Unde este folosit amoniacul în industrie? Proprietățile chimice ale soluției de amoniac - formulă, utilizare în viața de zi cu zi, medicină și grădinărit

16.10.2019

Tratament

Proprietățile amoniacului NH 3 (gaz) la presiunea atmosferică

Amoniacul (NH 3 ) este o substanță gazoasă inflamabilă toxică cu proprietatea de a forma un amestec exploziv la contactul cu aerul.

La presiunea normală și la temperatura camerei, există ca gaz. Pentru utilizare în producție și transport, amoniacul (nitrură) este lichefiat.

Amoniacul tehnic este utilizat ca materie primă principală în producerea unei cantități mari de substanțe care conțin și se folosesc în diverse industrii: îngrășăminte minerale și acizi cianhidric, în general sinteza organică etc.

Tabelul prezintă densitatea și proprietățile termofizice ale amoniacului în stare gazoasă în funcție de temperatură la o presiune de 760 mm Hg. Proprietățile amoniacului sunt indicate la temperaturi de la -23 la 627 ° C.

Tabelul oferă următoarele proprietățile amoniacului:

densitatea amoniacului, kg / m 3;
coeficient de conductivitate termică, W / (m · grade);
vascozitate dinamica,;
numărul Prandtl.

Tabelul arată că proprietățile amoniacului depind în mod semnificativ de temperatură. Asa de, odată cu creșterea temperaturii, densitatea amoniacului scade, și numărul Prandtl; alte caracteristici ale acestui gaz le cresc valorile.

De exemplu, la o temperatură 27°C(300 K) amoniacul are o densitate egală cu 0,715 kg/m 3, iar atunci când este încălzit la 627 ° C (900 K), densitatea amoniacului scade la o valoare de 0,233 kg / m 3.

Densitatea amoniacului la temperatura camerei și presiunea atmosferică normală este semnificativ mai mică în aceste condiții.

Notă: Fii atent! Conductivitatea termică a amoniacului din tabel este indicată în puterea de 10 3. Nu uitați să împărțiți la 1000.

Proprietățile amoniacului (abur uscat saturat)

Tabelul prezintă proprietățile termofizice ale amoniacului saturat uscat în funcție de temperatură.
Proprietățile sunt date în intervalul de temperatură de la -70 la 70 ° C.

Tabelul arată următoarele proprietățile vaporilor de amoniac:

densitatea amoniacului, kg / m 3;
căldură de tranziție de fază, kJ / kg;
capacitatea termică specifică, kJ / (kg · grade);
difuzivitate termică, m 2 / s;
vâscozitate dinamică, Pa · s;
vâscozitatea cinematică, m 2 / s;
numărul Prandtl.

Proprietățile amoniacului sunt foarte dependente de temperatură. Există o relație directă între temperatură și presiunea vaporilor saturați de amoniac.
În acest caz, densitatea vaporilor saturati de amoniac crește semnificativ. Valorile difuzivității termice și vâscozității scad. Conductivitatea termică a vaporilor saturati de amoniac din tabel este indicată în puterea lui 10 4. Nu uitați să împărțiți la 10.000.

Proprietățile amoniacului lichid în stare de saturație

Tabelul prezintă proprietățile termofizice ale unui lichid saturat de amoniac în funcție de temperatură.
Proprietățile amoniacului în starea unui lichid saturat sunt date în intervalul de temperatură de la -70 la 70 ° C.

Tabelul arată următoarele proprietățile amoniacului lichid:

presiunea vaporilor saturați, MPa;
densitatea amoniacului, kg / m 3;
capacitatea termică specifică, kJ / (kg · grade);
conductivitate termică, W / (m · grade);
difuzivitate termică, m 2 / s;
vâscozitate dinamică, Pa · s;
vâscozitatea cinematică, m 2 / s;
coeficient de tensiune superficială, N / m;
numărul Prandtl.

Densitatea amoniacului în stare lichidă este mai puțin dependentă de temperatură decât densitatea vaporilor acestuia. Doar vâscozitatea dinamică scade semnificativ odată cu creșterea temperaturii amoniacului lichid.

Conductibilitatea termică a amoniacului în stare lichidă și gazoasă

Tabelul prezintă valorile conductivității termice a amoniacului în stare lichidă și gazoasă, în funcție de temperatură și presiune.
Conductivitatea termică a amoniacului (dimensiunea W / (m · grade)) este indicată în intervalul de temperatură de la 27 la 327 ° С și presiunea de la 1 la 1000 atmosfere.

