UlazJedinjenja amonijaka. Amonijak je opasan, ali važan gas
Predmet: Amonijak. Fizički i Hemijska svojstva. Prijem i prijava.
Ciljevi lekcije: poznaju strukturu molekula amonijaka, fizička i hemijska svojstva, područja primjene; biti u stanju dokazati kemijska svojstva amonijaka: zapisati jednadžbe za reakcije amonijaka sa kisikom, vodom, kiselinama i razmotriti ih sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije i redoks procesa.
Tokom nastave
1. Organiziranje vremena lekcija.
2. Proučavanje novog gradiva.
Amonijak – NH 3
Amonijak (na evropskim jezicima njegovo ime zvuči kao "amonijak") duguje svoje ime oazi Amon u sjevernoj Africi, koja se nalazi na raskršću karavanskih puteva. U vrućim klimama, urea (NH 2 ) 2 CO koji se nalazi u otpadnim proizvodima životinjskog podrijetla posebno se brzo razgrađuje. Jedan od proizvoda razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi amonijak. Ovo je ime dato ljudima koji su obožavali boga Amona. Tokom svojih ritualnih ceremonija njušili su amonijak NH 4 Cl, koji zagrevanjem isparava amonijak.
1. Struktura molekula
Molekula amonijaka ima oblik trigonalne piramide s atomom dušika na vrhu. Tri nesparena p-elektrona atoma dušika učestvuju u stvaranju polarnih kovalentnih veza sa 1s-elektronima tri atoma vodika (N-H veze), četvrti par vanjskih elektrona je usamljen, može formirati vezu donor-akceptor sa vodikov jon, formirajući amonijum ion NH 4 + .
2. Fizička svojstva amonijaka
At normalnim uslovima- bezbojni plin oštrog karakterističnog mirisa (miris amonijaka), skoro dvostruko lakši od zraka, otrovan. By fiziološki efekat na organizam spada u grupu supstanci sa zagušljivim i neurotropnim dejstvom koje, ako se udišu, mogu izazvati toksični plućni edem i teška oštećenja nervnog sistema. Amonijak ima lokalno i resorptivno djelovanje. Pare amonijaka snažno iritiraju sluzokožu očiju i disajnih organa, kao i kožu. To je ono što doživljavamo kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju pretjerano suzenje, bol u očima, hemijska opekotina konjunktiva i rožnjača, gubitak vida, kašalj, crvenilo i svrab kože. Rastvorljivost NH 3 u vodi je izuzetno velika - oko 1200 zapremina (na 0 °C) ili 700 zapremina (na 20 °C) po zapremini vode.
3. Proizvodnja amonijaka
U laboratoriji
U industriji
Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:
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
Pažnja! Amonijum hidroksid je nestabilna baza, raspada: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O
Prilikom primanja amonijaka, držite cijev prijemnika s donjom prema gore, jer je amonijak lakši od zraka:
Industrijska metoda Proizvodnja amonijaka temelji se na direktnoj interakciji vodika i dušika:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ
Uslovi:
katalizator – porozno gvožđe
temperatura – 450 – 500 ˚S
pritisak – 25 – 30 MPa
Ovo je takozvani Haberov proces (njemački fizičar koji je razvio fizičko-hemijske osnove metode).
4. Hemijska svojstva amonijaka
Amonijak karakteriziraju sljedeće reakcije:
1. s promjenom oksidacijskog stanja atoma dušika (oksidacijska reakcija)
2. bez promjene oksidacijskog stanja atoma dušika (adicija)
Reakcije koje uključuju promjenu oksidacijskog stanja atoma dušika (oksidacijske reakcije)
N -3 → N 0 → N +2
NH 3 – jak redukcioni agens.
sa kiseonikom
1. Sagorevanje amonijaka(kada se zagrije)
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0
2. Katalitička oksidacija amonijaka (katalizator Pt – Rh, temperatura)
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
sa metalnim oksidima
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O
sa jakim oksidantima
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (kada se zagrije)
amonijak je slabo jedinjenje i raspada se pri zagrijavanju
2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2
Reakcije bez promjene oksidacijskog stanja atoma dušika (adicija - Formiranje amonijum jona NH 4 + svaki mehanizam donor-akceptor)
5. Primjena amonijaka
Po obimu proizvodnje, amonijak zauzima jedno od prvih mjesta; Svake godine se u svijetu proizvede oko 100 miliona tona ovog spoja. Amonijak je dostupan u tečnom obliku ili kao vodeni rastvor - amonijačna voda, koja obično sadrži 25% NH 3 . Ogromne količine amonijaka se tada koriste za proizvodnju azotne kiseline, koji se koristi za proizvodnju gnojiva i mnogih drugih proizvoda. Amonijačna voda se takođe koristi direktno kao đubrivo, a ponekad se polja zalijevaju direktno iz rezervoara tečnim amonijakom. Iz amonijaka se dobijaju razne amonijeve soli, urea i metenamin. Također se koristi kao jeftino rashladno sredstvo u industrijskim rashladnim jedinicama.
