund të shkaktohet nga një shkelje e funksionit ekskretues të veshkave në dështim të rëndë të veshkave dhe uremi: për shkak të një vonese në lëshimin e uresë, niveli i saj në gjak rritet aq shumë sa "cikli i uresë" fillon të funksionojë. "në drejtim të kundërt" - ureja e tepërt hidrolizohet përsëri nga veshkat në amoniak dhe gaz dioksid karboni, dhe si rezultat, niveli i amoniakut në gjak rritet. Hiperammonemia kontribuon në shqetësimet e vetëdijes dhe zhvillimin e gjendjeve soporoze dhe komatoze në encefalopatinë hepatike dhe ureminë, si dhe në zhvillimin e çrregullimeve neurologjike të vërejtura shpesh te pacientët me defekte kongjenitale të enzimave të ciklit të uresë ose aciduri organike.

Hiperammonemia më pak e theksuar, por klinikisht e rëndësishme, mund të vërehet në çdo proces në të cilin vërehet rritje e katabolizmit të proteinave, për shembull, me djegie të gjera, ngjeshje të indeve ose sindromë shtypjeje, procese të gjera purulente-nekrotike, gangrenë të ekstremiteteve, sepsë, etj. , dhe gjithashtu për disa çrregullime endokrine, si diabeti mellitus, tirotoksikoza e rëndë. Mundësia e shfaqjes së hiperammonemisë në këto kushte patologjike është veçanërisht e lartë në rastet kur gjendja patologjike, përveç rritjes së katabolizmit të proteinave, shkakton edhe një dëmtim të theksuar të funksionit detoksifikues të mëlçisë ose funksionit ekskretues të veshkave.

Amoniaku është i rëndësishëm për ruajtjen e ekuilibrit normal acid-bazë në gjak. Pas formimit të amoniakut nga glutamina, alfa-ketoglutarati mund të zbërthehet më tej për të formuar dy molekula bikarbonate, të cilat më pas mund të përdoren si një tampon për të neutralizuar acidet dietike. Amoniaku i marrë nga glutamina ekskretohet më pas në urinë (si drejtpërdrejt ashtu edhe në formën e uresë), e cila, duke marrë parasysh formimin e dy molekulave bikarbonate nga ketoglutarati, rezulton në një humbje totale të acideve dhe një zhvendosje të pH të gjakut në ana alkaline. Përveç kësaj, amoniaku mund të shpërndahet nëpër tubulat renale, të kombinohet me jonin e hidrogjenit dhe të ekskretohet së bashku me të (NH 3 + H + => NH 4 +), dhe në këtë mënyrë të nxisë më tej largimin e acideve nga trupi.

Amoniaku dhe jonet e amonit janë një nënprodukt toksik i metabolizmit te kafshët. Në peshqit dhe jovertebrorët ujorë, amoniaku lëshohet drejtpërdrejt në ujë. Tek gjitarët (përfshirë gjitarët ujorë), amfibët dhe peshkaqenët, amoniaku shndërrohet në ure në ciklin e uresë, sepse ureja është shumë më pak toksike, më pak reaktive kimikisht dhe mund të "ruahet" në mënyrë më efikase në trup derisa të mund të ekskretohet. Tek zogjtë dhe zvarranikët, amoniaku i prodhuar gjatë metabolizmit shndërrohet në acid urik, i cili është një mbetje e ngurtë dhe mund të ekskretohet me humbje minimale të ujit.

Veprim fiziologjik

Sipas efektit fiziologjik në organizëm, i përket grupit të substancave me efekt asfiksues dhe neurotropik, të cilat, nëse thithen, mund të shkaktojnë edemë pulmonare toksike dhe dëmtime të rënda të sistemit nervor. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorbtive.

Avujt e amoniakut irritojnë fort mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Kjo është ajo që një person e percepton si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të tepruar, dhimbje sysh, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, sulme të kollitjes, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Kur amoniaku i lëngshëm dhe tretësirat e tij bien në kontakt me lëkurën, shfaqet një ndjesi djegieje dhe është e mundur një djegie kimike me flluska dhe ulçera. Përveç kësaj, amoniaku i lëngshëm thith nxehtësinë kur avullohet, dhe kur bie në kontakt me lëkurën, ndodh ngrirja e shkallëve të ndryshme. Era e amoniakut ndihet në një përqendrim prej 37 mg/m³.