Conductivitatea termică a amoniacului din tabel este indicată în puterea de 10 3. Nu uitați să împărțiți la 1000.
Valorile conductivității termice de deasupra liniei sunt indicate pentru amoniacul lichid, a cărui conductivitate termică scade odată cu creșterea temperaturii.

Conductivitatea termică a gazului de amoniac crește atunci când este încălzit... O creștere a presiunii duce la o creștere a valorii conductibilității termice, atât pentru amoniacul lichid, cât și pentru gazos.

Următorul tabel arată conductivitatea termică a amoniacului la temperaturi scăzute și presiune atmosferică.

linia de saturație în funcție de temperatură este prezentată în tabelul de mai jos. Trebuie remarcat faptul că conductivitatea termică a amoniacului lichid scade atunci când este încălzit.

Notă: Fii atent! Conductivitatea termică a amoniacului din tabele este indicată în puterea de 10 3. Nu uitați să împărțiți la 1000.

Amoniac- NH3, nitrură de hidrogen, în condiții normale - un gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător (miros de amoniac)

Acesta este așa-numitul proces Haber (un fizician german care a dezvoltat bazele fizice și chimice ale metodei).

Reacția are loc cu degajarea de căldură și scăderea volumului. Prin urmare, pe baza principiului lui Le Chatelier, reacția ar trebui să fie efectuată la cele mai scăzute temperaturi posibile și la presiuni ridicate - atunci echilibrul va fi deplasat spre dreapta. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este neglijabilă, iar la temperaturi ridicate, viteza reacției inverse crește. Efectuarea reacției la presiuni foarte mari necesită crearea unor echipamente speciale care să reziste la presiune ridicată și deci o investiție mare. În plus, echilibrul reacției chiar și la 700 ° C este stabilit prea lent pentru utilizare practică.

Utilizarea unui catalizator (fier poros dopat cu Al2O3 și K2O) a făcut posibilă accelerarea atingerii stării de echilibru. Este interesant că, în căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite.

Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de obținere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 ° C, presiune 350 atmosfere, catalizator. Randamentul de amoniac în aceste condiții este de aproximativ 30%. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii.

Pentru obținerea amoniacului în laborator se folosește acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu.

De obicei, în mod de laborator, amoniacul se obține prin încălzirea slabă a unui amestec de clorură de amoniu cu var stins.

Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var cu sodă caustică.

Amoniacul foarte uscat poate fi obținut prin dizolvarea sodiului metalic în el și ulterior distilarea acestuia. Acest lucru se face cel mai bine într-un sistem realizat din metal sub vid. Sistemul trebuie să reziste la presiune mare (la temperatura camerei, presiunea vaporilor saturați a amoniacului este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție.

Rate de consum pe tona de amoniac

Producția de o tonă de amoniac în Rusia consumă în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³.

Amoniacul în medicină

Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul este folosit extern sub formă de loțiuni. O soluție apoasă de amoniac 10% este cunoscută sub numele de amoniac.

Reacții adverse posibile: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare) amoniacul poate provoca stop respirator reflex.

Aplicarea locală este contraindicată în dermatită, eczeme, alte boli ale pielii, precum și în leziunile traumatice deschise ale pielii.

În caz de lezare accidentală a membranei mucoase a ochiului, clătiți cu apă (15 minute la fiecare 10 minute) sau soluție de acid boric 5%. Nu se folosesc uleiuri și unguente. În caz de afectare a nasului și gâtului - soluție de acid citric 0,5% sau sucuri naturale. În caz de ingerare, se bea apă, suc de fructe, lapte, de preferință soluție de acid citric 0,5% sau soluție de acid acetic 1% până la neutralizarea completă a conținutului stomacului.

Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută.

Fapte interesante

Vaporii de amoniac pot schimba culoarea florilor. De exemplu, petalele albastre și albastre devin verzi, petalele roșii strălucitoare devin negre.

Hidrogen, în condiții normale - un gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător (miros de amoniac)

Halogenii (clor, iod) cu amoniac formează explozivi periculoși - halogenuri de azot (clorură de azot, iodură de azot).

Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de producere a aminelor):

(clorhidrat de metil amoniu)

Cu acizii carboxilici, anhidridele lor, halogenurile acide, eteri și alți derivați, dă amide. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă).