Amonijak se također koristi za proizvodnju sintetičkih vlakana, kao što su najlon i najlon. U lakoj industriji koristi se za čišćenje i bojenje pamuka, vune i svile. U petrohemijskoj industriji amonijak se koristi za neutralizaciju kiselog otpada, au industriji prirodnog kaučuka amonijak pomaže u očuvanju lateksa dok putuje od plantaže do fabrike. Amonijak se također koristi u proizvodnji sode po Solvay metodi. U industriji čelika amonijak se koristi za nitriranje - zasićenje površinskih slojeva čelika dušikom, što značajno povećava njegovu tvrdoću.
Doktori koriste vodene otopine amonijaka (amonijak)u svakodnevnoj praksi: pamučni štapić umočen u amonijak dovodi osobu iz nesvjestice. Amonijak u ovoj dozi nije opasan za ljude.
3. Konsolidacija proučenog gradiva
br. 1. Izvršite transformacije prema shemi:
a) Azot → Amonijak → Dušikov oksid (II)
b) Amonijum nitrat → Amonijak → Azot
c) Amonijak → Amonijum hlorid → Amonijak → Amonijum sulfat
Za ORR, sastavite e-balans, za RIO, kompletne ionske jednačine.
br. 2. Napišite četiri jednačine hemijske reakcije, što rezultira stvaranjem amonijaka.
4. Domaći
P. 24, dok. 2.3; test
Amonijak (NH 3) je jedna od najčešćih industrijskih hemikalija koje se koriste u industriji i trgovini.
Amonijak, zašto je našem organizmu potreban? Ispostavilo se da se neprestano formira u svim organima i tkivima i da je esencijalna tvar u mnogim biološkim procesima, služeći kao prekursor za stvaranje aminokiselina i sintezu nukleotida. U prirodi, amonijak nastaje tokom razgradnje koja sadrži dušik organska jedinjenja.
Hemijska i fizička svojstva amonijaka
- At sobnoj temperaturi amonijak je bezbojan, nadražujući plin oštrog, zagušljivog mirisa;
- u svom čistom obliku poznat je kao bezvodni amonijak;
- higroskopna (lako upija vlagu);
- ima alkalna svojstva, kaustičan, lako rastvorljiv u vodi;
- lako se kompresuje i pod pritiskom formira bistru tečnost.
Gdje se koristi amonijak?
Oko 80% amonijaka se koristi za proizvodnju industrijskih proizvoda.
Amonijak se koristi u poljoprivreda kao đubrivo.
Prisutan u rashladnim jedinicama za prečišćavanje vodenih kompozicija.
Koristi se u proizvodnji plastike, eksploziva, tekstila, pesticida, boja i drugih hemikalija.
Sadrži u mnogim kućnim i industrijskim rješenjima za čišćenje. Proizvodi za domaćinstvo koji sadrže amonijak izrađuju se s dodatkom 5-10% amonijaka; koncentracija amonijaka u industrijskim otopinama je veća - 25%, što ih čini kaustičnijim.
Kako amonijak utiče na ljudski organizam?
Većina ljudi dolazi u kontakt sa amonijakom udišući ga kao gas ili isparavanje. Budući da amonijak postoji prirodno i nalazi se u deterdžentima, oni mogu biti njegov izvor.
Široka upotreba amonijaka u poljoprivrednim i industrijskim područjima također znači da se povećane koncentracije u zraku mogu javiti prilikom slučajnog ispuštanja ili namjernih terorističkih napada.
Bezvodni plin amonijak je lakši od zraka i stoga se diže visoko, tako da se općenito raspršuje i ne akumulira u niskim područjima. Međutim, u prisustvu vlage (povećana relativna vlažnost) tečni bezvodni amonijak stvara paru koja je teža od zraka. Ove pare se mogu prenositi preko površine zemlje ili preko nizina.
Kako djeluje amonijak?
Amonijak počinje reagirati odmah nakon kontakta s vlagom na površini kože, očiju, usta, respiratornog trakta i djelimično sluzokože i stvara vrlo kaustično amonijum hidroksida . Amonijum hidroksid uzrokuje nekroza tkiva zbog narušavanja staničnih membrana, dovodi do uništavanja stanica. Kada se protein i ćelije razgrade, voda se ekstrahuje kroz upalni odgovor, što dovodi do daljeg oštećenja.
Koji su simptomi trovanja amonijakom?
