Proprietăți fizice ale amoniacului. Amoniacul este amoniac. Formula, proprietățile și aplicațiile amoniacului

Și hidrogen. Este un gaz incolor, dar cu miros înțepător. Compoziția chimică reflectă formula amoniacului - NH 3. O creștere a presiunii sau o scădere a temperaturii unei substanțe duce la transformarea acesteia într-un lichid incolor. Amoniacul gazos și soluțiile sale sunt utilizate pe scară largă în industrie și agricultură. În medicină se folosește 10% hidroxid de amoniu - amoniac.

Structura moleculelor. Formula electronică de amoniac

Molecula de nitrură de hidrogen are forma unei piramide, la baza căreia este azot legat de trei atomi de hidrogen. Legăturile N - H sunt puternic polarizate. Azotul atrage mai puternic perechea de electroni care leagă. Prin urmare, sarcina negativă se acumulează pe atomii de N, în timp ce sarcina pozitivă este concentrată pe hidrogen. O idee despre acest proces este dată de modelul moleculei, electronic și amoniac.

Nitrura de hidrogen este foarte solubilă în apă (700: 1 la 20 ° C). Prezența protonilor practic liberi duce la formarea a numeroase „punți” de hidrogen care leagă moleculele între ele. Legătura structurală și chimică duce, de asemenea, la faptul că amoniacul se lichefiază cu ușurință cu presiunea crescândă sau temperatura scăzută (-33 ° C).

originea numelui

Termenul „amoniac” a fost introdus în utilizarea științifică în 1801 la propunerea chimistului rus Y. Zaharov, dar omenirea a cunoscut substanța din cele mai vechi timpuri. Gazul cu miros înțepător este eliberat în timpul descompunerii deșeurilor, a multor compuși organici, de exemplu, proteine \u200b\u200bși uree, în timpul descompunerii sărurilor de amoniu. Istoricii chimiei cred că substanța a fost numită după vechiul zeu egiptean Amun. Oaza Siwa (Ammona) este situată în Africa de Nord. Înconjurat de rămășițele unui oraș antic și a unui templu, lângă care există depozite de clorură de amoniu. Această substanță în Europa a fost numită „sarea lui Amun”. Legenda a supraviețuit că locuitorii din oaza Siwa miroseau sare în templu.

Obținerea azoturii de hidrogen

Fizicianul și chimistul englez R. Boyle a ars gunoi de grajd în experimente și a observat formarea fumului alb peste un băț înmuiat în acid clorhidric și introdus în fluxul gazului rezultat. În 1774, un alt chimist britanic D. Priestley a încălzit clorura de amoniu cu var stins și a eliberat o substanță gazoasă. Priestley a numit compusul "aer alcalin", deoarece soluția sa a prezentat proprietăți. A fost explicat experimentul Boyle, în care amoniacul a interacționat cu acidul clorhidric. Culoarea albă solidă apare atunci când moleculele reactanților intră în contact direct în aer.

Formula chimică a amoniacului a fost stabilită în 1875 de francezul K. Berthollet, care a efectuat un experiment privind descompunerea unei substanțe în componentele sale constitutive sub acțiunea unei descărcări electrice. Până acum, experimentele lui Priestley, Boyle și Berthollet sunt reproduse în laboratoare pentru a obține nitrură de hidrogen și clorură de amoniu. Metoda industrială a fost dezvoltată în 1901 de A. Le Chatelier, care a primit un brevet pentru o metodă de sintetizare a unei substanțe din azot și hidrogen.

Soluție de amoniac. Formula și proprietățile

O soluție apoasă de amoniac este de obicei scrisă ca un hidroxid - NH4OH. Prezintă proprietăți alcaline slabe:

• se disociază în ioni NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -;
• colorează soluția de fenolftaleină purpuriu;
• interacționează cu acizii pentru a forma sare și apă;
• precipită Cu (OH) 2 ca o substanță albastră strălucitoare atunci când este amestecat cu săruri de cupru solubile.

Echilibrul în reacția interacțiunii amoniacului cu apa este deplasat spre substanțele inițiale. Nitrura de hidrogen preîncălzită arde bine în oxigen. Azotul este oxidat în molecule diatomice ale substanței simple N2. Amoniacul prezintă, de asemenea, proprietăți reducătoare în reacția cu oxidul de cupru (II).