La 1000 ° C, amoniacul reacționează cu cărbunele pentru a forma acidul cianhidric HCN și se descompune parțial în azot și hidrogen. De asemenea, poate reacționa cu metanul pentru a forma același acid cianhidric:

Istoria numelui

Amoniacul (în limbile europene numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din Africa de Nord, situată la intersecția rutelor caravanelor. În climatele calde, ureea (NH 2) 2 CO, conținută în deșeurile animale, se descompune deosebit de rapid. Unul dintre produșii de descompunere este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian... Acesta era numele oamenilor care se închină zeului Amon. În timpul ceremoniilor lor rituale, ei au mirosit amoniac NH 4 Cl, care evaporă amoniacul atunci când este încălzit.

Amoniac lichid

Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni (autoprotoliza), în care se manifestă asemănarea sa cu apa:

Constanta de autoionizare a amoniacului lichid la -50 ° C este de aproximativ 10 -33 (mol / l) ².

Amidele metalice rezultate din reacția cu amoniacul conțin un ion negativ NH 2 -, care se formează și în timpul autoionizării amoniacului. Astfel, amidele metalice sunt analogi ai hidroxizilor. Viteza de reacție crește odată cu trecerea de la Li la Cs. Reacția este accelerată semnificativ în prezența chiar și a impurităților mici de H2O.

Soluțiile de amoniac metalic au conductivitate electrică metalică, în care atomii de metal se descompun în ioni pozitivi și electroni solvați înconjurați de molecule de NH3. Soluțiile metalice de amoniac, care conțin electroni liberi, sunt cei mai puternici agenți reducători.

Complexarea

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea unui exces de amoniac în soluții de săruri d-metalice duce la formarea complecșilor lor amino:

Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției. Deci, în prima reacție, culoarea albastră (CuSO 4) se transformă în albastru închis (culoarea complexului), iar în a doua reacție, culoarea se schimbă de la verde (Ni (NO 3) 2) la albastru-violet. Cele mai puternice complexe cu NH 3 formează crom și cobalt în starea de oxidare +3.

Rolul biologic

Amoniacul este produsul final al metabolismului azotului la oameni și animale. Se formează în timpul metabolismului proteinelor, aminoacizilor și altor compuși azotați. Este foarte toxic pentru organism, astfel încât cea mai mare parte a amoniacului din timpul ciclului ornitinei este transformată de ficat într-un compus mai inofensiv și mai puțin toxic - carbamidă (uree). Ureea este apoi excretată prin rinichi, iar o parte din uree poate fi transformată de către ficat sau rinichi înapoi în amoniac.

Amoniacul poate fi folosit și de către ficat pentru procesul invers - resinteza aminoacizilor din amoniac și analogii ceto ai aminoacizilor. Acest proces se numește „aminare reductivă”. Astfel, acidul aspartic se obține din acidul oxaloacetic, glutamic din acidul α-cetoglutaric etc.

Acțiune fiziologică

În ceea ce privește efectul său fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, capabile să provoace edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului nervos în timpul leziunilor prin inhalare. Amoniacul are efecte atât locale, cât și de resorbție.

Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Aceasta este o persoană care îl percepe ca pe un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, accese de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură, o arsură chimică cu vezicule, este posibilă ulcerația. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura atunci când se evaporă, iar la contactul cu pielea apar degerături de diferite grade. Mirosul de amoniac se simte la o concentrație de 37 mg/m³.

Aplicație

Amoniacul este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice, producția sa mondială anuală ajunge la 150 de milioane de tone. Este utilizat în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (prin metoda amoniacului) și alte produse chimice. Amoniacul lichid este folosit ca solvent.

Rate de consum pe tona de amoniac

Producția de o tonă de amoniac în Rusia consumă în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³.

„Grodno Azot” din Belarus consumă 1200 nm³ de gaz natural pe tonă de amoniac, după modernizare se așteaptă să scadă consumul la 876 nm³.

Producătorii ucraineni consumă de la 750 Nm³ la 1170 Nm³ de gaz natural pe tonă de amoniac.

Conform tehnologiei UHDE, se declara un consum de 6,7 - 7,4 Gcal de resurse energetice pe tona de amoniac.

Amoniacul în medicină

Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul este folosit extern sub formă de loțiuni. O soluție apoasă de amoniac 10% este cunoscută sub numele de amoniac.