Aplikacion

Amoniaku është një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike, prodhimi vjetor i tij global arrin në 150 milionë tonë. Përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave azotike (nitrat amonit dhe sulfat, ure), eksplozivëve dhe polimereve, acidit nitrik, sodës (duke përdorur metodën e amoniakut) dhe produkteve të tjera të industrisë kimike. Amoniaku i lëngshëm përdoret si tretës.

Amoniaku. Vetite fizike dhe kimike Vetitë kimike Për shkak të pranisë së një çifti elektronik të vetëm, amoniaku vepron si një agjent kompleks në shumë reaksione. Ai shton një proton për të formuar një jon amoniumi. Një zgjidhje ujore e amoniakut ("amoniak") ka një mjedis pak alkalik për shkak të procesit: O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16) Duke ndërvepruar me acidet, ai jep kripërat përkatëse të amonit: 2(O) + > (+ O. (17) Amoniaku është gjithashtu një acid shumë i dobët dhe është i aftë të formojë kripëra me metale - amide. Kur nxehet, amoniaku shfaq veti reduktuese. Pra, digjet në një atmosferë oksigjeni, duke formuar ujë dhe azot. Oksidimi i amoniakut me ajër në një katalizator platini prodhon okside të azotit, të cilat përdoren industrialisht për të prodhuar acid nitrik: 4 + 54NO + 6O. (18) Përdorimi i amoniakut Cl për të pastruar sipërfaqen e metalit nga oksidet gjatë saldimit bazohet në aftësinë e tij reduktuese: 3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19) Me haloalkanet, amoniaku reagon me shtimin nukleofilik, duke formuar një jon amoniumi të zëvendësuar (metodë për prodhimin e amineve): Cl > (metilamonium hidroklorur). (20) Ai prodhon amide me acide karboksilike, anhidride të tyre, halogjene acide, estere dhe derivate të tjerë. Me aldehidet dhe ketonet - bazat Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminet përkatëse (aminimi reduktiv). Në 1000 °C, amoniaku reagon me qymyrin, duke formuar acidin hidrocianik HCN dhe duke u dekompozuar pjesërisht në azot dhe hidrogjen. Ai gjithashtu mund të reagojë me metanin, duke formuar të njëjtin acid hidrocianik: Amoniak i lëngshëm Amoniaku i lëngshëm, megjithëse në një masë të vogël, shpërbëhet në jone, gjë që tregon ngjashmërinë e tij me ujin: Amoniaku i lëngshëm, si uji, është një tretës i fortë jonizues në të cilin treten një numër i metaleve aktive: alkali, toka alkaline, Mg, Al, si dhe Eu dhe Yb. Tretshmëria e metaleve alkaline në lëng është disa dhjetëra për qind. Disa komponime ndërmetalike që përmbajnë metale alkali gjithashtu treten në amoniak të lëngshëm, për shembull Tretësirat e holluara të metaleve në amoniak të lëngshëm janë me ngjyrë blu, tretësirat e koncentruara kanë një shkëlqim metalik dhe duken si bronz. Kur amoniaku avullohet, metalet alkaline lirohen në formë të pastër, dhe metalet alkaline tokësore lëshohen në formën e komplekseve me amoniak 2+ që kanë përçueshmëri metalike. Kur nxehen pak, këto komplekse dekompozohen në metal dhe. I tretur në metal gradualisht reagon për të formuar një amid: Kompleksimi Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat mund të hyjnë në komponime komplekse si ligandë. Kështu, futja e amoniakut të tepërt në tretësirat e kripërave të d-metaleve çon në formimin e amino komplekseve të tyre: Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim të ngjyrës së tretësirës, ​​kështu që në reaksionin e parë ngjyra blu () kthehet në blu të errët, dhe në reagimin e dytë ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni() në blu-vjollcë. komplekse të qëndrueshme me formimin e kromit dhe kobaltit në gjendje oksidimi ( +3). Tretësirat e amoniakut janë mjaft të qëndrueshme, me përjashtim të amoniakut të kobaltit të verdhë-kafe (II), i cili gradualisht oksidohet nga oksigjeni atmosferik në amoniak kobalti të kuq qershie (III). Në prani të agjentëve oksidues, ky reagim ndodh menjëherë. Formimi dhe shkatërrimi i një joni kompleks shpjegohet me një ndryshim në ekuilibrin e disociimit të tij. Në përputhje me parimin e Le Chatelier, ekuilibri në një zgjidhje të kompleksit të amoniakut të argjendit zhvendoset drejt formimit të kompleksit (në të majtë) me