Valoarea amoniacului și soluțiile sale

Nitrura de hidrogen este utilizată la producerea sărurilor de amoniu și a acidului azotic, unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice. Amoniacul este utilizat ca materie primă pentru producția de sodă (conform metodei nitraților). Conținutul de azotură de hidrogen într-o soluție concentrată industrială atinge 25%. În agricultură, se utilizează o soluție apoasă de amoniac. Formula îngrășământului lichid este NH4OH. Substanța este utilizată direct ca pansament superior. Alte modalități de îmbogățire a solului cu azot sunt utilizarea sărurilor de clorură, a fosfaților. În condiții industriale și spații agricole, nu se recomandă depozitarea împreună a îngrășămintelor minerale care conțin săruri de amoniu cu alcalii. Dacă integritatea ambalajului este încălcată, substanțele pot reacționa între ele cu formarea de amoniac și eliberarea acestuia în aerul incintei. Compusul toxic afectează în mod negativ sistemul respirator, sistemul nervos central al unei persoane. Un amestec de amoniac și aer este exploziv.

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

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

• Cu haloalcani, 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 acizi carboxilici, anhidridele, halogenurile, eterii și alți derivați ai acestora, 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 metan pentru a forma același acid cianhidric:

Istoricul numelor

Amoniacul (în limbile europene numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din nordul Africii, situată la intersecția rutelor de rulote. În climatele calde, ureea (NH 2) 2 CO, conținută în produsele reziduale de origine animală, se descompune în mod special rapid. Unul dintre produsele de descompunere este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele din cuvântul egiptean antic amonian... Acesta a fost numele oamenilor care se închină zeului Amon. În timpul ritualurilor lor rituale, 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 (autoprotoliză), în care se manifestă similitudinea sa cu apa:

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

Amidele metalice rezultate în urma reacției cu amoniac conțin un ion negativ NH 2 -, care se formează și în timpul auto-ionizării 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 metalice de amoniac au conductivitate electrică metalică, în care atomii metalici se descompun în ioni pozitivi și electroni solvați înconjurați de molecule de NH 3. Soluțiile metalice de amoniac, care conțin electroni liberi, sunt cei mai puternici agenți reducători.

Complexare

Datorită proprietăților lor de donare a electronilor, moleculele de NH3 pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea unui exces de amoniac în soluțiile de săruri d-metalice duce la formarea complexelor amino ale acestora:

Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare de culoare a 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 NH3 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, prin urmare, cea mai mare parte a amoniacului în timpul ciclului ornitinei este transformată de ficat într-un compus mai inofensiv și mai puțin toxic - carbamida (ureea). Ureea este apoi excretată de rinichi, iar o parte din uree poate fi transformată de ficat sau rinichi înapoi în amoniac.

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

Acțiune fiziologică

În ceea ce privește efectul său fiziologic asupra corpului, acesta aparține grupului de substanțe cu acțiune asfixiantă și neurotropă, capabile să provoace edem pulmonar toxic și leziuni grave sistemului nervos în timpul afectării inhalării. Amoniacul are atât efecte locale, cât și efecte de resorbție.

Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și ale pielii. Aceasta este o persoană care o percepe ca un miros înțepător. Fumul de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize 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, ulcerări sunt posibile. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura atunci când se evaporă, iar la contactul cu pielea, degerăturile apar în grade diferite. Mirosul de amoniac se simte la o concentrație de 37 mg / m³.

Cerere

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

Ratele de consum pe tonă de amoniac

Producția unei tone de amoniac în Rusia folosește 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 preconizează că va scădea 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 declară consumul de 6,7 - 7,4 Gcal de resurse energetice pe tonă de amoniac.

Amoniacul în medicină

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

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

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

În caz de deteriorare 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 deteriorare a nasului și gâtului - soluție de acid citric 0,5% sau sucuri naturale. În caz de ingestie, beți apă, suc de fructe, lapte, de preferință 0,5% soluție de acid citric sau 1% soluție de acid acetic până când conținutul stomacului este complet neutralizat.

Nu este cunoscută interacțiunea cu alte medicamente.

Producători de amoniac

Producătorii de amoniac din Rusia

Companie	2006, mii de tone	2007, mii de tone
SA "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
SA "Azot"	869	920,1
OJSC Kirovo-Chepetskiy Khim. combina "	956	881,1
OJSC Cherepovetsky "Azot"	936,1	790,6
Kuibyshevazot CJSC	506	570,4
Gazprom Salavat neftekhim "	492	512,8
„Îngrășăminte minerale” (Perm)	437	474,6
SA "Dorogobuzh"	444	473,9
SA "Îngrășăminte minerale Voskresensk"	175	205,3
OJSC Shchekinoazot	58	61,1
LLC "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 producția totală de amoniac este exportată, ceea ce reprezintă aproximativ 16% din exporturile mondiale.