Reacții adverse posibile: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare) amoniacul poate provoca stop respirator reflex.

Aplicarea locală este contraindicată în dermatită, eczeme, alte boli ale pielii, precum și în leziunile traumatice deschise ale pielii.

Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută.

Producători de amoniac

Producătorii de amoniac din Rusia

Companie	2006, mii de tone	2007, mii de tone
OJSC „Togliattiazot”]]	2 635	2 403,3
OJSC NAK "Azot"	1 526	1 514,8
OJSC „Acron”	1 526	1 114,2
SA „Nevinnomyssky Azot”, Nevinnomyssk	1 065	1 087,2
OJSC „Minudobreniya” (Rossosh)	959	986,2
SA „AZOT”	854	957,3
OJSC „Azot”	869	920,1
OJSC Kirovo-Chepetskiy Khim. combina"	956	881,1
OJSC Cherepovetsky „Azot”	936,1	790,6
CJSC Kuibyshevazot	506	570,4
Gazprom Salavat neftekhim"	492	512,8
„Îngrășăminte minerale” (Perm)	437	474,6
OJSC „Dorogobuzh”	444	473,9
OJSC „Îngrășăminte minerale Voskresensk”	175	205,3
SA Shchekinoazot	58	61,1
SRL „MendeleevskAzot”	-	-
Total	13 321,1	12 952,9

Rusia reprezintă aproximativ 9% din producția mondială de amoniac. Rusia este unul dintre cei mai mari exportatori de amoniac din lume. Aproximativ 25% din volumul total al producției de amoniac este exportat, ceea ce reprezintă aproximativ 16% din exporturile mondiale.

Producători de amoniac din Ucraina

Norii lui Jupiter sunt compusi din amoniac.

Vezi si

Note (editare)

Legături

//
// Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - SPb. , 1890-1907.
// Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - SPb. , 1890-1907.
// Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - SPb. , 1890-1907.

Literatură

Akhmetov N. S. Chimie generală și anorganică. - M .: Liceu, 2001.

Compusul de azot cu hidrogen volatil caracteristic este amoniacul. Din punct de vedere al importanței în industria chimică anorganică și în chimia anorganică, amoniacul este cel mai important compus cu azot hidrogen. Prin natura sa chimică, este nitrură de hidrogen H 3 N. În structura chimică a amoniacului, orbitalii sp 3 -hibrizi ai atomului de azot formează trei legături σ cu trei atomi de hidrogen, care ocupă trei vârfuri ale unui tetraedru ușor distorsionat.

Al patrulea vârf al tetraedrului este ocupat de perechea de electroni singuri de azot, care asigură nesaturarea chimică și reactivitatea moleculelor de amoniac, precum și o valoare mare a momentului electric al dipolului.

În condiții normale, amoniacul este un gaz incolor cu un miros înțepător. Este toxic: irită mucoasele, iar otrăvirea acută provoacă leziuni oculare și pneumonie. Datorită polarității moleculelor și constantei dielectrice relativ ridicate, amoniacul lichid este un solvent bun. În amoniacul lichid, metalele alcaline și alcalino-pământoase, sulful, fosforul, iodul, multe săruri și acizi sunt ușor solubile. În ceea ce privește solubilitatea în apă, amoniacul este superior oricărui alt gaz. Această soluție se numește apă cu amoniac sau amoniac. Solubilitatea excelentă a amoniacului în apă se datorează formării legăturilor de hidrogen intermoleculare.

Amoniacul are proprietăți de bază:

Interacțiunea amoniacului cu apa:

NH 3 + HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH -

Interacțiunea cu halogenuri de hidrogen:

NH3 + HCl ⇄NH4CI

Interacțiunea cu acizii (ca urmare, se formează săruri medii și acide):

NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4 fosfat de amoniu

NH3 + H3PO4 → (NH4)2HP04 fosfat acid de amoniu

NH3 + H3PO4 → (NH4) H2PO4 fosfat dihidrogen de amoniu

Amoniacul interacționează cu sărurile unor metale pentru a forma compuși complecși - amoniacul:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 sulfat de tetraamină de cupru (II)

AgCI + 2NH3 → CI clorură de diamină de argint (eu)

Toate reacțiile de mai sus sunt reacții de adiție.