Dah. Miris amonijaka u nosu je iritantan i oštar. Kontakt s visokim koncentracijama amonijaka u zraku dovodi do osjećaja peckanja u nosu, grlu i respiratornom traktu. To može dovesti do bronhiolarnog i alveolarnog edema i oštećenja dišnih puteva kao posljedica respiratorne insuficijencije. Udisanje niskih koncentracija može izazvati kašalj i iritaciju nosa i grla. Miris amonijaka je prilično rano upozorenje na njegovo prisustvo, ali amonijak dovodi i do oslabljenog čula mirisa, što smanjuje mogućnost da ga se primijeti u zraku pri niskim koncentracijama.
Djeca, izložena istoj količini amonijaka kao i odrasli, primaju veću dozu jer je površina njihovih pluća u odnosu na tijelo mnogo veća. Osim toga, mogu biti više izloženi amonijaku zbog kratko- bliže su zemlji, gde je koncentracija para veća.
Kontakt sa kožom ili očima. Kontakt s niskim koncentracijama amonijaka u zraku ili tekućinama može uzrokovati brzu iritaciju očiju ili kože. Veće koncentracije amonijaka mogu uzrokovati ozbiljne ozljede i opekotine . Kontakt s koncentriranim tekućinama amonijaka, kao što su industrijski deterdženti, može uzrokovati oštećenja od korozije, uključujući opekotine kože, oštećenje očiju ili sljepoću . Najviši stepen očne lezije možda neće biti vidljive nedelju dana nakon izlaganja. Kontakt s tečnim amonijakom također može uzrokovati promrzlina .
Konzumacija sa hranom. Izloženost visokim koncentracijama amonijaka kroz gutanje otopine amonijaka može uzrokovati oštećenje usta, grla i želuca.
I vodonik. To je gas bez boje, ali sa oštrim mirisom. Hemijski sastav odražava formulu amonijaka - NH 3. Povećanje tlaka ili smanjenje temperature tvari dovodi do njezine transformacije u bezbojnu tekućinu. Gas amonijak i njegova rješenja imaju široku primjenu u industriji i poljoprivredi. U medicini se koristi 10% amonijum hidroksida - amonijaka.
Struktura molekula. Elektronska formula amonijaka
Molekula nitrida vodika je u obliku piramide, u čijem se dnu nalazi dušik vezan za tri atoma vodika. N-H veze su visoko polarizovane. Azot jače privlači vezni elektronski par. Stoga se negativni naboj akumulira na N atomima, dok je pozitivan naboj koncentrisan na vodiku. Ideju o ovom procesu daje model molekula, elektrona i amonijaka.
Vodonik nitrid je vrlo rastvorljiv u vodi (700:1 na 20 °C). Prisustvo praktički slobodnih protona dovodi do stvaranja brojnih vodikovih „mostova“ koji međusobno povezuju molekule. Strukturne karakteristike i hemijska veza takođe znače da se amonijak lako ukapljuje sa povećanjem pritiska ili snižavanjem temperature (-33 °C).
porijeklo imena
Termin „amonijak“ uveden je u naučnu upotrebu 1801. godine na predlog ruskog hemičara Ya. Zakharova, ali supstanca je poznata čovečanstvu od davnina. Plin oštrog mirisa oslobađa se tokom raspadanja otpadnih proizvoda, mnogih organskih jedinjenja, na primjer, proteina i uree, te prilikom razgradnje amonijumovih soli. Istoričari hemije vjeruju da je supstanca dobila ime po staroegipatskom bogu Amonu. U sjevernoj Africi nalazi se oaza Siwa (Amona). U okolini se nalaze ruševine drevni grad i hram, pored kojeg se nalaze nalazišta amonijum hlorida. Ova supstanca se u Evropi zvala "Amonova so". Postoji legenda da su stanovnici oaze Siwa osjetili sol u hramu.
Priprema vodonik nitrida
Engleski fizičar i hemičar R. Boyle je u eksperimentima spaljivao stajnjak i posmatrao stvaranje belog dima iznad štapa umočenog u hlorovodoničnu kiselinu i unetog u mlaz nastalog gasa. Godine 1774. drugi britanski hemičar, D. Priestley, zagrijao je amonijum hlorid sa gašenim vapnom i oslobodio gasovitu supstancu. Priestley je jedinjenje nazvao "alkalnim zrakom", jer je njegova otopina pokazala svojstva Boyleovog eksperimenta u kojem je objašnjena interakcija amonijaka sa hlorovodoničnom kiselinom. Solid bijela nastaje kada molekuli reagujućih supstanci dođu u kontakt direktno u vazduhu.
Hemijsku formulu amonijaka ustanovio je 1875. godine Francuz C. Berthollet, koji je pod utjecajem električnog pražnjenja izvršio eksperiment razlaganja tvari na sastavne komponente. Do danas se eksperimenti Priestleya, Boylea i Bertholleta reproduciraju u laboratorijima za dobivanje vodikovog nitrida i amonijum hlorida. Industrijsku metodu je 1901. razvio A. Le Chatelier, koji je dobio patent za metodu za sintetizaciju supstance iz azota i vodonika.