rritjen e përqendrimit dhe/ose. Me zvogëlimin e përqendrimit të këtyre grimcave në tretësirë, ekuilibri zhvendoset djathtas dhe joni kompleks shkatërrohet. Kjo mund të jetë për shkak të lidhjes së jonit qendror ose ligandëve në disa komponime që janë më të forta se kompleksi. Për shembull, kur acidi nitrik shtohet në një zgjidhje, kompleksi shkatërrohet për shkak të formimit të joneve në të cilat amoniaku është më i lidhur me jonin e hidrogjenit: Prodhimi i amoniakut Metoda industriale për prodhimin e amoniakut bazohet në ndërveprimin e drejtpërdrejtë të hidrogjenit dhe azotit: Ky është i ashtuquajturi proces Garber. Reagimi ndodh me lëshimin e nxehtësisë dhe një ulje të vëllimit. Prandaj, bazuar në parimin e Le Chatelier, reagimi duhet të kryhet në temperaturat më të ulëta të mundshme dhe në presione të larta - atëherë ekuilibri do të zhvendoset në të djathtë. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperatura të ulëta është e papërfillshme, dhe në temperatura të larta shpejtësia e reagimit të kundërt rritet. Përdorimi i një katalizatori (hekuri poroz me papastërti dhe) bëri të mundur përshpejtimin e arritjes së një gjendje ekuilibri. Interesante, kur kërkohej një katalizator për këtë rol, u provuan më shumë se 20 mijë substanca të ndryshme. Duke marrë parasysh të gjithë faktorët e mësipërm, procesi i prodhimit të amoniakut kryhet në këto kushte: temperaturë 500 °C, presion 350 atmosfera, katalizator. Në kushte industriale, përdoret parimi i qarkullimit - amoniaku hiqet me ftohje, dhe azoti dhe hidrogjeni i pareaguar kthehen në kolonën e sintezës. Kjo rezulton të jetë më ekonomike sesa të arrihet një rendiment më i lartë i reagimit duke rritur presionin. Për të marrë amoniak në laborator, përdoret veprimi i alkaleve të forta në kripërat e amonit: Zakonisht, në një metodë laboratorike, ajo merret duke ngrohur butësisht një përzierje të klorurit të amonit dhe gëlqeres së shuar. Për të tharë amoniakun, kalohet përmes një përzierje gëlqereje dhe sode kaustike. Tema: Amoniaku. Vetite fizike dhe kimike. Marrja dhe aplikimi. Objektivat e mësimit: të njohë strukturën e molekulës së amoniakut, vetitë fizike dhe kimike, fushat e aplikimit; të jetë në gjendje të vërtetojë vetitë kimike të amoniakut: shkruani ekuacionet për reaksionet e amoniakut me oksigjenin, ujin, acidet dhe shqyrtojini ato nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik dhe proceseve redoks. Gjatë orëve të mësimit 1. Momenti organizativ i orës së mësimit. 2. Studimi i materialit të ri. Amoniak - NH 3 Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i tij tingëllon si "amoniak") ia detyron emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në udhëkryqin e rrugëve të karvanëve. Në klimat e nxehta, ure (NH 2 ) 2 CO që përmbahet në produktet e mbeturinave shtazore dekompozohet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku mori emrin e tij nga fjala e lashtë egjiptiane amonian. Ky ishte emri i njerëzve që adhuronin perëndinë Amon. Gjatë ceremonive të tyre rituale ata nuhatën amoniak NH 4 Cl, i cili kur nxehet avullon amoniakun. 1. Struktura e molekulës Molekula e amoniakut ka formën e një piramide trigonale me një atom azoti në majë. Tre elektrone p të paçiftuara të atomit të azotit marrin pjesë në formimin e lidhjeve kovalente polare me 1s-elektronet e tre atomeve të hidrogjenit (lidhjet N-H), çifti i katërt i elektroneve të jashtme është i vetëm, mund të formojë një lidhje dhuruese-pranuese me një jon hidrogjeni, duke formuar një jon amoniumi NH 4 + . 2. Vetitë fizike të amoniakut Në kushte normale, është një gaz i pangjyrë me një erë të mprehtë karakteristike (erë amoniaku), pothuajse dy herë më i lehtë se ajri dhe helmues. Sipas efektit fiziologjik në organizëm, i përket grupit të substancave me efekt asfiksues dhe neurotropik, të cilat, nëse thithen, mund të shkaktojnë edemë pulmonare toksike dhe dëmtime të rënda të sistemit nervor. