L'ammoniac à température ambiante interagit avec. Qu'est-ce que l'ammoniac ? Formule et propriétés de l'ammoniaque

Propriétés chimiques

En raison de la présence d'une seule paire d'électrons, l'ammoniac agit comme un agent complexant dans de nombreuses réactions. Il attache un proton, formant un ion ammonium.

Une solution aqueuse d'ammoniac ("ammoniac") a un environnement légèrement alcalin en raison du processus :

0 > + ; Ko = 1, 8?10 -5 . (16)

Interagissant avec les acides, donne les sels d'ammonium correspondants :

2(O) + > (+ O. (17)

L'ammoniac est également un acide très faible, capable de former des sels avec des métaux - les amides.

Lorsqu'il est chauffé, l'ammoniac présente des propriétés réductrices. Ainsi, il brûle dans une atmosphère d'oxygène, formant de l'eau et de l'azote. L'oxydation de l'ammoniac avec de l'air sur un catalyseur au platine donne des oxydes d'azote, qui sont utilisés par l'industrie pour produire de l'acide nitrique :

4 + 54NO + 6O. (dix-huit)

L'utilisation d'ammoniac Cl est basée sur la capacité réductrice à nettoyer la surface métallique des oxydes lors de leur brasage:

3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19)

Avec les haloalcanes, l'ammoniac entre dans une réaction d'addition nucléophile, formant un ion ammonium substitué (méthode d'obtention d'amines):

Cl > (chlorhydrate de méthylammonium). (vingt)

Avec les acides carboxyliques, leurs anhydrides, halogénures, esters et autres dérivés donnent des amides. Avec des aldéhydes et des cétones - bases de Schiff, qui peuvent être réduites en amines correspondantes (amination réductrice).

A 1000 °C, l'ammoniac réagit avec le charbon, formant de l'acide cyanhydrique HCN et se décomposant partiellement en azote et hydrogène. Il peut également réagir avec le méthane, formant le même acide cyanhydrique :

Ammoniac liquide

L'ammoniac liquide, bien que dans une faible mesure, se dissocie en ions, dans lesquels sa similitude avec l'eau se manifeste:

L'ammoniac liquide, comme l'eau, est un solvant fortement ionisant dans lequel se dissolvent de nombreux métaux actifs : alcalins, alcalino-terreux, Mg, Al, mais aussi Eu et Yb. La solubilité des métaux alcalins dans le liquide est de plusieurs dizaines de pour cent. Certains composés intermétalliques contenant des métaux alcalins se dissolvent également dans l'ammoniac liquide, par exemple

Les solutions diluées de métaux dans l'ammoniac liquide sont colorées en Couleur bleue, les solutions concentrées ont un éclat métallique et sont similaires au bronze. Lors de l'évaporation de l'ammoniac, les métaux alcalins sont libérés sous forme pure et les métaux alcalino-terreux - sous forme de complexes avec l'ammoniac 2+ à conductivité métallique. Avec un faible chauffage, ces complexes se décomposent en métal et.

Dissous dans le métal réagit progressivement pour former un amide :

complexation

En raison de leurs propriétés de donneur d'électrons, les molécules peuvent entrer dans des composés complexes en tant que ligand. Ainsi, l'introduction d'ammoniac en excès dans des solutions de sels de d-métaux conduit à la formation de leurs complexes aminés :

La complexation s'accompagne généralement d'un changement de couleur de la solution, ainsi dans la première réaction la couleur bleue () se transforme en bleu foncé, et dans la seconde réaction la couleur passe du vert (Ni () au bleu-violet. complexes stables avec le chrome et le cobalt à l'état d'oxydation (+3).

Les solutions d'ammine sont assez stables, à l'exception de l'ammoniac de cobalt (II) jaune-brun, qui est progressivement oxydé par l'oxygène atmosphérique en ammoniac de cobalt (III) rouge cerise. En présence d'agents oxydants, cette réaction se déroule instantanément.