Rastvor amonijaka. Formula i svojstva
Vodeni rastvor amonijaka obično se piše kao hidroksid - NH 4 OH. Pokazuje svojstva slabe alkalije:
- disocira na ione NH 3 + H 2 O = NH 4 OH = NH 4 + + OH -;
- boji rastvor fenolftaleina u grimizno;
- reaguje sa kiselinama i formira so i vodu;
- Precipitira Cu(OH) 2 kao svijetloplavu supstancu kada se pomiješa sa rastvorljivim solima bakra.
Ravnoteža u reakciji između amonijaka i vode pomiče se prema polaznim tvarima. Prethodno zagrejani vodonik nitrid dobro gori u kiseoniku. Dušik se oksidira u dvoatomske molekule jednostavne supstance N2. Amonijak takođe pokazuje redukciona svojstva u reakciji sa bakar (II) oksidom.
Značenje amonijaka i njegovih rješenja
Vodikov nitrid se koristi u proizvodnji amonijevih soli i dušične kiseline – jednog od najvažnijih proizvoda hemijska industrija. Amonijak služi kao sirovina za proizvodnju sode (pomoću nitratne metode). Sadržaj vodikovog nitrida u industrijskoj koncentrovanoj otopini dostiže 25%. U poljoprivredi se koristi vodeni rastvor amonijaka. Formula tečnog đubriva je NH 4 OH. Supstanca se direktno koristi kao gnojivo. Drugi načini za obogaćivanje tla dušikom su korištenje kloridnih i fosfatnih soli. U industrijskim uslovima i poljoprivrednim prostorijama ne preporučuje se zajedničko skladištenje mineralnih đubriva koja sadrže amonijumove soli sa alkalijama. Ako je integritet ambalaže ugrožen, tvari mogu reagirati jedna s drugom i formirati amonijak i ispustiti ga u zrak u zatvorenom prostoru. Toksični spoj negativno utječe na disajne organe, centralne nervni sistem osoba. Mešavina amonijaka i vazduha je eksplozivna.
Nitrid vodika sa formulom NH 3 naziva se amonijak. To je lagan (lakši od zraka) plin oštrog mirisa. Struktura molekule određuje fizička i hemijska svojstva amonijaka.
Struktura
Molekul amonijaka sastoji se od jednog atoma dušika i tri atoma vodika. Veze između atoma vodika i dušika su kovalentne. Molekul amonijaka ima oblik trigonalne piramide.
Postoje tri slobodna elektrona u 2p orbitali dušika. Tri atoma vodika ulaze u hibridizaciju sa njima, formirajući tip sp 3 hibridizacije.
Rice. 1. Struktura molekula amonijaka.
Ako se jedan atom vodika zamijeni radikalom ugljikovodika (C n H m), dobiva se nova organska tvar - amin. Ne može se zamijeniti samo jedan atom vodika, već sva tri. Ovisno o broju supstituiranih atoma, razlikuju se tri vrste amina:
- primarni(metilamin - CH 3 NH 2);
- sekundarno(dimetilamin - CH 3 -NH-CH 3);
- tercijarni(trimetilamin - CH 3 -N-(CH 3) 2).
C 2 H 4 , C 6 H 4 , (C 2 H 4) 2 i druge tvari koje sadrže nekoliko atoma ugljika i vodika mogu se pridružiti molekulu amonijaka.
Rice. 2. Formiranje amina.
Amonijak i amini imaju slobodan par azotnih elektrona, tako da su svojstva te dvije supstance slična.
Fizički
Basic fizička svojstva amonijak:
- bezbojni gas;
- jak miris;
- dobra rastvorljivost u vodi (za jednu zapreminu vode 700 zapremina amonijaka na 20°C, na 0°C - 1200);
- lakši od vazduha.
Amonijak se ukapljuje na -33°C i postaje čvrst na -78°C. Koncentrovani rastvor sadrži 25% amonijaka i ima gustinu od 0,91 g/cm 3 . Tečni amonijak otapa anorganske i organske tvari, ali ne provodi električnu struju.
U prirodi se amonijak oslobađa prilikom truljenja i raspadanja organskih tvari koje sadrže dušik (bjelančevine, urea).
Hemijski
Stepen oksidacije azota u amonijaku je -3, vodonika - +1. Kada se formira amonijak, vodik oksidira dušik, uklanjajući iz njega tri elektrona. Zbog preostalog para dušikovih elektrona i lakog odvajanja atoma vodika, amonijak je aktivni spoj koji reagira s jednostavnim i složenim tvarima.