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorbtive. Avujt e amoniakut irritojnë fort mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Kjo është ajo që ne e perceptojmë si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të tepruar, dhimbje sysh, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, sulme të kollitjes, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Tretshmëria NH 3 në ujë është jashtëzakonisht i madh - rreth 1200 vëllime (në 0 °C) ose 700 vëllime (në 20 °C) në një vëllim uji. 3. Prodhimi i amoniakut Në laborator Në industri Për të marrë amoniak në laborator, përdoret veprimi i alkaleve të forta në kripërat e amonit: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O Kujdes! Hidroksidi i amonit është një bazë e paqëndrueshme, zbërthehet: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O Kur merrni amoniak, mbajeni tubin e marrësit me poshtë lart, pasi amoniaku është më i lehtë se ajri: Metoda industriale për prodhimin e amoniakut bazohet në ndërveprimin e drejtpërdrejtë të hidrogjenit dhe azotit: N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ Kushtet: katalizator - hekur poroz temperatura – 450 – 500 ˚С presioni – 25 – 30 MPa Ky është i ashtuquajturi proces Haber (një fizikan gjerman që zhvilloi themelet fiziko-kimike të metodës). 4. Vetitë kimike të amoniakut Amoniaku karakterizohet nga reagimet e mëposhtme: 1. me një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomit të azotit (reaksion oksidimi) 2. pa ndryshuar gjendjen e oksidimit të atomit të azotit (shtesë) Reaksionet që përfshijnë një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomit të azotit (reaksionet e oksidimit) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 – një agjent i fortë reduktues. me oksigjen 1. Djegia e amoniakut(kur nxehet) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Oksidimi katalitik i amoniakut (katalizator Pt – Rh, temperatura) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O me okside metali 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O me agjentë të fortë oksidues 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6 HCl (kur nxehet) amoniaku është një përbërje e dobët dhe dekompozohet kur nxehet 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 Reaksionet pa ndryshuar gjendjen e oksidimit të atomit të azotit (shtimi - Formimi i jonit të amonit NH 4 + secila mekanizmi dhurues-pranues) 5. Aplikimi i amoniakut Për sa i përket vëllimeve të prodhimit, amoniaku zë një nga vendet e para; Çdo vit në mbarë botën prodhohen rreth 100 milionë tonë të këtij kompleksi. Amoniaku është i disponueshëm në formë të lëngshme ose si tretësirë ​​ujore - ujë amoniak, i cili zakonisht përmban 25% NH 3 . Sasi të mëdha amoniaku përdoren më pas për të prodhuar acid nitrik, i cili përdoret për të prodhuar plehra dhe shumë produkte të tjera. Uji me amoniak përdoret gjithashtu drejtpërdrejt si pleh, dhe nganjëherë fushat ujiten direkt nga rezervuarët me amoniak të lëngshëm. Nga amoniaku fitohen kripëra të ndryshme të amonit, ure dhe metenaminë. Përdoret gjithashtu si një ftohës i lirë në njësitë ftohëse industriale. Amoniaku përdoret gjithashtu për të prodhuar fibra sintetike, të tilla si najloni dhe najloni. Në industrinë e lehtë përdoret në pastrimin dhe ngjyrosjen e pambukut, leshit dhe mëndafshit. Në industrinë petrokimike, amoniaku përdoret për të neutralizuar mbetjet acidike, dhe në industrinë e gomës natyrale, amoniaku ndihmon në ruajtjen e lateksit ndërsa udhëton nga plantacioni në fabrikë. Amoniaku përdoret gjithashtu në prodhimin e sodës duke përdorur metodën Solvay. Në industrinë e çelikut, amoniaku përdoret për nitridimin - ngopjen e shtresave sipërfaqësore të çelikut me azot, gjë që rrit ndjeshëm fortësinë e tij. Mjekët përdorin solucione ujore të amoniakut (amoniakut)në praktikën e përditshme: një shtupë pambuku e zhytur në amoniak e nxjerr një person nga gjendja e të fikëtit. Amoniaku në këtë dozë nuk është i rrezikshëm për njerëzit. 3. Konsolidimi i materialit të studiuar nr 1. Kryeni transformimet sipas skemës: a) Azot → Amoniak → Oksid nitrik (II) b) Nitrat amonit → Amoniak → Azot c) Amoniak → Klorur Amoniumi → Amoniak → Sulfat i Amonit Për ORR, përpiloni një e-balancë; për RIO, ekuacione të plota jonike. nr 2. Shkruani katër ekuacione për reaksionet kimike që prodhojnë amoniak. 