UlazAmonijak na sobnoj temperaturi reaguje sa. Šta je amonijak? Formula i svojstva amonijaka
Hemijska svojstva
Zbog prisustva usamljenog elektronskog para, amonijak djeluje kao agens za stvaranje kompleksa u mnogim reakcijama. Dodaje proton da bi se formirao amonijum jon.
Vodeni rastvor amonijaka („amonijak“) ima blago alkalno okruženje zbog procesa:
O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16)
U interakciji s kiselinama, daje odgovarajuće amonijeve soli:
2(O) + > (+ O. (17)
Amonijak je također vrlo slaba kiselina i sposoban je stvarati soli s metalima - amide.
Kada se zagrije, amonijak pokazuje redukcijska svojstva. Dakle, gori u atmosferi kiseonika, stvarajući vodu i dušik. Oksidacijom amonijaka zrakom na platinskom katalizatoru nastaju dušikovi oksidi, koji se industrijski koriste za proizvodnju dušične kiseline:
4 + 54NO + 6O. (18)
Upotreba amonijaka Cl za čišćenje metalne površine od oksida tijekom lemljenja temelji se na njegovoj redukcijskoj sposobnosti:
3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19)
Sa haloalkanima, amonijak reaguje nukleofilnom dodatkom, formirajući supstituisani amonijum jon (metoda za proizvodnju amina):
Cl > (metil amonijum hidrohlorid). (20)
Proizvodi amide s karboksilnim kiselinama, njihove anhidride, kiselinske halogenide, estre i druge derivate. Sa aldehidima i ketonima - Schiffove baze, koje se mogu reducirati na odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).
Na 1000 °C, amonijak reaguje sa ugljem, formirajući cijanovodičnu kiselinu HCN i delimično se razlaže na azot i vodonik. Takođe može da reaguje sa metanom, formirajući istu cijanovodončnu kiselinu:
Tečni amonijak
Tečni amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione, što pokazuje njegovu sličnost s vodom:
Tečni amonijak je, kao i voda, jako jonizujuće otapalo u kojem se rastvaraju brojni aktivni metali: alkalni, zemnoalkalni, Mg, Al, kao i Eu i Yb. Rastvorljivost alkalnih metala u tečnosti je nekoliko desetina procenata. Neka intermetalna jedinjenja koja sadrže alkalne metale takođe se otapaju u tečnom amonijaku, na primer
Razrijeđene otopine metala u tekućem amonijaku su obojene Plava boja, koncentrirani rastvori imaju metalni sjaj i izgledaju kao bronza. Kada amonijak isparava, alkalni metali se oslobađaju u čistom obliku, a zemnoalkalni metali se oslobađaju u obliku kompleksa s amonijakom 2+ koji imaju metalnu provodljivost. Kada se lagano zagriju, ovi kompleksi se raspadaju u metal i.
Otopljen u metalu postepeno reaguje i formira amid:
Kompleksacija
Zbog svojih svojstava doniranja elektrona, molekuli mogu ući u kompleksna jedinjenja kao ligandi. Dakle, unošenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:
Kompleksacija je obično praćena promjenom boje otopine, pa u prvoj reakciji plava boja () prelazi u tamnoplavu, a u drugoj reakciji mijenja boju iz zelene (Ni() u plavoljubičastu. Najviše stabilni kompleksi sa hromom i kobaltom u oksidacionom stanju (+3).
Otopine amonijaka su prilično stabilne, s izuzetkom žuto-smeđeg kobalt (II) amonijaka, koji se postupno oksidira atmosferskim kisikom u trešnja-crveni kobalt (III) amonijak. U prisustvu oksidirajućih sredstava, ova reakcija se odvija trenutno.
Formiranje i uništavanje kompleksnog jona objašnjava se pomakom u ravnoteži njegove disocijacije. U skladu sa Le Chatelierovim principom, ravnoteža u rastvoru amonijačnog kompleksa srebra se pomera ka formiranju kompleksa (levo) sa povećanjem koncentracije i/ili. Kako se koncentracija ovih čestica u otopini smanjuje, ravnoteža se pomiče udesno i kompleksni ion se uništava. Ovo može biti zbog vezivanja centralnog jona ili liganada u neka jedinjenja koja su jača od kompleksa. Na primjer, kada se otopini doda dušična kiselina, kompleks se uništava zbog stvaranja iona u kojima je amonijak čvršće vezan za vodikov ion:
Proizvodnja amonijaka
Industrijska metoda za proizvodnju amonijaka temelji se na direktnoj interakciji vodika i dušika:
Ovo je takozvani Garberov proces. Reakcija se događa oslobađanjem topline i smanjenjem volumena. Stoga, na osnovu Le Chatelierovog principa, reakciju treba izvesti koliko god je to moguće niske temperature i na visoki pritisci- tada će se ravnoteža pomjeriti udesno. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je zanemarljiva, a na visokim temperaturama brzina reverzne reakcije raste. Upotreba katalizatora (porozno željezo sa nečistoćama i) omogućila je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je prilikom traženja katalizatora za ovu ulogu isprobano više od 20 hiljada različitih supstanci.