Producătorii de amoniac din Ucraina

• Norii lui Jupiter sunt compuși din amoniac.

Vezi si

Note

Link-uri

• //
• // 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.: Școală superioară, 2001.

Compusul volatil hidrogen azotat este amoniacul. În ceea ce privește importanța în industria chimică anorganică și chimia anorganică, amoniacul este cel mai important compus cu hidrogen azotat. Prin natura sa chimică, este azotură de hidrogen H 3 N. În structura chimică a amoniacului, orbitalii sp3-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 singură de electroni 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 miros înțepător. Este toxic: irită membranele mucoase, iar otrăvirea acută provoacă leziuni oculare și pneumonie. Datorită polarității moleculelor și a constantei dielectrice relativ ridicate, amoniacul lichid este un bun solvent. În amoniacul lichid, metalele alcaline și alcalino-pământoase, sulful, fosforul, iodul, multe săruri și acizi sunt bine solubili. În ceea ce privește solubilitatea în apă, amoniacul este superior oricărui alt gaz. Această soluție se numește apă de amoniac sau amoniac. Solubilitatea excelentă a amoniacului în apă se datorează formării de legături de hidrogen intermoleculare.

Amoniacul are proprietăți de bază:

Interacțiunea amoniacului cu apa:

NH 3 + HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH -

Interacțiune cu halogenuri de hidrogen:

NH3 + HCI ⇄NH4CI

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

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 fosfat de amoniu

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 hidrogen fosfat de amoniu

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 dihidrogen fosfat de amoniu

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

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

AgCl + 2NH 3 → Cl clorură de argint diamină (Eu)

Toate reacțiile de mai sus sunt reacții de adăugare.

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:

2NH 3 + 3CuO → N 2 + 3Cu + 3H 2 O

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

Amoniacul este oxidat de oxigen fără catalizator în azot:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

21. Compuși de hidrogen ai halogenilor. 22. Acizii hidrohalici.

Halogenurile de hidrogen sunt gaze incolore cu miros înțepător, ușor solubile în apă. Fluorul de hidrogen este amestecat 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 se numără printre acizii puternici. HF - acid fluorhidric (fluorhidric) HCI - acid clorhidric (clorhidric) HBr - acid bromhidric HI - acid hidroiodic

Puterea 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 următoarele denumiri, respectiv: fluoruri, cloruri, bromuri, ioduri.

Proprietățile chimice ale acizilor hidrohalici

În formă uscată, halogenurile de hidrogen nu afectează majoritatea metalelor.

1. Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen au proprietățile acizilor anoxici. Interacționați energic cu multe metale, oxizii și hidroxizii lor; metalele din seria electrochimică a tensiunilor metalice după hidrogen nu acționează. Interacționați cu unele săruri și gaze.

Acidul fluorhidric distruge sticla și silicații:

SiO2 + 4HF \u003d SiF4 + 2H2O

Prin urmare, nu poate fi păstrat în sticlărie.

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

Primind

Fluorul de hidrogen se obține prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra fluorului:

CaF2 + H2SO4 \u003d CaSO4 + 2HF

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

Aceasta este o metodă sintetică de obținere.

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

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

NaCI + H2SO4 \u003d NaHSO4 + HCI

La o temperatură mai ridicată, apare a doua etapă a reacției:

NaCI + NaHSO4 \u003d Na2SO4 + HCI

Dar nu puteți obține HBr și HI într-un mod similar, deoarece compușii lor cu metale se oxidează atunci când interacționează cu acid sulfuric concentrat, deoarece I- și Br- sunt agenți de reducere puternici.

2NaBr-1 + 2H2S + 6O4 (c) \u003d Br02 + S + 4O2 + Na2SO4 + 2H2O

Bromura de hidrogen și iodura de hidrogen sunt obținute prin hidroliza PBr3 și PI3: PBr3 + 3H2O \u003d 3HBr + H3PO3 PI3 + 3H2O \u003d 3HI + H3PO3

Nitrura de hidrogen cu formula NH 3 se numește amoniac. Este un gaz ușor (mai ușor decât aerul) cu miros înțepător. Structura moleculei determină proprietățile fizice și chimice ale amoniacului.

