GirişAmonyak bileşikleri. Amonyak tehlikeli ama önemli bir gazdır
Ders: Amonyak. Fiziksel ve Kimyasal özellikler. Kabul ve başvuru.
Dersin Hedefleri: Amonyak molekülünün yapısını, fiziksel ve kimyasal özelliklerini, uygulama alanlarını bilir; Amonyağın kimyasal özelliklerini kanıtlayabilme: amonyağın oksijen, su, asitlerle reaksiyonlarına ilişkin denklemleri yazın ve bunları elektrolitik ayrışma ve redoks süreçleri teorisi açısından düşünün.
Dersler sırasında
1. Zamanı organize etmek ders.
2. Yeni materyalin incelenmesi.
Amonyak – NH3
Amonyak (Avrupa dillerinde adı “amonyak” gibi geliyor) adını Kuzey Afrika'daki karavan yollarının kavşağında bulunan Ammon vahasına borçludur. Sıcak iklimlerde üre (NH 2 ) 2 Hayvansal atık ürünlerinde bulunan CO özellikle hızlı bir şekilde ayrışır. Ayrışma ürünlerinden biri amonyaktır. Diğer kaynaklara göre amonyak, adını eski Mısır dilindeki amonian kelimesinden almıştır. Bu, tanrı Amun'a tapan insanlara verilen isimdi. Ritüel törenleri sırasında amonyak NH'yi kokladılar 4 Cl ısıtıldığında amonyağı buharlaştırır.
1. Molekül yapısı
Amonyak molekülü, tepesinde bir nitrojen atomu bulunan üçgen piramit şeklindedir.. Nitrojen atomunun üç eşleşmemiş p elektronu, üç hidrojen atomunun 1s elektronları (N-H bağları) ile polar kovalent bağların oluşumuna katılır, dördüncü dış elektron çifti yalnızdır, bir donör-alıcı bağı oluşturabilir. amonyum iyonu NH oluşturan hidrojen iyonu 4 + .
2. Amonyağın fiziksel özellikleri
Şu tarihte: normal koşullar- keskin karakteristik bir kokuya (amonyak kokusu) sahip, havanın neredeyse iki katı kadar hafif, zehirli, renksiz bir gaz. İle fizyolojik etki vücutta, solunması halinde toksik akciğer ödemine ve sinir sisteminde ciddi hasara neden olabilen, boğucu ve nörotropik etkiye sahip maddeler grubuna aittir. Amonyağın hem lokal hem de emici etkileri vardır. Amonyak buharları, gözlerin ve solunum organlarının mukoza zarlarının yanı sıra cildi de güçlü bir şekilde tahriş eder. Keskin bir koku olarak algıladığımız şey budur. Amonyak buharları aşırı lakrimasyona, göz ağrısına, kimyasal yanık konjonktiva ve kornea, görme kaybı, öksürük, ciltte kızarıklık ve kaşıntı. Çözünürlük NH 3 suda son derece büyüktür - su hacmi başına yaklaşık 1200 hacim (0 °C'de) veya 700 hacim (20 °C'de).
3. Amonyak üretimi
Laboratuvarda
Endüstride
Laboratuvarda amonyak elde etmek için güçlü alkalilerin amonyum tuzları üzerindeki etkisi kullanılır:
NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H20
(NH4)2S04 + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaS04 + 2H20
Dikkat! Amonyum hidroksit kararsız bir bazdır, ayrışır: NH 4OH ↔ NH3 + H20
Amonyak havadan daha hafif olduğundan, amonyak alırken alıcı tüpünü alt kısmı yukarıya gelecek şekilde tutun:
Endüstriyel yöntem Amonyak üretimi, hidrojen ve nitrojenin doğrudan etkileşimine dayanır:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + 45,9 kJ
Koşullar:
katalizör – gözenekli demir
sıcaklık – 450 – 500 ˚С
basınç – 25 – 30 MPa
Bu, Haber süreci olarak adlandırılan yöntemdir (yöntemin fizikokimyasal temellerini geliştiren Alman fizikçi).
4. Amonyağın kimyasal özellikleri
Amonyak aşağıdaki reaksiyonlarla karakterize edilir:
1. nitrojen atomunun oksidasyon durumunda bir değişiklik ile (oksidasyon reaksiyonu)
2. nitrojen atomunun oksidasyon durumunu değiştirmeden (ilave)
Azot atomunun oksidasyon durumundaki değişikliği içeren reaksiyonlar (oksidasyon reaksiyonları)
N -3 → N 0 → N +2
NH3 – güçlü bir indirgeyici ajan.
oksijen ile
1. Amonyak yanması(ısıtıldığında)
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20
2. Amonyağın katalitik oksidasyonu (katalizör Pt – Rh, sıcaklık)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
metal oksitler ile
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O
güçlü oksitleyici maddelerle
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (ısıtıldığında)
amonyak zayıf bir bileşiktir ve ısıtıldığında ayrışır
2NH3 ↔ N2 + 3H2
Azot atomunun oksidasyon durumunu değiştirmeden reaksiyonlar (ilave - Amonyum iyonu NH oluşumu 4 + her biri bağışçı-alıcı mekanizması)
5. Amonyak uygulaması
Üretim hacimleri açısından amonyak ilk sıralarda yer alır; Her yıl dünya çapında bu bileşiğin yaklaşık 100 milyon tonu üretiliyor. Amonyak sıvı formda veya sulu bir çözelti halinde mevcuttur - genellikle %25 NH içeren amonyak suyu 3 . Daha sonra büyük miktarlarda amonyak üretmek için kullanılır. Nitrik asit gübre ve diğer birçok ürünün üretiminde kullanılır. Amonyaklı su aynı zamanda doğrudan gübre olarak da kullanılıyor ve bazen tarlalar doğrudan tanklardan sıvı amonyakla sulanıyor. Amonyaktan çeşitli amonyum tuzları, üre ve metenamin elde edilir. Endüstriyel soğutma ünitelerinde ucuz soğutucu olarak da kullanılır.