Uzimajući u obzir sve navedene faktore, proces proizvodnje amonijaka odvija se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 °C, pritisak 350 atmosfera, katalizator. U industrijskim uslovima koristi se princip cirkulacije - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagirani azot i vodonik se vraćaju u kolonu za sintezu. Ispostavilo se da je ovo ekonomičnije od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem pritiska.
Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:
Obično se laboratorijskom metodom dobiva blagim zagrijavanjem mješavine amonijum hlorida i gašenog vapna.
Za sušenje amonijaka, propušta se kroz mješavinu vapna i kaustične sode.
AMONIJAK, NH 3 molarna težina 17.03. Na sobnoj temperaturi, bezbojni gas koji iritira sluzokožu. Amonijak se lako kondenzuje u tečnost koja ključa na -33°,4 i kristališe na -77°,3. Čisti suvi amonijak je slaba kiselina, što je jasno iz mogućnosti zamjene vodika natrijumom i stvaranja natrijum amida NH 2 Na kada se Na zagrije u struji amonijaka. Međutim, amonijak izuzetno lako dodaje vodu i formira alkaliju NH 4 OH, kaustični amonijum; naziva se otopina amonijum hidroksida u vodi amonijak.
Prisustvo amonijaka koji izlazi iz amonijum hidroksida usled razgradnje
NH 4 OH NH3+ HOH
otvara se kada lakmus papir postane plav. Amonijak se lako spaja sa kiselinama, formirajući NH 4 soli, na primjer, NH 3 + HCl = NH 4 Cl, što je uočljivo ako se pare amonijaka (iz amonijaka) i HCl pare sretnu u zraku: bijeli oblak amonijaka NH 4 Cl odmah forme. Amonijak se obično koristi u obliku amonijaka (D=0,91, oko 25% NH 3) i tzv. " ledeno hladan amonijak(D= 0,882, sa 35% NH 3).
Jačinu amonijaka najlakše je odrediti njegovom gustinom, čije su vrijednosti date u sljedećoj tabeli:
Pritisak pare vodenih rastvora amonijaka se sastoji od parcijalnih elastičnosti amonijaka i vode datih u tabeli:
Jasno je da je pritisak pare amonijaka kao supstance koja ključa na temperaturi znatno nižoj od tačke ključanja vode >> parcijalni pritisak pare vode nad amonijakom. Rastvorljivost NH 3 u vodi je veoma visoka.
Hlapljivo karakteristično vodonično jedinjenje dušika je amonijak. Po značaju u neorganskoj hemijskoj industriji i neorganskoj hemiji, amonijak je najvažnije vodonično jedinjenje azota. Po svojoj hemijskoj prirodi je vodonik nitrid H 3 N. hemijska struktura amoniasp 3 -hibridne orbitale atoma dušika formiraju tri σ veze sa tri atoma vodika, koje zauzimaju tri vrha blago iskrivljenog tetraedra.
Četvrti vrh tetraedra zauzima usamljeni elektronski par azota, koji obezbeđuje hemijsku nezasićenost i reaktivnost molekula amonijaka, kao i velika količina električni moment dipola.
U normalnim uslovima, amonijak je bezbojni gas oštrog mirisa. Toksičan je: iritira sluzokožu, a akutno trovanje uzrokuje oštećenje oka i upalu pluća. Zbog polariteta molekula i prilično visoke dielektrične konstante, tečni amonijak je dobro otapalo. Alkalni i zemnoalkalni metali, sumpor, fosfor, jod i mnoge soli i kiseline dobro se otapaju u tečnom amonijaku. Amonijak je rastvorljiviji u vodi nego bilo koji drugi gas. Ova otopina se zove amonijačna voda ili amonijak. Odlična rastvorljivost amonijaka u vodi je posledica formiranja međumolekularnih vodoničnih veza.