Glavna hemijska svojstva su opisana u tabeli.
|
Interakcija |
Proizvodi reakcije |
Jednačina |
|
Sa kiseonikom |
Izgara da bi se formirao dušik ili reagira s kisikom u prisutnosti katalizatora (platina) da bi se formirao dušikov oksid |
4NH 3 +3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O |
|
Sa halogenima |
Azot, kiselina |
2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr |
|
Amonijum hidroksid ili amonijak |
NH 3 + H 2 O → NH 4 OH |
|
|
Sa kiselinama |
Amonijum soli |
NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4 |
|
Zamjenjuje metal i stvara novu sol |
2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu |
|
|
Sa metalnim oksidima |
Smanjuje metal, stvara se dušik |
2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O |
Evaluacija izvještaja
prosječna ocjena: 4.3. Ukupno primljenih ocjena: 262.
Fizička svojstva.
Pod normalnim pritiskom, amonijak se ukapljuje na -33 °C i stvrdnjava na -78 °C. Toplota fuzije NH 3 je 6 kJ/mol. Kritična temperatura amonijaka je 132 °C, kritični pritisak je 112 atm. Cilindri koji ga sadrže moraju biti obojeni žuta i imaju crni natpis "Amonijak".
Amonijak je bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa („amonijak“). Njegova rastvorljivost u vodi je veća od rastvorljivosti svih drugih gasova: jedna zapremina vode apsorbuje oko 1200 zapremina NH 3 na 0 °C, a oko 700 na 20 °C. Komercijalni koncentrovani rastvor obično ima gustinu od 0,91 g/cm 3 i sadrži 25 tež.% NH 3 (tj. blizu sastava NH 3 ·3H 2 O).
Povezivanje tečnog amonijaka povezano je sa njegovom visokom toplotom isparavanja (23,4 kJ/mol). Budući da je kritična temperatura amonijaka visoka (+132 °C) i kada se isparavanjem odvodi mnogo topline iz okoline, tečni amonijak može poslužiti kao radna tvar u rashladnim mašinama. r zrakom = M NH 3 / M prosječan zrak = 17 / 29 = 0,5862
Tečni amonijak je dobar rastvarač za vrlo veliki broj organska jedinjenja, kao i mnoga neorganska. Na primjer, elementarni sumpor se dobro otapa u tekućem amonijaku, čiji su jaki rastvori crvene boje [i ispod +18°C sadrže S(NH 3) 2 solvat]. Od soli, derivati amonijaka i alkalnih metala su najrastvorljiviji od ostalih, a rastvorljivost soli raste duž Cl-Br-I serije. Primjeri uključuju sljedeće podatke (g/100 g NH 3 na 25 °C):
|
Slična promjena u rastvorljivosti halogenida karakteristična je za niz drugih kationa. Mnogi nitrati (i KMnO4) su takođe visoko rastvorljivi u tečnom amonijaku. Naprotiv, oksidi, fluoridi, sulfati i karbonati po pravilu su u njemu nerastvorljivi.
Koristeći prednost razlike u rastvorljivosti soli u tečnom NH 3 i vodi, ponekad je moguće preokrenuti uobičajene reakcije jonske izmene. Na primjer, ravnoteža prema shemi:
2 AgNO 3 + BaBr 2 N 2 AgBr + Ba(NO 3) 2
IN vodena sredina gotovo potpuno se pomiče udesno (zbog netopivosti AgBr), au okruženju amonijaka - ulijevo (zbog nerastvorljivosti BaBr 2).
Karakteristično svojstvo amonijaka kao jonizujućeg rastvarača je njegov izražen efekat izravnavanja na disocijaciju različitih elektrolita. Na primjer, HClO 4 i HCN u tekućem amonijaku, koji su nesrazmjerni u disocijaciji u vodenom mediju, karakteriziraju gotovo identične konstante disocijacije (5·10 -3 i 2·10 -3). Soli se u tekućem amonijaku ponašaju kao elektroliti srednje ili slabe jačine (na primjer, K = 2·10 -3 za KBr). Hloridi su obično nešto manje disocirani, a jodidi su nešto više disocirani od odgovarajućih bromida.
Posebna karakteristika tekućeg amonijaka je njegova sposobnost da otapa najaktivnije metale, a potonji podliježu jonizaciji. Na primjer, razrijeđena otopina metalnog natrijuma ima Plava boja, provodi električnu struju poput otopina elektrolita i sadrži Na+ katione (solvatirane s amonijakom) i (NH 3) x - anione. Centralni dio takvog kompleksnog anjona je slobodni elektron, koji je u polarizacijskoj interakciji s okruženje(polaron). Pri većim koncentracijama Na, njegova otopina poprima izgled bronze i pokazuje metalnu električnu provodljivost, odnosno, uz solvatirani amonijak, sadrži i slobodne elektrone. Ispod -42 °C, plava i bronzana faza mogu koegzistirati bez miješanja. Dugotrajno skladištenje otopina natrijuma u tekućem amonijaku je praćeno njihovom promjenom boje kao rezultatom vrlo spore reakcije prema sljedećoj shemi:
2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2 .