Amonyak ayrıca naylon ve naylon gibi sentetik elyafların üretiminde de kullanılır. Hafif sanayide pamuk, yün ve ipeğin temizlenmesinde ve boyanmasında kullanılır. Petrokimya endüstrisinde amonyak asidik atıkları nötralize etmek için kullanılır ve doğal kauçuk endüstrisinde amonyak, lateksin tarladan fabrikaya giderken korunmasına yardımcı olur. Amonyak ayrıca Solvay yöntemi kullanılarak soda üretiminde de kullanılır. Çelik endüstrisinde, amonyak nitrürleme için kullanılır - çeliğin yüzey katmanlarını nitrojenle doyurur, bu da sertliğini önemli ölçüde artırır.
Doktorlar sulu amonyak (amonyak) çözeltileri kullanırlargünlük uygulamada: amonyağa batırılmış bir pamuklu çubuk, kişiyi bayılma durumundan çıkarır. Bu dozdaki amonyak insanlar için tehlikeli değildir.
3. Çalışılan materyalin konsolidasyonu
1 numara. Şemaya göre dönüşümleri gerçekleştirin:
a) Azot → Amonyak → Nitrik oksit (II)
b) Amonyum nitrat → Amonyak → Azot
c) Amonyak → Amonyum Klorür → Amonyak → Amonyum Sülfat
ORR için bir e-denge derleyin; RIO için iyonik denklemleri tamamlayın.
2 numara. Dört denklem yazın kimyasal reaksiyonlar bu da amonyak oluşumuna neden olur.
4. Ödev
S. 24, örn. 2.3; Ölçek
Amonyak (NH3), sanayi ve ticarette kullanılan en yaygın endüstriyel kimyasallardan biridir.
Amonyak, vücudumuzun buna neden ihtiyacı var? Tüm organ ve dokularda sürekli olarak oluştuğu ve birçok biyolojik süreçte önemli bir madde olduğu, amino asitlerin oluşumu ve nükleotidlerin sentezi için öncü görevi gördüğü ortaya çıktı. Doğada azot içeren maddelerin ayrışması sırasında amonyak oluşur. organik bileşikler.
Amonyağın kimyasal ve fiziksel özellikleri
- Şu tarihte: oda sıcaklığı amonyak, keskin, boğucu bir kokuya sahip, renksiz, tahriş edici bir gazdır;
- saf haliyle susuz amonyak olarak bilinir;
- higroskopik (nemi kolayca emer);
- alkalin özelliklere sahiptir, kostiktir, suda kolayca çözünür;
- basınç altında kolayca sıkıştırılır ve berrak bir sıvı oluşturur.
Amonyak nerede kullanılır?
Amonyağın yaklaşık %80'i endüstriyel ürünlerin yapımında kullanılır.
Amonyak kullanılır tarım gübre olarak.
Sulu bileşimlerin saflaştırılması için soğutma ünitelerinde bulunur.
Plastik, patlayıcı, tekstil, böcek ilacı, boya ve diğer kimyasalların üretiminde kullanılır.
Birçok ev ve endüstriyel temizlik solüsyonunda bulunur. Amonyak içeren ev ürünleri %5-10 amonyak ilavesiyle yapılır; endüstriyel çözeltilerdeki amonyak konsantrasyonu daha yüksektir - %25, bu da onları daha yakıcı yapar.
Amonyak insan vücudunu nasıl etkiler?
Çoğu insan amonyakla temas eder gaz gibi solumak veya buharlaşma. Amonyak doğal olarak mevcut olduğundan ve deterjanlarda bulunduğundan, bunlar bunun kaynağı olabilir.
Amonyağın tarım ve sanayi alanlarında yaygın kullanımı, kazara salınımlar veya kasıtlı terör saldırıları sırasında havada artan konsantrasyonların meydana gelebileceği anlamına da gelir.
Susuz amonyak gazı havadan hafif olduğundan yükseğe yükselir, dolayısıyla genellikle dağılır ve alçak alanlarda birikmez. Ancak nem varlığında (artan bağıl nem) sıvılaştırılmış susuz amonyak havadan daha ağır bir buhar oluşturur. Bu buharlar yeryüzünün yüzeyine veya ovalara taşınabilir.
Amonyak nasıl çalışır?
Amonyak cilt yüzeyinde, gözlerde, ağızda, solunum yollarında ve kısmen mukoza yüzeylerinde nemle temas ettikten hemen sonra reaksiyona girmeye başlar ve çok yakıcı bir gaz oluşturur. Amonyum hidroksit . Amonyum hidroksit nedenleri doku nekrozu Hücre zarlarının bozulması nedeniyle hücre tahribatına yol açar. Protein ve hücreler parçalandıktan sonra, iltihaplı bir tepki yoluyla su ekstrakte edilir ve bu da daha fazla hasara yol açar.