Amonijak ima glavna svojstva:
Reakcija amonijaka sa vodom:
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Interakcija sa vodonik halogenidima:
NH 3 +HCl ⇄NH 4 Cl
Interakcija s kiselinama (kao rezultat toga nastaju srednje i kisele soli):
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 amonijum fosfat
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 amonijum hidrogen fosfat
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4)H 2 PO 4 amonijum dihidrogen fosfat
Amonijak reaguje sa solima nekih metala i formira kompleksna jedinjenja - amonijak:
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 tetraamin bakar sulfat (II)
AgCl+ 2NH 3 → Cl srebrni diamin hlorid (I)
Sve gore navedene reakcije su reakcije adicije.
Redox svojstva:
U molekuli amonijaka NH 3, dušik ima oksidacijsko stanje -3, tako da u redoks reakcijama može donirati samo elektrone i samo je redukcijski agens.
Amonijak reducira neke metale iz njihovih oksida:
2NH 3 + 3CuO → N 2 +3Cu +3H 2 O
Amonijak se u prisustvu katalizatora oksidira u dušikov monoksid NO:
4NH 3 + 5O 2 → 4NO+ 6H 2 O
Amonijak se oksidira kisikom bez katalizatora u dušik:
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O
21. Vodonička jedinjenja halogena. 22. Halovodične kiseline.
Vodonik-halogenidi su bezbojni gasovi oštrog mirisa i lako su rastvorljivi u vodi Vodonik-fluorid se meša sa vodom u bilo kom odnosu. Visoka rastvorljivost ovih jedinjenja u vodi omogućava dobijanje koncentrisanih rastvora.
Kada se rastvore u vodi, halogenidi vodonika disociraju kao kiseline. HF spada u slabo disocirana jedinjenja, što se objašnjava posebnom snagom veze. Preostale otopine halogenovodonika klasificiraju se kao jake kiseline. HF - fluorovodonična kiselina HCl - hlorovodonična kiselina HBr - bromovodonična kiselina HI - jodovodonična kiselina
Jačina kiselina u seriji HF - HCl - HBr - HI raste, što se objašnjava smanjenjem energije vezivanja u istom smjeru i povećanjem međunuklearne udaljenosti. HI je najjača kiselina među halogenovodončnim kiselinama.
Polarizabilnost se povećava zbog činjenice da voda više polarizuje vezu čija je dužina veća. Soli halogenovodoničnih kiselina imaju sljedeće nazive: fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi.
Hemijska svojstva halogenovodoničnih kiselina
U svom suvom obliku, halogenidi vodonika nemaju uticaja na većinu metala.
1. Vodeni rastvori halogenovodonika imaju svojstva kiselina bez kiseonika. Snažno komuniciraju sa mnogim metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; ne utiču na metale koji su u elektrohemijskom naponskom nizu metala posle vodonika. U interakciji s nekim solima i plinovima.
Fluorovodonična kiselina uništava staklo i silikate:
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
Stoga se ne može čuvati u staklenim posudama.
2. U redoks reakcijama, halogenovodonične kiseline se ponašaju kao redukcioni agensi, a redukciona aktivnost u nizu Cl-, Br-, I- se povećava.
Potvrda
Vodonik fluorid nastaje djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na fluoridu:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Hlorovodonik nastaje direktnom reakcijom vodonika sa hlorom:
Ovo je sintetički način proizvodnje.
Sulfatna metoda temelji se na reakciji koncentrirane sumporne kiseline sa NaCl.
Uz lagano zagrijavanje, reakcija se nastavlja sa stvaranjem HCl i NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
Na višoj temperaturi dolazi do druge faze reakcije:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Ali nemoguće je dobiti HBr i HI na sličan način, jer njihova jedinjenja s metalima pri interakciji sa koncentriranom sumpornom kiselinom oksidiraju, jer I- i Br- su jaki redukcioni agensi.
2NaBr-1+2H2S+6O4(k)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O
Hidrolizom PBr3 i PI3 dobijaju se bromovodonik i jodid vodonik: PBr3+3H2O=3HBr+H3PO3 PI3+3H2O=3HI+H3PO3
AMONIJAK. Hemijska formula NH3.
fizika Hemijska svojstva. Amonijak je bezbojni gas oštrog mirisa amonijaka, 1,7 puta lakši od vazduha, rastvorljiv u vodi. Njegova rastvorljivost u vodi je veća od rastvorljivosti svih drugih gasova: na 20°C, 700 zapremina amonijaka se rastvori u jednoj zapremini vode.