S cezijem (topljivost 25 mola na 1000 g NH 3 na -50 °C) slična reakcija se događa za nekoliko minuta.
Metal otopljen u amonijaku teži uklanjanju valentnih elektrona, što stvara mogućnost izvođenja jedinstvenih reakcija pomicanja. Na primjer, koristeći rastvorljivost KCl u tekućem amonijaku i nerastvorljivost CaCl 2, moguće je odvojiti kalij od kalcija prema sljedećoj shemi:
2 KCl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.
Postoji zanimljiv pokazatelj da impregnacija tečnim amonijakom uvelike povećava duktilnost drveta. Zbog toga je relativno lako dati određene željene oblike, koji se čuvaju nakon uklanjanja amonijaka.
Otapanje amonijaka u vodi je praćeno oslobađanjem toplote (oko 33 kJ/mol). Utjecaj temperature na rastvorljivost ilustriran je podacima u nastavku, koji pokazuju broj težinskih dijelova NH 3 apsorbiranih jednim težinskim dijelom vode (pod atmosferskim pritiskom amonijaka):
|
Temperatura °C |
-30 | 0 | 10 | 30 | 50 | 80 | 100 |
| Rastvorljivost | 2,78 | 0,87 | 0,63 | 0,40 | 0,23 | 0,15 | 0,07 |
U normalnim uslovima, približno 3 N rastvor amonijaka ima maksimalnu električnu provodljivost. Njegova rastvorljivost u organskim rastvaračima je mnogo manja nego u vodi.
Hemijska svojstva.
Formiranje kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom.
1. Amonijak je Lewisova baza. Njegov rastvor u vodi (amonijačna voda, amonijak) ima alkalnu reakciju (lakmus - plava; fenolftalein - grimizna) zbog stvaranja amonijum hidroksida.
NH 3 + H 2 O<-->NH4OH<-->NH 4 + + OH -
2. Amonijak reaguje sa kiselinama i formira amonijumove soli.
NH 3 + HCl ® NH 4 Cl
2NH 3 + H 2 SO 4 ® (NH 4) 2 SO 4
NH 3 + H 2 O + CO 2® NH 4 HCO 3
Amonijak je redukcijski agens (oksidira u N 2 +1 O ili N +2 O)
1. Toplotna razgradnja
2N -3 H 3 - t° ® N 2 0 + 3H 2
2. Sagorevanje u kiseoniku
a) bez katalizatora
4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O
b) katalitička oksidacija (kat = Pt)
4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6H 2 O
3. Redukcija nekih metalnih oksida
3Cu +2 O + 2N -3 H 3 ® 3Cu0 + N 2 0 + 3H 2 O
Kada se mlaz amonijaka prođe preko zagrijanog CuO, on se oksidira u slobodni dušik. Oksidacija amonijaka ozonom dovodi do stvaranja NH4NO3. Zanimljivo je da obični kiseonik pomešan sa ozonom očigledno takođe učestvuje u ovoj oksidaciji.
Amonijak je dobro zapaljivo mlazno gorivo. Poput vode, tečni amonijak je visoko povezan, uglavnom kroz stvaranje H-veza. Međutim, oni su relativno slabi (oko 4,2 kJ/mol). Viskoznost tečnog amonijaka je skoro sedam puta manja od viskoziteta vode. Njegova gustina (0,68 odnosno 0,61 g/cm3 na -33 i +20 °C) je takođe značajno manja od gustine vode. Struja tečni amonijak praktički ne provodi, budući da elektrolitička disocijacija prema shemi:
NH 3 + NH 3 y NH 4 + + NH 2 -
Beznačajno mali: jonski proizvod = 2·10 -33 (na -50 °C).
Iznad 0 °C (pod pritiskom), tečni amonijak se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. Koristeći jake otopine vode u amonijaku na 30 °C, pokazalo se da je njegova ionizacija niska. Dakle, za rješenje od 9 M imamo / = 1·10 -11.
Za hemijske karakteristike U amonijaku su od primarnog značaja reakcije tri vrste: adicija, supstitucija vodonika i oksidacija.
Najkarakterističnije reakcije adicije za amonijak. Konkretno, kada djeluje na mnoge soli, lako se formiraju kristalna jedinjenja amonijaka sastava CaCl 2 · 8NH 3, CuSO 4 · 4NH 3 itd., slična po prirodi formiranja i stabilnosti kristalnim hidratima.