Amonyak zehirlenmesinin belirtileri nelerdir?
Nefes. Burundaki amonyak kokusu rahatsız edici ve keskindir. Havadaki yüksek konsantrasyondaki amonyakla temas, burun, boğaz ve solunum yollarında yanma hissine yol açar. Bu durum bronşiyol ve alveolar ödeme ve solunum yetmezliğinden kaynaklanan hava yolu hasarına yol açabilir. Düşük konsantrasyonların solunması öksürüğe ve burun ve boğazda tahrişe neden olabilir. Amonyak kokusu, varlığının oldukça erken bir uyarısıdır, ancak amonyak aynı zamanda koku alma duyusunun zayıflamasına da yol açar, bu da düşük konsantrasyonlarda onu havada fark etme yeteneğini azaltır.
Yetişkinlerle aynı miktarda amonyağa maruz kalan çocuklar, akciğerlerinin yüzey alanının vücutlarına göre çok daha büyük olması nedeniyle daha büyük bir doz alırlar. Ayrıca amonyağa daha fazla maruz kalabilirler. kısa- buhar konsantrasyonunun daha yüksek olduğu yere daha yakındırlar.
Cilt veya gözlerle temas. Havadaki veya sıvılardaki düşük konsantrasyonlu amonyakla temas, gözlerin veya cildin hızla tahriş olmasına neden olabilir. Daha yüksek amonyak konsantrasyonları ciddi yaralanmalara neden olabilir ve yanıklar . Endüstriyel deterjanlar gibi konsantre amonyak sıvılarıyla temas, cilt yanıkları, göz hasarı veya körlük dahil korozyon hasarı . En yüksek derece göz lezyonları maruziyetten sonra bir hafta boyunca görünmeyebilir. Sıvılaştırılmış amonyakla temas da şunlara neden olabilir: donma .
Gıda ile tüketim. Amonyak solüsyonunun yutulması yoluyla yüksek konsantrasyonda amonyağa maruz kalmak ağız, boğaz ve mideye zarar verebilir.
Ve hidrojen. Renksiz fakat keskin kokulu bir gazdır. Kimyasal bileşim amonyak - NH3 formülünü yansıtır. Bir maddenin basıncındaki bir artış veya sıcaklığındaki bir azalma, onun renksiz bir sıvıya dönüşmesine yol açar. Amonyak gazı ve çözeltileri sanayi ve tarımda yaygın olarak kullanılmaktadır. Tıpta% 10 amonyum hidroksit kullanılır - amonyak.
Molekül yapısı. Amonyağın elektronik formülü
Hidrojen nitrür molekülü, tabanında üç hidrojen atomuna bağlı nitrojen bulunan bir piramit şeklindedir. N-H bağları oldukça polarizedir. Azot, bağlanan elektron çiftini daha güçlü bir şekilde çeker. Bu nedenle negatif yük N atomunda birikir, pozitif yük ise hidrojen üzerinde yoğunlaşır. Bu süreç hakkında bir fikir molekül modeli, elektron ve amonyak tarafından verilmektedir.
Hidrojen nitrür suda çok çözünür (20 °C'de 700:1). Pratik olarak serbest protonların varlığı, molekülleri birbirine bağlayan çok sayıda hidrojen "köprüsü" oluşumuna yol açar. Yapısal özellikler ve kimyasal bağlanma aynı zamanda amonyağın artan basınç veya azalan sıcaklık (-33 °C) ile kolayca sıvılaştığı anlamına da gelir.
ismin kökeni
"Amonyak" terimi, 1801 yılında Rus kimyager Ya.Zakharov'un önerisiyle bilimsel kullanıma sunuldu, ancak bu madde eski çağlardan beri insanoğluna aşinaydı. Atık ürünlerin, proteinler ve üre gibi birçok organik bileşiğin ve amonyum tuzlarının ayrışması sırasında keskin kokulu bir gaz açığa çıkar. Kimya tarihçileri, maddenin adını eski Mısır tanrısı Amun'dan aldığına inanıyor. Kuzey Afrika'da Siwa (Ammona) vahası vardır. Çevrede kalıntılar var Antik şehir ve yanında amonyum klorür birikintilerinin bulunduğu bir tapınak. Bu maddeye Avrupa'da “Amon tuzu” deniyordu. Siwa vahasının sakinlerinin tapınakta tuz kokusu aldığına dair bir efsane var.
Hidrojen nitrürün hazırlanması
İngiliz fizikçi ve kimyager R. Boyle deneylerde gübreyi yaktı ve hidroklorik asite batırılmış ve ortaya çıkan gaz akışına verilen bir çubuk üzerinde beyaz duman oluşumunu gözlemledi. 1774 yılında başka bir İngiliz kimyager olan D. Priestley, amonyum klorürü sönmüş kireçle ısıttı ve gaz halinde bir madde açığa çıkardı. Priestley bileşiğe "alkali hava" adını verdi çünkü bileşiğin çözeltisi, amonyağın hidroklorik asitle etkileşime girdiğinin açıklandığı Boyle deneyinin özelliklerini gösteriyordu. Sağlam beyaz reaksiyona giren maddelerin molekülleri doğrudan havayla temas ettiğinde meydana gelir.