Tačka ključanja tečnog amonijaka je 33,35°C, pa je čak i zimi amonijak u gasovitom stanju. Na temperaturi od minus 77,7°C amonijak se stvrdne.
Kada se pusti u atmosferu iz tečnog stanja, dimi se. Oblak amonijaka širi se u gornje slojeve atmosfere.
Nestabilan AHOV. Štetno djelovanje u atmosferi i na površini objekata traje jedan sat.
Opasnost od požara i eksplozije. Zapaljivi gas. Gori u prisustvu stalnog izvora vatre (u slučaju požara). Kada sagorijeva, oslobađa dušik i vodenu paru. Gasovita mješavina amonijaka sa zrakom (u koncentracijama u rasponu od 15 do 28% volumena) je eksplozivna. Temperatura samozapaljenja 650°C
Uticaj na organizam. By fiziološki efekat na organizam spada u grupu supstanci sa zadušljivim i neurotropnim dejstvom, sposobnih da izazovu toksični plućni edem i teška oštećenja ako se udiše nervni sistem. Amonijak ima lokalno i resorptivno djelovanje. Pare amonijaka snažno iritiraju sluzokožu očiju i disajnih organa, kao i kožu. To uzrokuje pretjerano suzenje, bol u očima, hemijska opekotina konjunktiva i rožnjača, gubitak vida, kašalj, crvenilo i svrab kože. Kada tečni amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se osjećaj peckanja, a moguća je i kemijska opekotina s mjehurićima i ulceracijama. Osim toga, tečni amonijak se hladi kako isparava, a kada dođe u dodir sa kožom dolazi do promrzlina različitog stepena. Miris amonijaka se osjeća u koncentraciji od 37 mg/m 3 . Maksimalna dozvoljena koncentracija u vazduhu radnog prostora proizvodnih prostorija iznosi 20 mg/m3. Stoga, ako osjetite miris amonijaka, onda je rad bez zaštitne opreme već opasan. Iritacija ždrijela se javlja kada je sadržaj amonijaka u zraku 280 mg/m 3, očiju - 490 mg/m 3. Kada je izložen vrlo visokim koncentracijama, amonijak uzrokuje oštećenje kože: 7–14 g/m3 - eritematozni, 21 g/m3 ili više - bulozni dermatitis. Toksični plućni edem nastaje kada se izloži amonijaku u trajanju od sat vremena u koncentraciji od 1,5 g/m3. Kratkotrajna izloženost amonijaku u koncentraciji od 3,5 g/m 3 ili više brzo dovodi do razvoja općih toksičnih učinaka. Maksimalna dozvoljena koncentracija amonijaka u atmosferski vazduh naselja jednako: prosječno dnevno 0,04 mg/m3; maksimalna pojedinačna doza 0,2 mg/m3.
Znakovi oštećenja amonijakom: obilno suzenje, bol u očima, gubitak vida, paroksizmalni kašalj; u slučaju oštećenja kože, hemijska opekotina 1. ili 2. stepena.
Upotreba. Amonijak se koristi u proizvodnji dušične i cijanovodonične kiseline, uree, sode, soli koje sadrže dušik, gnojiva, kao i u bojanju tkanina i posrebrenju ogledala; kao rashladno sredstvo u frižiderima; 10% vodeni rastvor amonijaka poznat je kao amonijak; 18-20% rastvor amonijaka naziva se amonijačna voda i koristi se kao đubrivo.
Amonijak se transportuje i često skladišti u tečnom stanju pod pritiskom sopstvenih para (6–18 kgf/cm2), a može se skladištiti iu izotermnim rezervoarima pod pritiskom blizu atmosferski pritisak. Kada se ispusti u atmosferu, dimi se i brzo ga upija vlaga.
Ponašanje u atmosferi. Kada se pare ispuštaju u zrak, vrlo brzo se formira primarni oblak s visokom koncentracijom amonijaka. Formira se vrlo brzo (u roku od 1-3 minute). Za to vrijeme 18-20% tvari prelazi u atmosferu.
Sekundarni oblak nastaje kada amonijak ispari iz područja izlijevanja. Karakterizira ga činjenica da je koncentracija njegovih para 2-3 reda veličine niža nego u primarnom oblaku. Međutim, njihovo trajanje djelovanja i dubina distribucije su mnogo veće. U takvim slučajevima, vanjska granica zone infekcije uzima se kao linija koja označava prosječni prag toksodoze - 15 (mg min)/l. Trajanje sekundarnog oblaka određeno je vremenom isparavanja prosute tvari, koje zauzvrat ovisi o tački ključanja i isparljivosti tvari, temperaturi okruženje, brzinu vjetra i prirodu izlijevanja (slobodno ili u posudu).