La formation et la destruction d'un ion complexe s'expliquent par un déplacement de l'équilibre de sa dissociation. Conformément au principe de Le Chatelier, l'équilibre dans une solution du complexe ammoniac de l'argent se déplace vers la formation du complexe (vers la gauche) avec une concentration et/ou une augmentation. Avec une diminution de la concentration de ces particules dans la solution, l'équilibre se déplace vers la droite et l'ion complexe est détruit. Cela peut être dû à la liaison de l'ion central ou des ligands dans tous les composés qui sont plus forts que le complexe. Par exemple, lorsque de l'acide nitrique est ajouté à une solution, le complexe est détruit en raison de la formation d'ions, dans lesquels l'ammoniac est plus fortement lié à l'ion hydrogène :

Obtenir de l'ammoniac

La méthode industrielle de production d'ammoniac est basée sur l'interaction directe de l'hydrogène et de l'azote :

C'est ce qu'on appelle le processus de Garber. La réaction se produit avec un dégagement de chaleur et une diminution de volume. Par conséquent, selon le principe de Le Chatelier, la réaction doit être effectuée au basses températures et à hautes pressions- alors la balance sera décalée vers la droite. Cependant, la vitesse de réaction à basse température est négligeable et à haute température, la vitesse de la réaction inverse augmente. L'utilisation d'un catalyseur (fer poreux avec impuretés et) a permis d'accélérer l'atteinte d'un état d'équilibre. Fait intéressant, dans la recherche d'un catalyseur pour ce rôle, plus de 20 000 substances différentes ont été essayées.

Compte tenu de tous les facteurs ci-dessus, le processus d'obtention d'ammoniac est réalisé dans les conditions suivantes: température 500 ° C, pression 350 atmosphères, catalyseur. Dans des conditions industrielles, le principe de circulation est utilisé - l'ammoniac est éliminé par refroidissement et l'azote et l'hydrogène n'ayant pas réagi sont renvoyés dans la colonne de synthèse. Cela s'avère plus économique que d'obtenir un rendement de réaction plus élevé en augmentant la pression.

Pour obtenir de l'ammoniac en laboratoire, on utilise l'action des alcalis forts sur les sels d'ammonium :

Habituellement, il est obtenu en laboratoire par faible chauffage d'un mélange de chlorure d'ammonium et de chaux éteinte.

Pour sécher l'ammoniac, on le fait passer dans un mélange de chaux et de soude caustique.

AMMONIAC, poids molaire de NH3 17,03. Gaz incolore à température ambiante, irritant pour les muqueuses. L'ammoniac se condense facilement en un liquide qui bout à -33°.4 et cristallise à -77°.3. L'ammoniac sec pur est un acide faible, ce qui ressort clairement de la possibilité de remplacer l'hydrogène par du sodium et de la formation d'amidure de sodium NH 2 Na lorsque Na est chauffé dans un courant d'ammoniac. Cependant, l'ammoniac est extrêmement facile à attacher à l'eau et à former du NH 4 OH alcalin, de l'ammonium caustique; une solution d'hydroxyde d'ammonium dans l'eau s'appelle ammoniac.

La présence d'ammoniac s'échappant de l'ammonium caustique en raison de la décomposition

NH4 Oh NH3+ HOH

ouvert par du papier de tournesol bleu. L'ammoniac se fixe facilement aux acides, formant des sels de NH 4, par exemple NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl, ce qui est perceptible si les vapeurs d'ammoniac (d'ammoniac) et les vapeurs de HCl se rencontrent dans l'air: un nuage blanc d'ammoniac NH 4 Cl est immédiatement formé. L'ammoniac est généralement utilisé sous forme d'ammoniac (D = 0,91, environ 25% NH 3) et ce qu'on appelle. " ammoniac glacé» (D= 0,882, avec 35% NH 3).