Kada se amonijak otopi u vodi, djelomično nastaje amonijev hidroksid:
NH 3 + H 2 O S NH 4 OH
U ovom spoju amonijum radikal (NH 4) igra ulogu jednovalentnog metala. Stoga se elektrolitička disocijacija NH 4 OH odvija prema glavnom tipu:
NH 4 OH y NH 4 + OH"
Kombinacijom obe ove jednačine dobijamo opšta ideja o ravnotežama koje se dešavaju u vodenom rastvoru amonijaka:
NH 3 + H 2 O S NH 4 OH S NH 4 + OH"
Zbog prisustva ovih ravnoteža, vodeni rastvor amonijaka (koji se često naziva jednostavno "amonijak") ima oštar miris. Zbog činjenice da je koncentracija OH" jona u rastvoru niska, NH 4 OH se smatra slabom bazom. Amonijum hidroksid je jedan od najvažnijih hemijskih reagensa, čiji se razblaženi rastvori ("amonijak") takođe koriste u lijekove i domaćinstvo (pri pranju rublja i uklanjanju fleka).
Analiza podataka o raspodjeli NH 3 između vode i organskih tekućina pokazuje da je više od 90% ukupnog amonijaka otopljenog u vodi u hidratiziranom obliku. Za parnu fazu iznad vodeno-amonijačnog rastvora, prisustvo ravnoteže je utvrđeno prema sledećoj šemi:
2 NH 3 + H 2 O S 2 NH 3 H 2 O + 75 kJ,
Karakterizira ga vrijednost K = 1·10 -4 na 20 °C.
Atom, molekul.
Molekul NH 3 ima strukturu trouglaste piramide sa atomom dušika na vrhu. R HNH = 107,3°. Elektroni H-N veze su prilično snažno pomaknuti od vodika do dušika, pa se molekula amonijaka u cjelini odlikuje značajnim polaritetom.
Piramidalna struktura amonijaka je energetski povoljnija od ravne za 25 kJ/mol. Molekul je polarni; N-H veza karakterizira energija od 389 kJ/mol, ali za energije sekvencijalne disocijacije atoma vodika vrijednosti su date kao 435, 397 i 339 kJ/mol. Molekule amonijaka povezane su slabim vodikovim vezama:
Zanimljivo svojstvo molekula amonijaka je njihova sposobnost da se podvrgnu strukturnoj inverziji, tj. do „okretanja iznutra prema van” propuštanjem atoma dušika kroz ravan osnove piramide koju čine atomi vodonika. Potencijalna barijera za ovu inverziju je 25 kJ/mol; samo molekuli dovoljno bogati energijom mogu je izvršiti. Stopa inverzije je relativno niska - 1000 puta je manja od brzine orijentacije molekula NH 3 električnim poljem.
Potvrda.
Prijenos slobodnog dušika iz zraka u vezano stanje odvija se uglavnom kroz sintezu amonijaka:
N 2 + 3 H 2 S 2 NH 3 + 92 kJ.
Princip pomjeranja ravnoteže pokazuje da je što više najpovoljnijih uslova za stvaranje amonijaka. niske temperature a možda i više visokog pritiska. Međutim, čak i na 700 °C brzina reakcije je tako niska (i stoga se ravnoteža uspostavlja tako sporo) da ne može biti govora o njenoj praktična upotreba. Naprotiv, sa više visoke temperature, kada se brzo uspostavi ravnotežno stanje, sadržaj amonijaka u sistemu postaje zanemarljiv. Stoga se ispostavlja da je tehnička implementacija procesa koji se razmatra nemoguća, jer ubrzavanjem postizanja ravnoteže uz pomoć zagrijavanja istovremeno pomjeramo njegovu poziciju na nepovoljnu stranu.
Međutim, postoji način da se ubrza postizanje ravnotežnog stanja bez istovremenog pomjeranja ravnoteže. Odgovarajući katalizator je često od pomoći. Pogodan katalizator je metalno gvožđe (sa primesama Al 2 O 3 i K 2 O). Proces se obično izvodi na temperaturi od 400-600 °C (na katalizatoru) i pritiscima od 100-1000 atm. Nakon što se amonijak odvoji od mješavine plina, ovaj se ponovo uvodi u ciklus.
U procesu traženja katalizatora za sintezu amonijaka, isprobano je oko 20 hiljada različitih supstanci. Široko korišteni željezni katalizator se obično priprema zagrijavanjem bliske mješavine FeO i Fe 2 O 3 (koja sadrži male nečistoće Fe, Al 2 O 3 i KOH) u atmosferi 3H 2 +N 2. Budući da H 2 S, CO, CO 2, vodena para i kisik brzo "otruju" katalizator, smjesa dušika i vodika koja mu se dovodi mora se pažljivo osloboditi od njih. Uz ispravne tehnološke uslove, katalizator radi neprekidno nekoliko godina.
Za dalji razvoj u industriji sintetičkog amonijaka može biti značajno da pri pritiscima od 2000 atm i više, sinteza amonijaka iz mješavine dušika i vodika teče dobro čak i bez posebnog katalizatora. Praktični prinos amonijaka na 850 °C i 4500 atm je 97%. Posebno je važno da pri ultravisokim pritiscima prisustvo raznih nečistoća u izvornim gasovima ne utiče na tok procesa.