Amonijak je gotovo 2 puta lakši od zraka, a to značajno utječe na dubinu njegove distribucije. Tako će, u poređenju sa hlorom, dubina distribucije primarnih i sekundarnih oblaka, kao i površina zone kontaminacije, biti približno 25 puta manja.
Inficira vodene površine kada uđe u njih.
Jedna od najvažnijih hemikalija koje se koriste u različitim oblastima ljudska aktivnost je amonijak. Ova supstanca se godišnje proizvodi u ogromnim količinama - više od 100 miliona tona. Razmislite samo o ovom broju! Odmah se postavlja pitanje: "Zašto se proizvodi tolika količina amonijaka?" U ovom članku ćemo odgovoriti na ovo pitanje i otkriti razlog popularnosti amonijaka.
Svojstva amonijaka
Fizička i hemijska svojstva amonijaka određuju njegovu primjenu u različitim područjima. Amonijak je bezbojna gasovita supstanca vrlo oštrog i neprijatan miris. Supstanca je otrovna. Uz produženo izlaganje ljudsko tijelo može uzrokovati oticanje i oštećenje različitih organa.
Amonijak je slaba kiselina, reaguje sa kiselinama, vodom i može formirati soli sa metalima. U stanju je da uđe u razne hemijske reakcije sa drugima hemikalije. Na primjer, reakcija bezvodnog amonijaka sa azotne kiseline u praksi omogućava dobijanje amonijum nitrata koji se koristi za proizvodnju đubriva.
Amonijak je redukcijski agens. On je u stanju da obnovi različitih metala od njihovih oksida. Reakcija amonijaka s bakrenim oksidom omogućava dobivanje dušika.
Različite upotrebe amonijaka
Unatoč svojoj toksičnosti, amonijak se koristi u širokom spektru primjena. Najveći dio proizvedenog amonijaka koristi se za proizvodnju različitih proizvoda. hemijska industrija. Ovi proizvodi uključuju:
Amonijak i amonijum nitratna đubriva (amonijum i nitratni nitrat, amonijum sulfat, amonijum hlorid itd.). Takva su gnojiva pogodna za razne usjeve. Važno je znati da je primjena gnojiva u tlo regulirana zbog činjenice da tvari sadržane u njima mogu migrirati u zrelo povrće i voće.
Soda. Postoji metoda amonijaka za proizvodnju sode pepela. Amonijak se koristi za zasićenje salamure. Ova metoda se aktivno koristi za industrijsku proizvodnju sode.
Azotna kiselina. Za njegovu proizvodnju koristi se sintetički amonijak. On ovog trenutka industrijska proizvodnja Ova tvar se temelji na fenomenu katalize sintetičkog amonijaka.
Eksplozivi. Amonijum nitrat je neutralan prema mehaničkom naprezanju, ali pod nekim uslovima karakteriše ga visoka eksplozivna svojstva. Zbog toga se koristi za proizvodnju takvih tvari. Rezultat su amoniti - amonijačni eksplozivi.
Solvent. Amonijak, u tečnom obliku, može se koristiti kao rastvarač za različite organske i neorganske supstance.
Amonijak - rashladna jedinica. Amonijak se koristi u tehnologiji hlađenja kao rashladno sredstvo. Amonijak ne uzrokuje Efekat staklenika, ekološki je i jeftiniji od freona. Ovi faktori određuju upotrebu ove supstance kao rashladnog sredstva.
Amonijak. Koristi se u medicini i svakodnevnom životu. Ova tvar savršeno uklanja mrlje s odjeće različitog porijekla, a također neutralizira kiseline.
Upotreba amonijaka u medicini
Amonijak se široko koristi u medicini kao 10% rastvor amonijaka i naziva se amonijak. Kada se osoba onesvijesti, amonijak se koristi da ga oživi. Koristi se i kao emetik. Da biste to učinili, razrjeđuje se i uzima oralno u malim količinama. Ova metoda je posebno popularna kod trovanja alkoholom. Od amonijaka se prave losioni i tretiraju ubodi insekata. Hirurzi koriste amonijak razrijeđen u vodi za čišćenje ruku.
Važno je zapamtiti da je predoziranje amonijakom vrlo opasno. Moguća bol u različitim organima, njihovo oticanje pa čak smrt. Ovo se može izbjeći ako ovu supstancu koristite prema namjeni i s oprezom!