4. Detyrë shtëpie F. 24, p.sh. 2.3; provë Amoniaku- NH3, nitrid hidrogjeni, në kushte normale - një gaz pa ngjyrë me një erë të mprehtë karakteristike (erë amoniaku) Ky është i ashtuquajturi proces Haber (një fizikan gjerman që zhvilloi themelet fiziko-kimike të metodës). Reagimi ndodh me lëshimin e nxehtësisë dhe një ulje të vëllimit. Prandaj, bazuar në parimin e Le Chatelier, reagimi duhet të kryhet në temperaturat më të ulëta të mundshme dhe në presione të larta - atëherë ekuilibri do të zhvendoset në të djathtë. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperatura të ulëta është e papërfillshme, dhe në temperatura të larta shpejtësia e reagimit të kundërt rritet. Kryerja e reaksionit në presione shumë të larta kërkon krijimin e pajisjeve speciale që mund të përballojnë presionin e lartë, e për rrjedhojë edhe investime të mëdha kapitale. Përveç kësaj, ekuilibri i reaksionit, edhe në 700 °C, vendoset shumë ngadalë për përdorimin e tij praktik. Përdorimi i një katalizatori (hekuri poroz me papastërti Al2O3 dhe K2O) bëri të mundur përshpejtimin e arritjes së një gjendje ekuilibri. Interesante, kur kërkohej një katalizator për këtë rol, u provuan më shumë se 20 mijë substanca të ndryshme. Duke marrë parasysh të gjithë faktorët e mësipërm, procesi i prodhimit të amoniakut kryhet në këto kushte: temperaturë 500 °C, presion 350 atmosfera, katalizator. Rendimenti i amoniakut në kushte të tilla është rreth 30%. Në kushte industriale, përdoret parimi i qarkullimit - amoniaku hiqet me ftohje, dhe azoti dhe hidrogjeni i pareaguar kthehen në kolonën e sintezës. Kjo rezulton të jetë më ekonomike sesa të arrihet një rendiment më i lartë i reagimit duke rritur presionin. Për të marrë amoniak në laborator përdoret veprimi i alkaleve të forta mbi kripërat e amonit. Në mënyrë tipike, amoniaku merret në një metodë laboratorike duke ngrohur butësisht një përzierje të klorurit të amonit dhe gëlqeres së shuar. Për të tharë amoniakun, kalohet përmes një përzierje gëlqereje dhe sode kaustike. Amoniaku shumë i thatë mund të merret duke tretur metalin e natriumit në të dhe më pas duke e distiluar atë. Kjo bëhet më së miri në një sistem të bërë prej metali nën vakum. Sistemi duhet të përballojë presionin e lartë (në temperaturën e dhomës, presioni i avullit të amoniakut të ngopur është rreth 10 atmosfera). Në industri, amoniaku thahet në kolona thithëse. Normat e konsumit për ton amoniak Për të prodhuar një ton amoniak në Rusi, konsumohet mesatarisht 1200 nm³ gaz natyror, në Evropë - 900 nm³. Amoniaku në mjekësi Për pickimin e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. Një zgjidhje ujore 10% e amoniakut njihet si amoniak. Efektet anësore të mundshme: me ekspozim të zgjatur (përdorim inhalues), amoniaku mund të shkaktojë një ndërprerje refleksive të frymëmarrjes. Përdorimi lokal është kundërindikuar për dermatit, ekzemë, sëmundje të tjera të lëkurës, si dhe për dëmtime të hapura traumatike të lëkurës. Në rast të dëmtimit aksidental të mukozës së syrit, shpëlajeni me ujë (15 minuta çdo 10 minuta) ose me tretësirë ​​të acidit borik 5%. Vajrat dhe pomadat nuk përdoren. Nëse hunda dhe fyti janë prekur, përdorni një zgjidhje 0.5% të acidit citrik ose lëngjeve natyrale. Nëse merret nga goja, pini ujë, lëng frutash, qumësht, mundësisht një tretësirë ​​0,5% të acidit citrik ose një zgjidhje 1% të acidit acetik derisa përmbajtja e stomakut të neutralizohet plotësisht. Ndërveprimi me barna të tjera është i panjohur. Fakte interesante Avujt nga amoniaku mund të ndryshojnë ngjyrën e luleve. Për shembull, petalet blu dhe blu bëhen jeshile, petalet e kuqe të ndezura bëhen të zeza.
Kr. pika	132,25 °C
Entalpia e formimit	-45,94 kJ/mol
Presioni i avullit	8,5 ± 0,1 atm
Vetitë kimike
pKa	9.21
Tretshmëria në ujë	89.9 (në 0 °C)
Klasifikimi
Reg. Numri CAS
PubChem
Reg. Numri EINECS	231-635-3
BUZËQESHJE
InChI
RTECS	BO0875000
ChEBI
Numri i OKB-së	1005
ChemSpider
Të dhënat janë dhënë për kushtet standarde (25 °C, 100 kPa), përveç nëse përcaktohet ndryshe.