Amonyağın kimyasal formülü, 1875 yılında, bir elektrik deşarjının etkisi altında maddenin kurucu bileşenlerine ayrışması üzerine bir deney yapan Fransız C. Berthollet tarafından oluşturulmuştur. Bugüne kadar Priestley, Boyle ve Berthollet'in deneyleri laboratuvarlarda hidrojen nitrür ve amonyum klorür elde etmek için tekrarlandı. Endüstriyel yöntem, 1901 yılında nitrojen ve hidrojenden bir maddenin sentezlenmesine yönelik bir yöntem için patent alan A. Le Chatelier tarafından geliştirildi.
Amonyak çözeltisi. Formül ve özellikler
Sulu bir amonyak çözeltisi genellikle hidroksit - NH4OH olarak yazılır. Zayıf bir alkalinin özelliklerini gösterir:
- NH3 + H20 = NH4OH = NH4++ + OH - iyonlarına ayrışır;
- fenolftalein çözeltisini kırmızıya boyar;
- asitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur;
- Çözünür bakır tuzları ile karıştırıldığında Cu(OH)2'yi parlak mavi bir madde olarak çökeltir.
Amonyak ile su arasındaki reaksiyonda denge, başlangıç maddelerine doğru kayar. Önceden ısıtılmış hidrojen nitrür oksijende iyi yanar. Azot, basit N2 maddesinin diatomik moleküllerine oksitlenir. Amonyak ayrıca bakır (II) oksitle reaksiyona girdiğinde indirgeyici özellikler sergiler.
Amonyağın anlamı ve çözümleri
Hidrojen nitrür, en önemli ürünlerden biri olan amonyum tuzları ve nitrik asit üretiminde kullanılır. kimyasal endüstri. Amonyak, soda üretimi için hammadde görevi görür (nitrat yöntemi kullanılarak). Endüstriyel konsantre çözeltideki hidrojen nitrür içeriği %25'e ulaşır. Tarımda sulu bir amonyak çözeltisi kullanılır. Sıvı gübrenin formülü NH 4 OH'dir. Madde doğrudan gübre olarak kullanılır. Toprağı nitrojenle zenginleştirmenin diğer yolları klorür ve fosfat tuzlarının kullanılmasıdır. Endüstriyel koşullarda ve tarım tesislerinde amonyum tuzları içeren mineral gübrelerin alkalilerle birlikte depolanması önerilmez. Ambalajın bütünlüğü tehlikeye girerse maddeler birbirleriyle reaksiyona girerek amonyak oluşturabilir ve bunu iç mekan havasına salabilir. Toksik bileşik, merkezi solunum organlarını olumsuz yönde etkiler. gergin sistem kişi. Amonyak ve hava karışımı patlayıcıdır.
NH3 formülüne sahip hidrojen nitrüre amonyak denir. Keskin bir kokuya sahip, hafif (havadan hafif) bir gazdır. Molekülün yapısı amonyağın fiziksel ve kimyasal özelliklerini belirler.
Yapı
Amonyak molekülü bir nitrojen atomu ve üç hidrojen atomundan oluşur. Hidrojen ve nitrojen atomları arasındaki bağlar kovalenttir. Amonyak molekülü üçgen piramit şeklindedir.
Azotun 2p yörüngesinde üç serbest elektron vardır. Üç hidrojen atomu bunlarla hibridizasyona girerek sp3 hibridizasyon tipini oluşturur.
Pirinç. 1. Amonyak molekülünün yapısı.
Bir hidrojen atomunun yerini bir hidrokarbon radikali (CnHm) alırsa, yeni bir organik madde elde edilir - bir amin. Yalnızca bir hidrojen atomu değil, üçü de değiştirilebilir. İkame edilmiş atomların sayısına bağlı olarak üç tip amin ayırt edilir:
- öncelik(metilamin - CH3NH2);
- ikincil(dimetilamin - CH3-NH-CH3);
- üçüncül(trimetilamin - CH3-N-(CH3)2).
C2H4, C6H4, (C2H4)2 ve birkaç karbon ve hidrojen atomu içeren diğer maddeler bir amonyak molekülüne katılabilir.
Pirinç. 2. Aminlerin oluşumu.
Amonyak ve aminlerin serbest bir çift nitrojen elektronu vardır, dolayısıyla iki maddenin özellikleri benzerdir.
Fiziksel
Temel fiziki ozellikleri amonyak:
- renksiz gaz;
- Güçlü koku;
- suda iyi çözünürlük (bir hacim su için 20°C'de, 0°C - 1200°C'de 700 hacim amonyak);
- havadan daha hafiftir.
Amonyak -33°C'de sıvılaşır ve -78°C'de katılaşır. Konsantre çözelti %25 amonyak içerir ve yoğunluğu 0,91 g/cm3'tür. Sıvı amonyak inorganik ve organik maddeleri çözer ancak elektrik akımını iletmez.
Doğada, azot içeren organik maddelerin (proteinler, üre) çürümesi ve ayrışması sırasında amonyak açığa çıkar.
Kimyasal
Amonyaktaki nitrojenin oksidasyon derecesi -3, hidrojen - +1'dir. Amonyak oluştuğunda, hidrojen nitrojeni oksitleyerek ondan üç elektron çıkarır. Geriye kalan nitrojen elektron çifti ve hidrojen atomlarının kolay ayrılması nedeniyle amonyak, basit ve karmaşık maddelerle reaksiyona giren aktif bir bileşiktir.