Proprietăți redox:

În molecula de amoniac NH 3, azotul are o stare de oxidare de -3, prin urmare, în reacțiile redox, poate dona doar electroni și este doar un agent reducător.

Amoniacul reduce unele metale din oxizii lor:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O

Amoniacul în prezența unui catalizator este oxidat la monoxid de azot NO:

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Amoniacul este oxidat de oxigen fără un catalizator la azot:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

21. Compuși cu hidrogen ai halogenilor. 22. Acizi halogenuri de hidrogen.

Halogenurile de hidrogen sunt gaze incolore cu miros înțepător, ușor solubile în apă.Florurura de hidrogen este amestecată cu apă în orice raport. Solubilitatea ridicată a acestor compuși în apă face posibilă obținerea de soluții concentrate.

Când sunt dizolvate în apă, halogenurile de hidrogen se disociază ca acizi. HF aparține compușilor slab disociați, ceea ce se explică prin rezistența specială a legăturii. Restul soluțiilor de halogenuri de hidrogen sunt acizi tari. HF - acid fluorhidric (fluorhidric) HCl - acid clorhidric (clorhidric) HBr - acid bromhidric HI - acid iodhidric

Forța acizilor din seria HF - НСl - HBr - HI crește, ceea ce se explică printr-o scădere a energiei de legare în aceeași direcție și o creștere a distanței internucleare. HI este cel mai puternic acid din gama de acizi hidrohalici.

Polarizabilitatea crește datorită faptului că apa polarizează mai mult legătura a cărei lungime este mai mare. Sărurile acizilor hidrohalici poartă, respectiv, următoarele denumiri: fluoruri, cloruri, bromuri, ioduri.

Proprietățile chimice ale acizilor hidrohalici

În formă uscată, halogenurile de hidrogen nu acționează asupra majorității metalelor.

1. Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen au proprietățile acizilor anoxici. Interacționează puternic cu multe metale, oxizii și hidroxizii acestora; metalele care se află în seria electrochimică a tensiunilor metalice după hidrogen nu acționează. Interacționează cu unele săruri și gaze.

Acidul fluorhidric distruge sticla și silicații:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H2O

Prin urmare, nu poate fi depozitat în sticlă.

2. În reacțiile redox, acizii hidrohalici se comportă ca agenți reducători, iar activitatea reducătoare din seriile Cl-, Br-, I- crește.

Primirea

Fluorura de hidrogen se obține prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra spatului fluor:

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

Clorura de hidrogen se obține prin interacțiunea directă a hidrogenului cu clorul:

Acesta este un mod sintetic de a-l obține.

Metoda sulfatului se bazează pe reacția acidului sulfuric concentrat cu NaCl.

Cu o încălzire ușoară, reacția continuă cu formarea de HCI și NaHSO4.

NaCI + H2SO4 = NaHS04 + HCI

La o temperatură mai mare are loc a doua etapă a reacției:

NaCI + NaHS04 = Na2SO4 + HCI

Dar nu puteți obține HBr și HI într-un mod similar, pentru că compușii lor cu metale se oxidează la interacțiunea cu acidul sulfuric concentrat, deoarece I- și Br- sunt agenți reducători puternici.

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

Bromura de hidrogen și iodură de hidrogen se obțin prin hidroliza PBr3 și PI3: PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3 PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

amoniac -NH 3

1. Structura moleculei

Molecula de amoniac are forma unei piramide trigonale cu un atom de azot în vârf. Trei electroni p neperechi ai atomului de azot participă la formarea legăturilor covalente polare cu electroni 1s a trei atomi de hidrogen (legături N - H), a patra pereche de electroni externi nu este împărtășită, poate forma o legătură donor-acceptor cu un ion de hidrogen, formând un ion de amoniu NH 4 + ...

Tipul legaturii chimice:polar covalent, trei simpleσ - comunicare sigma N-H

2. Proprietățile fizice ale amoniacului

În condiții normale - un gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător (miros de amoniac), aproape de două ori mai ușor decât aerul, este otrăvitor.În ceea ce privește efectul său fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, capabile să provoace edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului nervos în timpul leziunilor prin inhalare. Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Acesta este ceea ce percepem ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Solubilitatea NH 3 în apă este extrem de mare - aproximativ 1200 de volume (la 0 ° C) sau 700 de volume (la 20 ° C) într-un volum de apă.