Përdorimi i një katalizatori (hekuri poroz me papastërti Al 2 O 3 dhe K 2 O) bëri të mundur përshpejtimin e arritjes së një gjendje ekuilibri. Interesante, kur kërkohej një katalizator për këtë rol, u provuan më shumë se 20 mijë substanca të ndryshme.

Duke marrë parasysh të gjithë faktorët e mësipërm, procesi i prodhimit të amoniakut kryhet në këto kushte: temperaturë 500 °C, presion 350 atmosfera, katalizator. Rendimenti i amoniakut në kushte të tilla është rreth 30%. Në kushte industriale, përdoret parimi i qarkullimit - amoniaku hiqet me ftohje, dhe azoti dhe hidrogjeni i pareaguar kthehen në kolonën e sintezës. Kjo rezulton të jetë më ekonomike sesa të arrihet një rendiment më i lartë i reagimit duke rritur presionin.

Për të marrë amoniak në laborator, përdoret veprimi i alkaleve të forta në kripërat e amonit:

Në mënyrë tipike, amoniaku merret në një metodë laboratorike duke ngrohur butësisht një përzierje të klorurit të amonit dhe gëlqeres së shuar.

Për të tharë amoniakun, kalohet përmes një përzierje gëlqereje dhe sode kaustike.

Amoniaku shumë i thatë mund të merret duke tretur metalin e natriumit në të dhe më pas duke e distiluar atë. Kjo bëhet më së miri në një sistem të bërë prej metali nën vakum. Sistemi duhet të përballojë presionin e lartë (në temperaturën e dhomës, presioni i avullit të amoniakut të ngopur është rreth 10 atmosfera). Në industri, amoniaku thahet në kolona thithëse.

Normat e konsumit për ton amoniak

Për të prodhuar një ton amoniak në Rusi, konsumohet mesatarisht 1200 nm³ gaz natyror, në Evropë - 900 nm³.

Grodno Azot bjellorusi konsumon 1200 nm³ gaz natyror për ton amoniak; pas modernizimit, konsumi pritet të ulet në 876 nm³.

Prodhuesit ukrainas konsumojnë nga 750 nm³ deri në 1170 nm³ gaz natyror për ton amoniak.