Ana kimyasal özellikler tabloda açıklanmıştır.
|
Etkileşim |
Reaksiyon ürünleri |
Denklem |
|
Oksijen ile |
Azot oluşturacak şekilde yanar veya bir katalizör (platin) varlığında oksijenle reaksiyona girerek nitrik oksit oluşturur |
4NH3 +3O2 → 2N2 + 6H20; 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O |
|
Halojenli |
Azot, asit |
2NH3 + 3Br2 → N2 + 6HBr |
|
Amonyum hidroksit veya amonyak |
NH3 + H2O → NH4OH |
|
|
Asitlerle |
Amonyum tuzları |
NH3 + HC1 → NH4Cl; 2NH3 + H2S04 → (NH4)2S04 |
|
Yeni tuz oluşturmak için metalin yerini alır |
2NH3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu |
|
|
Metal oksitler ile |
Metali azaltır, nitrojen oluşur |
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O |
Raporun değerlendirilmesi
Ortalama puanı: 4.3. Alınan toplam puan: 262.
Fiziki ozellikleri.
Normal basınç altında amonyak -33 °C'de sıvılaşır ve -78 °C'de katılaşır. NH3'ün füzyon ısısı 6 kJ/mol'dür. Amonyağın kritik sıcaklığı 132 °C, kritik basıncı ise 112 atm'dir. Bunu içeren silindirler boyanmalıdır sarı ve siyah bir yazıt "Amonyak" var.
Amonyak, karakteristik keskin kokusu olan (“amonyak”) renksiz bir gazdır. Sudaki çözünürlüğü diğer tüm gazlardan daha yüksektir: bir hacim su, 0 °C'de yaklaşık 1200 hacim ve 20 °C'de yaklaşık 700 hacim NH3 emer. Ticari konsantre çözeltinin yoğunluğu genellikle 0,91 g/cm3'tür ve ağırlıkça %25 NH3 içerir (yani NH3 ·3H20 bileşimine yakın).
Sıvı amonyağın birleşimi, yüksek buharlaşma ısısıyla (23,4 kJ/mol) ilişkilidir. Amonyağın kritik sıcaklığı yüksek (+132 °C) olduğundan ve buharlaştığında ortamdan büyük miktarda ısı uzaklaştırıldığından, sıvı amonyak soğutma makinelerinde çalışma maddesi olarak görev yapabilir. r hava yoluyla = M NH3 / M ortalama hava = 17 / 29 = 0,5862
Sıvı amonyak çok iyi bir çözücüdür. çok sayıda organik bileşiklerin yanı sıra birçok inorganik bileşik de bulunmaktadır. Örneğin, elementel kükürt, güçlü çözeltileri kırmızı renkte olan [ve +18 ° C'nin altında S(NH3)2 solvat içerir] sıvı amonyak içinde iyi çözünür. Tuzlardan amonyum ve alkali metal türevleri diğerlerinden daha fazla çözünür ve tuzların çözünürlüğü Cl-Br-I serisi boyunca artar. Örnekler aşağıdaki verileri içerir (25 °C'de g/100 g NH3):
|
Halojenürlerin çözünürlüğündeki benzer bir değişiklik diğer bazı katyonların karakteristiğidir. Pek çok nitrat (ve KMnO4) sıvı amonyakta da yüksek oranda çözünür. Aksine, oksitler, florürler, sülfatlar ve karbonatlar kural olarak içinde çözünmez.
Tuzların sıvı NH3 ve sudaki çözünürlüklerindeki farklılıktan yararlanılarak, bazen yaygın olarak gözlemlenen iyon değişim reaksiyonlarını tersine çevirmek mümkündür. Örneğin şemaya göre denge:
2 AgNO 3 + BaBr 2 N 2 AgBr + Ba(NO 3) 2
İÇİNDE su ortamı neredeyse tamamen sağa (AgBr'nin çözünmezliği nedeniyle) ve amonyak ortamında - sola (BaBr2'nin çözünmezliği nedeniyle) kayar.
İyonlaştırıcı bir çözücü olarak amonyağın karakteristik bir özelliği, çeşitli elektrolitlerin ayrışması üzerindeki belirgin dengeleme etkisidir. Örneğin, sulu bir ortamda ayrışma açısından orantısız olan sıvı amonyak içindeki HClO4 ve HCN, hemen hemen aynı ayrışma sabitleri (5.10-3 ve 2.10-3) ile karakterize edilir. Tuzlar sıvı amonyakta orta veya zayıf kuvvette elektrolitler gibi davranır (örneğin, KBr için K = 2·10-3). Klorürler genellikle biraz daha az ayrışır ve iyodürler, karşılık gelen bromürlerden biraz daha fazla ayrışır.
Sıvı amonyağın özel bir özelliği, en aktif metalleri çözme yeteneğidir ve ikincisi iyonlaşmaya uğrar. Örneğin, seyreltik bir sodyum metali çözeltisi Mavi renk, elektrolit çözeltileri gibi elektrik akımını iletir ve Na+ katyonları (amonyakla solvatlanmış) ve (NH3) x - anyonlarını içerir. Böyle karmaşık bir anyonun merkezi kısmı, polarizasyon etkileşimi içinde olan serbest bir elektrondur. çevre(polaron). Daha yüksek Na konsantrasyonlarında, çözeltisi bronz görünümünü alır ve metalik elektrik iletkenliği sergiler, yani çözünmüş amonyakla birlikte serbest elektronlar da içerir. -42 °C'nin altında mavi ve bronz fazlar karışmadan bir arada bulunabilir. Sodyum çözeltilerinin sıvı amonyak içinde uzun süreli depolanmasına, aşağıdaki şemaya göre çok yavaş bir reaksiyonun sonucu olarak renklerinin bozulması eşlik eder:
2 Na + 2 NH3 = 2 NaNH2 + H2 .
Sezyum ile (-50 ° C'de 1000 g NH3 başına çözünürlük 25 mol), birkaç dakika içinde benzer bir reaksiyon meydana gelir.