La force de l'ammoniac est plus facile à déterminer par sa densité, dont les valeurs sont indiquées dans le tableau suivant:

La pression de vapeur des solutions aqueuses d'ammoniac est composée des élasticités partielles de l'ammoniac et de l'eau données dans le tableau :

Il est clair que la pression de vapeur de l'ammoniac en tant que substance bouillant à une température bien inférieure au point d'ébullition de l'eau, >> élasticité partielle de la vapeur d'eau sur l'ammoniac. La solubilité du NH 3 dans l'eau est très élevée.

Le composé hydrogène volatil caractéristique de l'azote est l'ammoniac. En termes d'importance dans l'industrie chimique inorganique et la chimie inorganique, l'ammoniac est le composé hydrogène le plus important de l'azote. De par sa nature chimique, il s'agit de nitrure d'hydrogène H 3 N. Dans structure chimique Les orbitales hybrides d'ammoniac sp 3 de l'atome d'azote forment trois liaisons σ avec trois atomes d'hydrogène, qui occupent trois sommets d'un tétraèdre légèrement déformé.

Le quatrième sommet du tétraèdre est occupé par la paire d'électrons non partagée de l'azote, qui assure l'insaturation chimique et la réactivité des molécules d'ammoniac, ainsi que grande taille moment électrique du dipôle.

Dans des conditions normales, l'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur piquante. Il est toxique : il irrite les muqueuses et l'intoxication aiguë provoque des lésions oculaires et une pneumonie. En raison de la polarité des molécules et de la constante diélectrique assez élevée, l'ammoniac liquide est un bon solvant. Les métaux alcalins et alcalino-terreux, le soufre, le phosphore, l'iode, de nombreux sels et acides se dissolvent bien dans l'ammoniac liquide. En termes de solubilité dans l'eau, l'ammoniac est supérieur à tout autre gaz. Cette solution est appelée eau ammoniacale, ou ammoniaque. L'excellente solubilité de l'ammoniac dans l'eau est due à la formation de liaisons hydrogène intermoléculaires.

L'ammoniac a les principales propriétés:

Interaction de l'ammoniac avec l'eau :

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -

Interaction avec les halogénures d'hydrogène :

NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl

Interaction avec les acides (en conséquence, des sels moyens et acides se forment):

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 phosphate d'ammonium

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 hydrogénophosphate d'ammonium

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 dihydrogénophosphate d'ammonium

L'ammoniac interagit avec les sels de certains métaux pour former des composés complexes - ammoniates :

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 sulfate de cuivre tétraammine (II)

AgCl+ 2NH 3 → Cl chlorure d'argent diamamine (je)

Toutes les réactions ci-dessus sont des réactions d'addition.

Propriétés redox :

Dans la molécule d'ammoniac NH 3, l'azote a un état d'oxydation de -3, par conséquent, dans les réactions redox, il ne peut donner que des électrons et n'est qu'un agent réducteur.

L'ammoniac restitue certains métaux à partir de leurs oxydes :

2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O

L'ammoniac en présence d'un catalyseur est oxydé en monoxyde d'azote NO :

4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O

L'ammoniac est oxydé par l'oxygène sans catalyseur en azote :

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

21. Composés hydrogènes d'halogènes. 22. Acides halohydriques.

Les halogénures d'hydrogène sont des gaz incolores à odeur piquante, facilement solubles dans l'eau.Le fluorure d'hydrogène est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. La grande solubilité de ces composés dans l'eau permet d'obtenir des solutions concentrées.

Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les halogénures d'hydrogène se dissocient sous forme d'acides. HF fait référence à des composés faiblement dissociés, ce qui s'explique par la force particulière de la liaison. Les solutions restantes d'halogénures d'hydrogène font partie des acides forts. HF - acide fluorhydrique (fluorhydrique) HCl - acide chlorhydrique (chlorhydrique) HBr - acide bromhydrique HI - acide iodhydrique

La force des acides de la série HF - HCl - HBr - HI augmente, ce qui s'explique par une diminution dans le même sens de l'énergie de liaison et une augmentation de la distance internucléaire. HI est le plus fort des acides halohydriques.