Sinteza amonijaka je praktično realizovana 1913. godine, kada je na ovaj način dobijeno 7 tona NH 3. Trenutno je ova sinteza glavna industrijska metoda za proizvodnju fiksnog azota, sa godišnjom globalnom proizvodnjom koja iznosi desetine miliona tona.
Pored direktne sinteze amonijaka iz elemenata, metoda razvijena 1905. godine ima određeni industrijski značaj za fiksiranje atmosferskog dušika. cijanamidna metoda. Potonje se zasniva na činjenici da na 1000 °C kalcijev karbid (dobije se kalcinacijom mješavine vapna i uglja u električnoj peći) reagira sa slobodnim dušikom prema jednadžbi:
CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 kJ.
Kalcijum cijanamid dobijen na ovaj način (Ca=N-Cє N) je sivi prah (od nečistoća ugljenika). Kada je izložen pregrijanoj (tj. zagrijanoj iznad 100 °C) vodenoj pari, razlaže se oslobađanjem amonijaka:
CaCN 2 + 3 H 2 O = CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 kJ.
Razgradnja kalcijum cijanamida vodom se odvija sporo na uobičajenim temperaturama. Stoga se može koristiti kao dušično đubrivo, dodajući ga u tlo mnogo prije sjetve. Prisustvo kalcija ga čini posebno pogodnim za podzolasta tla. „Cijanamid igra ulogu ne samo azotnog đubriva, već i krečnog đubriva, a kreč je besplatna aplikacija do azota" (D.N. Pryanishnikov).
U laboratorijskim uslovima, NH 3 se dobija tretiranjem čvrstog NH 4 Cl sa zasićenim rastvorom KOH. Otpušteni plin se može osušiti prolaskom kroz posudu sa čvrstim KOH ili svježe kalciniranim kalcijum oksidom (CaO). H 2 SO 4 i CaCl 2 se ne mogu koristiti za sušenje, jer amonijak sa njima stvara spojeve.
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 - t° ® CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O
Amonijak se može sakupljati samo metodom (A), jer Lakši je od vazduha i veoma rastvorljiv u vodi.
Uticaj na organizam.
Amonijak jako iritira sluzokožu čak i pri 0,5% sadržaja u vazduhu. Akutno trovanje amonijakom uzrokuje oštećenje očiju i respiratornog trakta, otežano disanje i upalu pluća. Sredstva prve pomoći su Svježi zrak, isprati oči sa dosta vode, udisati vodenu paru. Kronično trovanje amonijakom uzrokuje probavne smetnje, katar gornjih dišnih puteva i gubitak sluha. Maksimalna dozvoljena koncentracija NH 3 u vazduhu proizvodnih prostorija smatra se 0,02 mg/l. Eksplozivne su mješavine amonijaka i zraka koje sadrže od 16 do 28 vol.% amonijaka.
Aplikacija.
Jer Budući da se razlaganje kalcijum cijanamida vodom odvija sporo na normalnim temperaturama, može se koristiti kao dušično gnojivo, dodajući ga u tlo mnogo prije sjetve. Prisustvo kalcija ga čini posebno pogodnim za podzolasta tla. „Cijanamid igra ulogu ne samo azotnog đubriva, već i krečnog đubriva, a kreč je besplatan dodatak azotu“ (D.N. Pryanishnikov).
Amonijak koji ide u prodaju obično sadrži oko 10% amonijaka. On pronalazi i medicinska upotreba. Konkretno, udisanje njegovih para ili oralno uzimanje (3-10 kapi po čaši vode) koristi se za ublažavanje teške intoksikacije. Podmazivanje kože amonijak slabi efekat ujeda insekata. Vrlo razrijeđeni amonijak pogodan je za brisanje prozora i pranje uljanih podova, jači alkohol je koristan za uklanjanje tragova muva i čišćenje srebrnih ili niklovanih predmeta.
Prilikom uklanjanja mrlja dobri rezultati u mnogim slučajevima daju sljedeće sastave (po zapremini): a) 4 dijela amonijaka, 5 dijelova etra i 7 dijelova vinskog alkohola (denaturirani alkohol); b) 5 delova amonijaka, 2 dela benzina i 10 delova vinskog alkohola; c) 10 dijelova amonijaka, 7 dijelova vinskog alkohola, 3 dijela hloroforma i 80 dijelova benzina; d) 5 delova amonijaka, 3 dela acetona i 20 delova alkoholnog rastvora sapuna.
Uljnu boju koja dospije na odjeću preporučuje se brisati komadićima vate, prvo navlaženim terpentinom, a zatim amonijakom. Da biste uklonili mrlju od tinte, obično je dovoljno tretirati je amonijakom i isprati vodom.