Amonyak içinde çözünmüş bir metal, değerlik elektronlarını uzaklaştırma eğilimindedir ve bu da benzersiz yer değiştirme reaksiyonlarının gerçekleştirilmesi olasılığını yaratır. Örneğin, KCl'nin sıvı amonyak içindeki çözünürlüğünü ve CaCl2'nin çözünmezliğini kullanarak, aşağıdaki şemaya göre potasyumu kalsiyumdan ayırmak mümkündür:
2 KCl + Ca® CaCl2 + 2 K.
Sıvı amonyakla emprenye etmenin ahşabın sünekliğini büyük ölçüde arttırdığına dair ilginç bir gösterge vardır. Bu, amonyağın çıkarılmasından sonra korunan belirli istenen şekillerin verilmesini nispeten kolaylaştırır.
Amonyağın suda çözünmesine ısı açığa çıkması eşlik eder (yaklaşık 33 kJ/mol). Sıcaklığın çözünürlük üzerindeki etkisi, ağırlıkça bir kısım su (atmosferik amonyak basıncı altında) tarafından emilen NH3'ün ağırlıkça kısım sayısını gösteren aşağıdaki verilerle gösterilmektedir:
|
Sıcaklık °C |
-30 | 0 | 10 | 30 | 50 | 80 | 100 |
| çözünürlük | 2,78 | 0,87 | 0,63 | 0,40 | 0,23 | 0,15 | 0,07 |
Normal şartlarda yaklaşık 3 N amonyak çözeltisi maksimum elektrik iletkenliğine sahiptir. Organik çözücülerdeki çözünürlüğü suya göre çok daha azdır.
Kimyasal özellikler.
Verici-alıcı mekanizmasıyla kovalent bağ oluşumu.
1. Amonyak bir Lewis bazıdır. Sudaki çözeltisi (amonyak suyu, amonyak), amonyum hidroksit oluşumu nedeniyle alkali bir reaksiyona (turnusol - mavi; fenolftalein - koyu kırmızı) sahiptir.
NH3 + H20<-->NH4OH<-->NH4++ OH -
2. Amonyak asitlerle reaksiyona girerek amonyum tuzları oluşturur.
NH3 + HCl® NH4Cl
2NH3 + H2SO4® (NH 4) 2 SO 4
NH3 + H2O + CO2® NH4HCO3
Amonyak bir indirgeyici maddedir (N 2 +1 O veya N +2 O'ya oksitlenir)
1. Isı ayrışımı
2N -3 H 3 - t° ® N 2 0 + 3H 2
2. Oksijende yanma
a) katalizörsüz
4N -3 H3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O
b) katalitik oksidasyon (kat = Pt)
4N -3 H3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6H 2 O
3. Bazı metal oksitlerin indirgenmesi
3Cu +2 O + 2N -3 H3® 3Cu0 + N2 0 + 3H2O
Isıtılmış CuO üzerinden bir amonyak akışı geçtiğinde serbest nitrojene oksitlenir. Amonyağın ozon tarafından oksidasyonu NH4NO3 oluşumuna yol açar. Ozonla karışan sıradan oksijenin de bu oksidasyonda bir miktar rol alması ilginçtir.
Amonyak iyi bir yanıcı jet yakıtıdır. Su gibi sıvı amonyak da esas olarak H bağlarının oluşumu yoluyla yüksek düzeyde ilişkilidir. Ancak nispeten zayıftırlar (yaklaşık 4,2 kJ/mol). Sıvı amonyağın viskozitesi suyun viskozitesinden neredeyse yedi kat daha azdır. Yoğunluğu (-33 ve +20 °C'de sırasıyla 0,68 ve 0,61 g/cm3) suyunkinden önemli ölçüde daha azdır. Elektrik sıvı amonyak pratik olarak iletken değildir, çünkü şemaya göre elektrolitik ayrışma:
NH3 + NH3ы NH4 + + NH2 -
Önemsiz derecede küçük: iyonik ürün = 2·10 -33 (-50 °C'de).
0 °C'nin üzerinde (basınç altında) sıvı amonyak suyla her oranda karışır. 30 °C'deki amonyak içindeki güçlü su çözeltileri kullanılarak iyonizasyonunun düşük olduğu gösterilmiştir. Yani 9 M'lik bir çözüm için / = 1·10 -11'e sahibiz.
İçin kimyasal özellikler Amonyakta üç tip reaksiyon birincil öneme sahiptir: ilave, hidrojen ikamesi ve oksidasyon.
Amonyak için en karakteristik ekleme reaksiyonları. Özellikle, birçok tuza etki ettiğinde, CaCl2 · 8NH3, CuS04 · 4NH3, vb. bileşimindeki kristalli amonyak bileşikleri, oluşum doğası ve kristalin hidratlara benzer şekilde kolayca oluşturulur.