Structura

O moleculă de amoniac este alcătuită dintr-un azot și trei atomi de hidrogen. Legăturile dintre atomii de hidrogen și azot sunt covalente. Molecula de amoniac are forma unei piramide trigonale.

Există trei electroni liberi în orbitalul 2p al azotului. Trei atomi de hidrogen hibridizează cu ei, formând tipul de hibridizare sp 3.

Figura: 1. Structura moleculei de amoniac.

Dacă un atom de hidrogen este înlocuit cu un radical hidrocarbonat (C n H m), se obține o nouă substanță organică - o amină. Nu numai un atom de hidrogen poate fi înlocuit, ci toți trei. În funcție de numărul de atomi substituiți, se disting trei tipuri de amine:

• primar(metilamină - CH3NH2);
• secundar(dimetilamină - CH3-NH-CH3);
• terţiar(trimetilamină - CH3-N- (CH3) 2).

C 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 și alte substanțe care conțin mai mulți atomi de carbon și hidrogen se pot alătura moleculei de amoniac.

Figura: 2. Formarea aminelor.

Amoniacul și aminele au o pereche liberă de electroni de azot, deci proprietățile celor două substanțe sunt similare.

Fizic

Proprietățile fizice de bază ale amoniacului:

• gaz incolor;
• miros puternic;
• solubilitate bună în apă (pentru un volum de apă 700 de volume de amoniac la 20 ° С, la 0 ° С - 1200);
• mai ușor decât aerul.

Amoniacul se lichefiază la -33 ° C și devine solid la -78 ° C. Soluția concentrată conține 25% amoniac și are o densitate de 0,91 g / cm3. Amoniacul lichid dizolvă substanțele anorganice și organice, dar nu conduce electricitatea.

În natură, amoniacul este eliberat în timpul descompunerii și descompunerii substanțelor organice care conțin azot (proteine, uree).

Chimic

Starea de oxidare a azotului în compoziția amoniacului este -3, hidrogenul este +1. Când se formează amoniac, hidrogenul oxidează azotul, îndepărtându-i trei electroni. Datorită perechii rămase de electroni de azot și separării ușoare a atomilor de hidrogen, amoniacul este un compus activ care reacționează cu substanțe simple și complexe.

Principalele proprietăți chimice sunt descrise în tabel.

Interacţiune	Produse de reacție	Ecuația
Cu oxigen	Arde pentru a forma azot sau reacționează cu oxigenul în prezența unui catalizator (platină) pentru a forma oxid nitric	4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
Cu halogeni	Azot, acid	2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr
	Hidroxid de amoniu sau amoniac	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
Cu acizi	Săruri de amoniu	NH3 + HCI → NH4CI; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4
	Înlocuiește metalul pentru a forma sare nouă	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu
Cu oxizi metalici	Reduce metalul, formează azot	2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Evaluarea raportului

Rata medie: 4.3. Total evaluări primite: 262.

Amoniac - NH3, azotură de hidrogen, în condiții normale - un gaz incolor cu 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 eliberarea de căldură și o scădere a volumului. Prin urmare, pornind de la principiul lui Le Chatelier, reacția ar trebui să se desfășoare la cele mai mici 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 ridicate necesită crearea de echipamente speciale care pot rezista la presiuni ridicate și, prin urmare, o investiție mare. În plus, echilibrul reacției chiar și la 700 ° C este stabilit prea lent pentru utilizare practică.

Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități Al2O3 și K2O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Este interesant faptul 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 desfășoară 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 a obține amoniac în laborator, se folosește acțiunea alcalinilor puternici 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, se trece printr-un amestec de var cu sodă caustică.

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

Ratele de consum pe tonă de amoniac

Producția unei tone de amoniac în Rusia folosește în medie 1200 nm³ de gaz natural, în Europa - 900 nm³.

Amoniacul în medicină

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

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

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

În caz de deteriorare 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 deteriorare a nasului și gâtului - soluție de acid citric 0,5% sau sucuri naturale. În caz de ingestie, beți apă, suc de fructe, lapte, de preferință 0,5% soluție de acid citric sau 1% soluție de acid acetic până când conținutul stomacului este complet neutralizat.

Nu este cunoscută interacțiunea cu alte medicamente.

Fapte interesante

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