La polarisabilité augmente du fait que l'eau polarise davantage la liaison, dont la longueur est plus longue. Les sels d'acides halohydriques sont respectivement nommés fluorures, chlorures, bromures, iodures.

Propriétés chimiques des acides halohydriques

Sous forme sèche, les halogénures d'hydrogène n'agissent pas sur la plupart des métaux.

1. Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène ont les propriétés des acides sans oxygène. Interagir vigoureusement avec de nombreux métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; les métaux qui sont dans la série électrochimique des tensions des métaux après l'hydrogène ne sont pas affectés. Interagir avec certains sels et gaz.

L'acide fluorhydrique détruit le verre et les silicates :

SiO2+4HF=SiF4+2Н2O

Par conséquent, il ne peut pas être stocké dans de la verrerie.

2. Dans les réactions redox, les acides halohydriques se comportent comme des agents réducteurs et l'activité réductrice dans les séries Cl-, Br-, I- augmente.

Reçu

Le fluorure d'hydrogène est produit par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le spath fluor :

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

Le chlorure d'hydrogène est obtenu par interaction directe de l'hydrogène avec le chlore :

C'est une manière synthétique d'obtenir.

La méthode au sulfate est basée sur la réaction de l'acide sulfurique concentré avec du NaCl.

Avec un léger chauffage, la réaction se poursuit avec la formation de HCl et de NaHSO4.

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

À une température plus élevée, la deuxième étape de la réaction se déroule :

NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl

Mais HBr et HI ne peuvent pas être obtenus de la même manière, car leurs composés avec des métaux, lorsqu'ils interagissent avec de l'acide sulfurique concentré, sont oxydés, tk. I- et Br- sont des agents réducteurs puissants.

2NaBr-1+2H2S+6O4(c)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O

Le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène sont obtenus par hydrolyse de PBr3 et PI3 : PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3

AMMONIAC. Formule chimique NH3.

Physique- Propriétés chimiques. L'ammoniac est un gaz incolore à odeur piquante d'ammoniac, 1,7 fois plus léger que l'air, très soluble dans l'eau. Sa solubilité dans l'eau est supérieure à celle de tous les autres gaz : à 20°C, 700 volumes d'ammoniac se dissolvent dans un volume d'eau.

Le point d'ébullition de l'ammoniac liquéfié est de 33,35 ° C, de sorte que même en hiver, l'ammoniac est dans état gazeux. À une température de moins 77,7 ° C, l'ammoniac se solidifie.

Lorsqu'il est libéré dans l'atmosphère à partir de l'état liquéfié, il fume. Un nuage d'ammoniac se répand dans les couches supérieures de la couche superficielle de l'atmosphère.

Ahov instable. L'effet nocif dans l'atmosphère et à la surface des objets persiste pendant une heure.

Risque d'incendie et d'explosion. gaz inflammable. Il brûle en présence d'une source de feu constante (en cas d'incendie). Lorsqu'il est brûlé, il libère de l'azote et de la vapeur d'eau. Le mélange gazeux d'ammoniac avec l'air (à des concentrations allant de 15 à 28 % en volume) est explosif. Température d'auto-inflammation 650°С