Amonyak suda çözündüğünde kısmen amonyum hidroksit oluşur:
NH3 + H20S NH4OH
Bu bileşikte amonyum radikali (NH4) tek değerlikli bir metal rolünü oynar. Bu nedenle, NH4OH'nin elektrolitik ayrışması ana tipe göre ilerler:
NH4OH x NH4 + OH"
Bu denklemlerin her ikisini de birleştirerek şunu elde ederiz: Genel fikir Sulu bir amonyak çözeltisinde meydana gelen dengeler hakkında:
NH3 + H20S NH4OH S NH4 + OH"
Bu dengelerin varlığı nedeniyle, sulu bir amonyak çözeltisi (genellikle basitçe "amonyak" olarak adlandırılır) keskin bir kokuya sahiptir. Çözeltideki OH" iyonlarının konsantrasyonunun düşük olması nedeniyle, NH4OH zayıf bir baz olarak kabul edilir. Amonyum hidroksit, seyreltilmiş çözeltileri ("amonyak") da kullanılan en önemli kimyasal reaktiflerden biridir. ilaç ve ev (giysileri yıkarken ve lekeleri çıkarırken).
NH3'ün su ve organik sıvılar arasındaki dağılımına ilişkin verilerin analizi, suda çözünen tüm amonyağın %90'ından fazlasının hidratlı formda olduğunu göstermektedir. Sulu amonyak çözeltisinin üzerindeki buhar fazı için dengenin varlığı aşağıdaki şemaya göre belirlendi:
2 NH3 + H20S2 NH3H20 + 75 kJ,
20 °C'de K = 1·10 -4 değeriyle karakterize edilir.
Atom, molekül.
NH3 molekülü, tepesinde bir nitrojen atomu bulunan üçgen bir piramit yapısına sahiptir. R HNH = 107,3°. Elektronlar H-N bağları oldukça güçlü bir şekilde hidrojenden nitrojene kaydırılır, bu nedenle amonyak molekülü bir bütün olarak önemli bir polarite ile karakterize edilir.
Amonyağın piramidal yapısı enerji açısından düz olandan 25 kJ/mol kadar daha uygundur. Molekül polardır; N-H bağlantısı 389 kJ/mol enerji ile karakterize edilir, ancak hidrojen atomlarının sıralı ayrışma enerjileri için değerler 435, 397 ve 339 kJ/mol olarak verilir. Amonyak molekülleri zayıf hidrojen bağlarıyla bağlanır:
Amonyak moleküllerinin ilginç bir özelliği, yapısal dönüşüme uğrama yetenekleridir; Hidrojen atomlarının oluşturduğu piramidin taban düzleminden bir nitrojen atomunun geçirilmesiyle “tersyüz edilmesi”. Bu tersinmenin potansiyel bariyeri 25 kJ/mol'dür; bunu yalnızca enerji açısından yeterince zengin moleküller gerçekleştirebilir. Ters çevirme oranı nispeten düşüktür - NH3 moleküllerinin bir elektrik alanı tarafından yönlendirilme oranından 1000 kat daha azdır.
Fiş.
Serbest nitrojenin havadan bağlı duruma transferi esas olarak amonyak sentezi yoluyla gerçekleştirilir:
N2 + 3H2S2NH3 + 92 kJ.
Dengeyi değiştirme ilkesi, amonyak oluşumu için en uygun koşulların mümkün olduğu kadar çok olduğunu gösterir. düşük sıcaklık ve belki daha fazlası yüksek basınç. Bununla birlikte, 700 °C'de bile reaksiyon hızı o kadar düşüktür (ve dolayısıyla denge o kadar yavaş kurulur ki) pratik kullanım. Tam tersine daha fazlası ile yüksek sıcaklıklar Denge durumu hızlı bir şekilde kurulduğunda sistemdeki amonyak içeriği ihmal edilebilir hale gelir. Bu nedenle, söz konusu sürecin teknik olarak uygulanması imkansız hale geliyor, çünkü ısıtma yardımıyla dengeye ulaşmayı hızlandırarak aynı zamanda konumunu olumsuz bir tarafa kaydırıyoruz.
Ancak dengeyi aynı anda değiştirmeden denge durumuna ulaşmayı hızlandırmanın bir yolu vardır. Uygun bir katalizör çoğu zaman yararlı bir araçtır. Uygun bir katalizör metalik demirdir (Al203 ve K20 safsızlıkları ile). İşlem genellikle 400-600 °C sıcaklıkta (bir katalizör üzerinde) ve 100-1000 atm basınçta gerçekleştirilir. Amonyak gaz karışımından ayrıldıktan sonra gaz karışımı tekrar çevrime dahil edilir.
Amonyak sentezi için katalizör arama sürecinde yaklaşık 20 bin farklı madde denendi. Yaygın olarak kullanılan bir demir katalizörü genellikle yakın bir FeO ve Fe203 karışımının (Fe, Al203 ve KOH'nin küçük safsızlıklarını içeren) 3H2 +N2 atmosferinde ısıtılmasıyla hazırlanır. H2S, CO, CO2, su buharı ve oksijen katalizörü hızla "zehirlediğinden", kendisine sağlanan nitrojen-hidrojen karışımının bunlardan dikkatlice arındırılması gerekir. Doğru teknolojik koşullar sağlandığında katalizör birkaç yıl kesintisiz olarak çalışır.
İçin Daha fazla gelişme sentetik amonyak endüstrisinde, 2000 atm ve daha yüksek basınçlarda, nitrojen-hidrojen karışımından amonyak sentezinin özel bir katalizör olmadan bile iyi ilerlemesi önemli olabilir. 850 °C ve 4500 atm'de amonyağın pratik verimi %97'dir. Ultra yüksek basınçlarda, kaynak gazlarda çeşitli yabancı maddelerin varlığının sürecin gidişatını etkilememesi özellikle önemlidir.