Teknologjia UHDE pretendon konsumin prej 6,7 - 7,4 Gcal të burimeve të energjisë për ton amoniak.

Amoniaku në mjekësi

Për pickimin e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. Zgjidhja ujore e amoniakut 10% njihet si

Hidrogjeni, në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë me një erë të mprehtë karakteristike (erë amoniaku)

• Halogjenet (klor, jod) formojnë eksplozivë të rrezikshëm me amoniak - halogjene të azotit (klorur azoti, jodur azoti).

• Amoniaku reagon me alkanet e halogjenizuara përmes shtimit nukleofilik, duke formuar një jon amoniumi të zëvendësuar (metodë për prodhimin e amineve):

• Ai prodhon amide me acide karboksilike, anhidride të tyre, halogjene acide, estere dhe derivate të tjerë. Me aldehidet dhe ketonet - bazat Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminet përkatëse (aminimi reduktiv).

• Në 1000 °C, amoniaku reagon me qymyrin, duke formuar acidin hidrocianik HCN dhe duke u dekompozuar pjesërisht në azot dhe hidrogjen. Ai gjithashtu mund të reagojë me metanin, duke formuar të njëjtin acid hidrocianik:

Historia e emrit

Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i tij tingëllon si "amoniak") ia detyron emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në udhëkryqin e rrugëve të karvanëve. Në klimat e nxehta, ureja (NH 2) 2 CO, e përmbajtur në produktet e mbeturinave shtazore, dekompozohet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku mori emrin e tij nga fjala e lashtë egjiptiane Amonian. Ky ishte emri i njerëzve që adhuronin perëndinë Amun. Gjatë ritualeve të tyre, ata nuhatën amoniak NH 4 Cl, i cili, kur nxehet, avullon amoniakun.

Amoniak i lëngshëm

Amoniaku i lëngshëm, megjithëse në një masë të vogël, shpërndahet në jone (autoprotolizë), gjë që tregon ngjashmërinë e tij me ujin:

Konstanta e vetëjonizimit të amoniakut të lëngshëm në -50 °C është afërsisht 10 −33 (mol/l)².

Amidet metalike që rezultojnë nga reaksioni me amoniakun përmbajnë një jon negativ NH 2 -, i cili gjithashtu formohet gjatë vetëjonizimit të amoniakut. Kështu, amidet metalike janë analoge të hidroksideve. Shpejtësia e reagimit rritet kur kalon nga Li në Cs. Reagimi përshpejtohet ndjeshëm në prani të papastërtive edhe të vogla të H 2 O.

Tretësirat metal-amoniak kanë përçueshmëri elektrike metalike; në to, atomet e metaleve dekompozohen në jone pozitive dhe elektrone të tretura të rrethuara nga molekula NH 3. Tretësirat metal-amoniak, të cilat përmbajnë elektrone të lira, janë agjentët reduktues më të fortë.

Kompleksimi

Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat NH 3 mund të hyjnë në komponime komplekse si ligandë. Kështu, futja e amoniakut të tepërt në tretësirat e kripërave të d-metaleve çon në formimin e amino komplekseve të tyre:

Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim në ngjyrën e tretësirës. Pra, në reagimin e parë, ngjyra blu (CuSO 4) kthehet në blu të errët (ngjyra e kompleksit), dhe në reagimin e dytë ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni(NO 3) 2) në blu-vjollcë. Komplekset më të forta me NH 3 formohen nga kromi dhe kobalti në gjendje oksidimi +3.

Roli biologjik

Amoniaku është produkti përfundimtar i metabolizmit të azotit në trupin e njerëzve dhe kafshëve. Formohet gjatë metabolizmit të proteinave, aminoacideve dhe komponimeve të tjera azotike. Është shumë toksik për trupin, kështu që shumica e amoniakut gjatë ciklit të ornitinës shndërrohet nga mëlçia në një përbërje më të padëmshme dhe më pak toksike - karbamid (ure). Më pas ureja ekskretohet nga veshkat dhe një pjesë e uresë mund të shndërrohet nga mëlçia ose veshkat në amoniak.