Action sur le corps. Par action physiologique sur le corps appartient au groupe des substances à effet asphyxiant et neurotrope, capables de provoquer un œdème pulmonaire toxique et des lésions graves en cas de dommages par inhalation système nerveux. L'ammoniac a des effets à la fois locaux et de résorption. La vapeur d'ammoniac irrite fortement les muqueuses des yeux et des voies respiratoires, ainsi que la peau. Provoque un larmoiement abondant, des douleurs dans les yeux, brûlure chimique conjonctive et cornée, perte de vision, quintes de toux, rougeurs et démangeaisons de la peau. Lorsque l'ammoniac liquéfié et ses solutions entrent en contact avec la peau, une sensation de brûlure se produit, une brûlure chimique avec cloques et ulcérations est possible. De plus, l'ammoniac liquéfié est refroidi par évaporation et des engelures à des degrés divers se produisent lorsqu'il entre en contact avec la peau. L'odeur d'ammoniac est ressentie à une concentration de 37 mg/m 3 . Concentration maximale admissible dans l'air de la zone de travail locaux de production est de 20 mg/m3. Par conséquent, si l'odeur d'ammoniac se fait sentir, il est déjà dangereux de travailler sans équipement de protection. L'irritation du pharynx se manifeste lorsque la teneur en ammoniac dans l'air est de 280 mg / m 3, l'œil - 490 mg / m 3. Lorsqu'il est exposé à des concentrations très élevées, l'ammoniac provoque des lésions cutanées : 7–14 g/m 3 - érythémateux, 21 g/m 3 ou plus - dermatite bulleuse. Un œdème pulmonaire toxique se développe lorsqu'il est exposé à de l'ammoniac pendant une heure à une concentration de 1,5 g/m 3 . L'exposition à court terme à l'ammoniac à une concentration de 3,5 g/m 3 et plus rapidement conduit au développement d'effets toxiques généraux. La concentration maximale admissible d'ammoniac dans air atmosphérique colonies est égal à : moyenne journalière de 0,04 mg/m 3 ; maximum unique 0,2 mg/m 3 .

Signes de dommages causés par l'ammoniac : larmoiement abondant, douleur oculaire, perte de vision, toux paroxystique ; avec des lésions cutanées, une brûlure chimique du 1er ou du 2ème degré.

Usage. L'ammoniac est utilisé dans la production d'acides nitrique et cyanhydrique, d'urée, de soude, de sels azotés, d'engrais, ainsi que dans la teinture de tissus et de miroirs argentés; comme réfrigérant dans les réfrigérateurs ; Une solution aqueuse à 10% d'ammoniac est appelée "ammoniac", 18-20% d'ammoniac est appelée eau ammoniacale et est utilisée comme engrais.

L'ammoniac est transporté et souvent stocké à l'état liquéfié sous sa propre pression de vapeur (6-18 kgf/cm 2), et peut également être stocké dans des réservoirs isothermes à une pression proche de pression atmosphérique. Lorsqu'il est libéré dans l'atmosphère, il fume rapidement absorbé par l'humidité.

comportement dans l'atmosphère. Lorsque des vapeurs sont libérées dans l'air, un nuage primaire à forte concentration d'ammoniac se forme très rapidement. Il se forme très rapidement (en 1 à 3 minutes). Pendant ce temps, 18 à 20 % de la substance passe dans l'atmosphère.

Le nuage secondaire se produit lorsque l'ammoniac s'évapore de la zone de déversement. Il se caractérise par le fait que sa concentration en vapeur est inférieure de 2 à 3 ordres de grandeur à celle du nuage primaire. Cependant, leur durée d'action et leur profondeur de distribution sont beaucoup plus importantes. Dans de tels cas, la ligne indiquant la toxodose seuil moyenne - 15 (mg min) / l est prise comme bordure extérieure de la zone d'infection. La durée du nuage secondaire est déterminée par le temps d'évaporation de la substance déversée, qui, à son tour, dépend du point d'ébullition et de la volatilité de la substance, de la température environnement, la vitesse du vent et la nature du déversement (en vrac ou puisard).

L'ammoniac est presque 2 fois plus léger que l'air, ce qui affecte considérablement la profondeur de sa distribution. Ainsi, par rapport au chlore, la profondeur de distribution des nuages ​​primaires et secondaires, ainsi que la surface de la zone d'infection, seront environ 25 fois moindres.

Il infecte les plans d'eau lorsqu'il y pénètre.

L'un des produits chimiques les plus importants utilisés dans différentes régions l'activité humaine, est l'ammoniac. Chaque année, cette substance est produite en quantités énormes - plus de 100 millions de tonnes. Pensez à ce numéro ! La question se pose immédiatement : "Pourquoi produire une telle quantité d'ammoniac ?". Dans cet article, nous répondrons à cette question et découvrirons la raison de la popularité de l'ammoniac.