Amonyak sentezi 1913 yılında pratik olarak gerçekleştirildi ve bu yolla 7 ton NH3 elde edildi. Şu anda bu sentez, sabit nitrojen üretimi için ana endüstriyel yöntemdir ve yıllık küresel üretim on milyonlarca tona ulaşır.
Amonyağın elementlerden doğrudan sentezine ek olarak, 1905'te geliştirilen yöntemin atmosferik nitrojeni sabitlemek için bazı endüstriyel önemi vardır. siyanamid yöntemi. İkincisi, 1000 °C'de kalsiyum karbürün (kireç ve kömür karışımının bir elektrikli fırında kalsine edilmesiyle elde edilir) serbest nitrojen ile aşağıdaki denkleme göre reaksiyona girmesi gerçeğine dayanmaktadır:
CaC2 + N2 = CaCN2 + C + 293 kJ.
Bu şekilde elde edilen kalsiyum siyanamid (Ca=N-Cє N) gri (karbon safsızlığından) bir tozdur. Aşırı ısıtılmış (yani 100 °C'nin üzerinde ısıtılan) su buharına maruz kaldığında, amonyak salınımıyla ayrışır:
CaCN2 + 3 H20 = CaC03 + 2 NH3 + 222 kJ.
Kalsiyum siyanamidin su ile ayrışması normal sıcaklıklarda yavaş ilerler. Bu nedenle ekimden çok önce toprağa eklenerek azotlu gübre olarak kullanılabilir. Kalsiyumun varlığı onu özellikle podzolik topraklar için uygun kılar. "Siyanamid sadece azotlu gübre değil, aynı zamanda kireç gübresi rolünü de oynuyor ve kireç de ücretsiz uygulama nitrojene" (D.N. Pryanishnikov).
Laboratuvar koşullarında NH3, katı NH4Cl'nin doymuş bir KOH çözeltisi ile işlenmesiyle elde edilir. Açığa çıkan gaz, katı KOH veya taze kalsine edilmiş kalsiyum oksit (CaO) içeren bir kaptan geçirilerek kurutulabilir. Amonyak onlarla bileşikler oluşturduğundan H2S04 ve CaCl2 kurutma için kullanılamaz.
2NH4Cl + Ca(OH) 2 - t° ® CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O
Amonyak yalnızca yöntem (A) kullanılarak toplanabilir, çünkü Havadan hafiftir ve suda çok çözünür.
Vücut üzerindeki etkisi.
Amonyak, havadaki %0,5 içerikte bile mukoza zarlarını güçlü bir şekilde tahriş eder. Akut amonyak zehirlenmesi gözlerde ve solunum yollarında hasara, nefes darlığına ve zatürreye neden olur. İlk yardım araçları Temiz hava, gözlerinizi bol suyla yıkayın, su buharını soluyun. Kronik amonyak zehirlenmesi hazımsızlığa, üst solunum yollarında nezleye ve işitme kaybına neden olur. Havada izin verilen maksimum NH3 konsantrasyonu üretim tesisleri 0,02 mg/l olarak kabul edildi. Amonyak ile hacimce %16 ila 28 amonyak içeren hava karışımları patlayıcıdır.
Başvuru.
Çünkü Kalsiyum siyanamidin su ile ayrışması normal sıcaklıklarda yavaş ilerlediğinden, ekimden çok önce toprağa eklenerek azotlu gübre olarak kullanılabilir. Kalsiyumun varlığı onu özellikle podzolik topraklar için uygun kılar. "Siyanamid sadece azotlu gübre değil, aynı zamanda kireç gübresi rolünü de oynuyor ve kireç, nitrojene serbest bir katkıdır" (D.N. Pryanishnikov).
Satışa sunulan amonyak genellikle yaklaşık %10 amonyak içerir. O bulur ve tıbbi kullanım. Özellikle buharının solunması veya ağızdan alınması (bir bardak suya 3-10 damla) şiddetli zehirlenmelerin giderilmesinde kullanılır. Cilt yağlama amonyak böcek ısırıklarının etkisini zayıflatır. Çok seyreltilmiş amonyak, pencereleri silmek ve yağlıboyalı zeminleri yıkamak için uygundur; daha güçlü alkol, sinek izlerini gidermek ve gümüş veya nikel kaplı nesneleri temizlemek için kullanışlıdır.
Lekeleri çıkarırken iyi sonuçlarçoğu durumda aşağıdaki bileşimleri verirler (hacim olarak): a) 4 kısım amonyak, 5 kısım eter ve 7 kısım şarap alkolü (denatüre alkol); b) 5 kısım amonyak, 2 kısım benzin ve 10 kısım şarap alkolü; c) 10 kısım amonyak, 7 kısım şarap alkolü, 3 kısım kloroform ve 80 kısım benzin; d) 5 kısım amonyak, 3 kısım aseton ve 20 kısım alkol sabun çözeltisi.
Giysilere bulaşan yağlı boyanın önce terebentin, ardından amonyakla nemlendirilmiş pamuk parçalarıyla silinmesi önerilir. Mürekkep lekesini çıkarmak için genellikle amonyakla işlemden geçirmek ve suyla durulamak yeterlidir.