Amoniaku mund të përdoret gjithashtu nga mëlçia për procesin e kundërt - risintezën e aminoacideve nga amoniaku dhe keto analoge të aminoacideve. Ky proces quhet "aminim reduktues". Kështu, acidi aspartik fitohet nga acidi oksaloacetik, acidi glutamik nga acidi α-ketoglutarik etj.

Veprim fiziologjik

Sipas efektit fiziologjik në organizëm, i përket grupit të substancave me efekt asfiksues dhe neurotropik, të cilat, nëse thithen, mund të shkaktojnë edemë pulmonare toksike dhe dëmtime të rënda të sistemit nervor. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorbtive.

Avujt e amoniakut irritojnë fort mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Kjo është ajo që një person e percepton si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të tepruar, dhimbje sysh, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, sulme të kollitjes, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Kur amoniaku i lëngshëm dhe tretësirat e tij bien në kontakt me lëkurën, shfaqet një ndjesi djegieje dhe është e mundur një djegie kimike me flluska dhe ulçera. Përveç kësaj, amoniaku i lëngshëm thith nxehtësinë kur avullohet, dhe kur bie në kontakt me lëkurën, ndodh ngrirja e shkallëve të ndryshme. Era e amoniakut ndihet në një përqendrim prej 37 mg/m³.

Aplikacion

Amoniaku është një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike, prodhimi vjetor i tij global arrin në 150 milionë tonë. Përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave azotike (nitrat amonit dhe sulfat, ure), eksplozivëve dhe polimereve, acidit nitrik, sodës (duke përdorur metodën e amoniakut) dhe produkteve të tjera të industrisë kimike. Amoniaku i lëngshëm përdoret si tretës.

Normat e konsumit për ton amoniak

Për të prodhuar një ton amoniak në Rusi, konsumohet mesatarisht 1200 nm³ gaz natyror, në Evropë - 900 nm³.

Grodno Azot bjellorusi konsumon 1200 nm³ gaz natyror për ton amoniak; pas modernizimit, konsumi pritet të ulet në 876 nm³.

Prodhuesit ukrainas konsumojnë nga 750 nm³ deri në 1170 nm³ gaz natyror për ton amoniak.

Teknologjia UHDE pretendon konsumin prej 6,7 - 7,4 Gcal të burimeve të energjisë për ton amoniak.

Amoniaku në mjekësi

Për pickimin e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. Një zgjidhje ujore 10% e amoniakut njihet si amoniak.

Efektet anësore të mundshme: me ekspozim të zgjatur (përdorim inhalues), amoniaku mund të shkaktojë një ndërprerje refleksive të frymëmarrjes.

Përdorimi lokal është kundërindikuar për dermatit, ekzemë, sëmundje të tjera të lëkurës, si dhe për dëmtime të hapura traumatike të lëkurës.

Në rast të dëmtimit aksidental të mukozës së syrit, shpëlajeni me ujë (15 minuta çdo 10 minuta) ose me tretësirë ​​të acidit borik 5%. Vajrat dhe pomadat nuk përdoren. Nëse hunda dhe fyti janë prekur, përdorni një zgjidhje 0.5% të acidit citrik ose lëngjeve natyrale. Nëse merret nga goja, pini ujë, lëng frutash, qumësht, mundësisht një tretësirë ​​0,5% të acidit citrik ose një zgjidhje 1% të acidit acetik derisa përmbajtja e stomakut të neutralizohet plotësisht.

Ndërveprimi me barna të tjera është i panjohur.

Prodhuesit e amoniakut

Prodhuesit e amoniakut në Rusi

Rusia përbën rreth 9% të prodhimit global të amoniakut. Rusia është një nga eksportuesit më të mëdhenj në botë të amoniakut. Rreth 25% e prodhimit total të amoniakut eksportohet, që është rreth 16% e eksporteve botërore.

Prodhuesit e amoniakut në Ukrainë

• Retë e Jupiterit janë bërë nga amoniaku.

Shiko gjithashtu

Shënime

Lidhjet

• //
• // Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - Shën Petersburg. , 1890-1907.
• // Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - Shën Petersburg. , 1890-1907.
• // Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - Shën Petersburg. , 1890-1907.

Letërsia

• Akhmetov N. S. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. - M.: Shkolla e Lartë, 2001.