Propriétés de l'ammoniac

Les propriétés physiques et chimiques de l'ammoniac déterminent ses applications dans divers domaines. L'ammoniac est une substance gazeuse incolore avec un aspect très net et mauvaise odeur. La substance est toxique. Avec une exposition prolongée à corps humain peut provoquer un gonflement et des dommages à divers organes.

L'ammoniac est un acide faible, il interagit avec les acides, l'eau et est capable de former des sels avec les métaux. Il est capable d'entrer dans divers réactions chimiques avec les autres produits chimiques. Par exemple, la réaction de l'ammoniac anhydre avec acide nitrique en pratique, cela vous permet d'obtenir du nitrate d'ammonium, qui est utilisé pour la production d'engrais.

L'ammoniac est un agent réducteur. Il est capable de restaurer différents métaux de leurs oxydes. La réaction de l'ammoniac avec l'oxyde de cuivre permet d'obtenir de l'azote.

Diverses utilisations de l'ammoniac

Malgré sa toxicité, l'ammoniac est utilisé dans divers domaines. La majeure partie de l'ammoniac produit est utilisée pour la fabrication de divers produits. industrie chimique. Ces produits comprennent :

Engrais à base d'ammoniac et de nitrate d'ammonium (nitrate d'ammonium et de nitrate, sulfate d'ammonium, chlorure d'ammonium, etc.). Ces engrais conviennent à différentes cultures. Il est important de savoir que l'application d'engrais sur le sol est normalisée du fait que les substances qu'ils contiennent peuvent migrer vers les légumes et les fruits mûrs.

Un soda. Il existe une méthode à l'ammoniac pour obtenir du carbonate de sodium. L'ammoniac est utilisé pour saturer la saumure. Cette méthode est activement utilisée pour la production industrielle de soude.

Acide nitrique. L'ammoniac synthétique est utilisé pour sa production. Sur le ce moment production industrielle de cette substance repose sur le phénomène de catalyse de l'ammoniac synthétique.

Explosifs. Le nitrate d'ammonium est neutre vis-à-vis des contraintes mécaniques, mais dans certaines conditions, il se caractérise par des propriétés explosives élevées. C'est pourquoi il est utilisé pour produire de telles substances. Le résultat est des ammonites - des explosifs à l'ammoniac.

Solvant. L'ammoniac, à l'état liquide, peut être utilisé comme solvant pour diverses substances organiques et inorganiques.

Ammoniac - unité de réfrigération. L'ammoniac est utilisé en réfrigération comme réfrigérant. L'ammoniac ne cause pas Effet de serre, il est écologique et moins cher que les fréons. Ces facteurs déterminent l'utilisation de cette substance comme réfrigérant.

Ammoniac. Il est utilisé en médecine et dans la vie de tous les jours. Cette substance élimine parfaitement les taches des vêtements d'origines diverses et neutralise également les acides.

L'utilisation de l'ammoniac en médecine

L'ammoniac est largement utilisé en médecine sous forme de solution d'ammoniac à 10 % et est appelé ammoniac. Lorsqu'une personne s'évanouit, l'ammoniac est ramené à la raison. Il est également utilisé comme émétique. Pour ce faire, il est dilué et pris par voie orale en petites quantités. Cette méthode est particulièrement populaire pour l'intoxication alcoolique. Les lotions sont fabriquées à partir d'ammoniac et les piqûres d'insectes sont traitées. Les chirurgiens utilisent de l'ammoniac dilué dans de l'eau pour soigner leurs mains.

Il est important de se rappeler qu'une surdose d'ammoniaque est très dangereuse. Il peut y avoir des douleurs dans divers organes, leur gonflement et même issue fatale. Cela peut être évité si cette substance est utilisée conformément à sa destination et avec précaution !