In laborator

În industrie

Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu:

NH4CI + NaOH = NH3 + NaCI + H2O

(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca (OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O

Atentie!Hidroxidul de amoniu este o bază instabilă, se descompune: NH4OH ↔ NH3 + H2O

Când primiți amoniac, țineți tubul receptor cu capul în jos, deoarece amoniacul este mai ușor decât aerul:

Metoda industrială de producere a amoniacului se bazează pe interacțiunea directă a hidrogenului și azotului:

N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) + 45,9 c J

Conditii:

catalizator - fier poros

temperatura - 450 - 500 ˚С

presiune - 25 - 30 MPa

Acesta este așa-numitul proces Haber (un fizician german care a dezvoltat bazele fizice și chimice ale metodei).

4. Proprietățile chimice ale amoniacului

Amoniacul se caracterizează prin reacții:

cu o modificare a stării de oxidare a atomului de azot (reacție de oxidare)
fără modificarea stării de oxidare a atomului de azot (adăugare)

Reacții cu modificarea stării de oxidare a atomului de azot (reacții de oxidare)

N -3 → N 0 → N +2

NH3 -agent reducător puternic.

cu oxigen

1. Arderea amoniacului (atunci cand este incalzit)

4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0

2. Oxidarea catalitică a amiakului (catalizatorPt – Rh, temperatura)

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Video - Experiment „Oxidarea amoniacului în prezența oxidului de crom”

cu oxizi metalici

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

cu oxidanți puternici

2NH3 + 3CI2 = N2 + 6 HCI (atunci cand este incalzit)

amoniacul este un compus fragil, se descompune atunci când este încălzit

2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2

Reacții fără modificarea stării de oxidare a atomului de azot (adăugare - Formarea ionilor de amoniu NH4+prin mecanismul donor-acceptor)

Video - Experiment „Reacția calitativă la amoniac”

Video - Experimentul „Fum fără foc”

Video - Experiment „Interacțiunea amoniacului cu acizi concentrați”

Video - Experimentul „Fântână”

Video - Experiment „Dizolvarea amoniacului în apă”

5. Aplicarea amoniacului

Amoniacul este unul dintre primele în ceea ce privește producția; anual în întreaga lume primesc aproximativ 100 de milioane de tone din acest compus. Amoniacul este disponibil sub formă lichidă sau sub formă de soluție apoasă - apa cu amoniac, care conține de obicei 25% NH3. În continuare sunt folosite cantități uriașe de amoniac pentru producerea acidului azotic care merge la producția de îngrășăminte si multe alte produse. Apa cu amoniac este, de asemenea, folosită direct ca îngrășământ, iar uneori câmpurile sunt udate din rezervoare direct cu amoniac lichid. Din amoniac obțineți diverse săruri de amoniu, uree, urotropină... A lui folosit și ca agent frigorific ieftinîn instalaţiile frigorifice industriale.

Se folosește și amoniac pentru producerea fibrelor sintetice, de exemplu, nailon și nailon. În industria uşoară, el folosit la curățarea și vopsirea bumbacului, lânii și mătasei... În industria petrochimică, amoniacul este folosit pentru a neutraliza deșeurile acide, iar în producția de cauciuc natural, amoniacul ajută la conservarea latexului pe măsură ce se deplasează de la plantație la fabrică. Amoniacul este, de asemenea, utilizat în producția de sifon prin metoda Solvay. În industria siderurgică, amoniacul este folosit pentru nitrurare - saturarea straturilor de suprafață ale oțelului cu azot, ceea ce crește semnificativ duritatea acestuia.

Medicii folosesc soluții apoase de amoniac (amoniac) în practica de zi cu zi: un tampon de bumbac înmuiat în amoniac, scoate o persoană dintr-o stare de leșin. Pentru oameni, amoniacul într-o astfel de doză nu este periculos.

SIMULAtoare

Simulatorul nr. 1 „Arderea amoniacului”

Mașină de exercițiu nr. 2 „Proprietățile chimice ale amoniacului”

SARCINI PENTRU ANCORAREA

№1. Efectuați transformări conform schemei:

a) Azot → Amoniac → Oxid azotic (II)

b) Nitrat de amoniu → Amoniac → Azot

c) Amoniac → Clorura de amoniu → Amoniac → Sulfat de amoniu

Pentru OVR, compuneți e-balancul, pentru RIO complete, ecuații ionice.

# 2. Scrieți patru ecuații pentru reacțiile chimice care produc amoniac.