Właściwości fizyczne i chemiczne amoniaku. Amoniak

Na proces wytworzenia optymalnej ilości środka chemicznego, a także uzyskania jego maksymalnej jakości, wpływa wiele czynników. Produkcja amoniaku zależy od ciśnienia, temperatury, obecności katalizatora, zastosowanych substancji i metody ekstrakcji powstałego materiału. Parametry te muszą być odpowiednio zbilansowane, aby osiągnąć jak największy zysk z procesu produkcyjnego.

Właściwości amoniaku

W temperaturze pokojowej i normalnej wilgotności powietrza amoniak ma postać gazową i ma bardzo odpychający zapach. Działa toksycznie i drażniąco na błony śluzowe organizmu. Produkcja i właściwości amoniaku zależą od udziału w procesie wody, gdyż substancja ta jest bardzo dobrze rozpuszczalna w normalnych warunkach środowisko.

Amoniak jest związkiem wodoru i azotu. Jego wzór chemiczny to NH3.

Ta substancja chemiczna działa jako aktywny środek redukujący, którego spalanie uwalnia wolny azot. Amoniak ma właściwości zasad i zasad.

Reakcja substancji z wodą

Po rozpuszczeniu NH3 w wodzie otrzymuje się wodę amoniakalną. W normalnej temperaturze w 1 objętości elementu wodnego można rozpuścić maksymalnie 700 objętości amoniaku. Substancja ta zwana amoniakiem ma szerokie zastosowanie w przemyśle produkcji nawozów oraz w instalacjach technologicznych.

NH3 otrzymany poprzez rozpuszczenie w wodzie jest częściowo zjonizowany w swoich właściwościach.

W jednej z laboratoryjnych metod otrzymywania tego pierwiastka wykorzystuje się amoniak.

Pobieranie substancji w laboratorium

Pierwszą metodą produkcji amoniaku jest doprowadzenie amoniaku do wrzenia, po czym powstałą parę suszy się i zbiera wymagany związek chemiczny. Amoniak można również otrzymać w laboratorium poprzez ogrzewanie wapna gaszonego i stałego chlorku amonu.

Reakcja wytwarzania amoniaku ma następującą postać:

2NH 4Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Podczas tej reakcji tworzy się osad biały. Jest to sól CaCl 2, powstaje również woda i pożądany amoniak. Aby wysuszyć wymaganą substancję, przepuszcza się ją przez mieszaninę wapna w połączeniu z sodą.

Uzyskanie amoniaku w laboratorium nie zapewnia najbardziej optymalnej technologii jego produkcji w wymaganych ilościach. Od wielu lat ludzie poszukiwali sposobów na ekstrakcję tej substancji na skalę przemysłową.

Geneza ustalenia technologii produkcji

W latach 1775-1780 prowadzono doświadczenia nad wiązaniem wolnych cząsteczek azotu z atmosfery. Szwedzki chemik K. Schelle odkrył reakcję, która wyglądała jak

Na2CO3 + 4C + N2 = 2NaCN + 3CO

Na jej podstawie w 1895 roku N. Caro i A. Frank opracowali metodę wiązania wolnych cząsteczek azotu:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C

Ta opcja wymagała dużo energii i nie była ekonomicznie opłacalna, dlatego z czasem została porzucona.

Inną dość kosztowną metodą był proces oddziaływania cząsteczek azotu i tlenu odkryty przez angielskich chemików D. Priestleya i G. Cavendisha:

Zwiększone zapotrzebowanie na amoniak

W 1870 roku środek ten uznano za produkt niepożądany przemysłu gazowniczego i był praktycznie bezużyteczny. Jednak 30 lat później stał się bardzo popularny w branży koksowniczej.

Początkowo zwiększone zapotrzebowanie na amoniak zaspokajano poprzez izolację go z węgla. Jednak wraz ze wzrostem spożycia substancji 10-krotnie zaczęto szukać sposobów jej ekstrakcji praktyczna praca. Zaczęto wprowadzać produkcję amoniaku wykorzystując atmosferyczne rezerwy azotu.

Zapotrzebowanie na substancje azotowe zaobserwowano niemal we wszystkich znanych sektorach gospodarki.

Znalezienie sposobów zaspokojenia popytu przemysłowego

Ludzkość przeszła długą drogę w kierunku zrozumienia równania produkcji materii:

N2 + 3H2 = 2NH3

Produkcja amoniaku na skalę przemysłową została po raz pierwszy zrealizowana w 1913 roku w drodze syntezy katalitycznej z wodoru i azotu. Metodę odkrył F. Haber w 1908 roku.

Otwarta technologia rozwiązała odwieczny problem wielu naukowców różne kraje. Do tego momentu nie było możliwe wiązanie azotu w postaci NH3. Ten proces chemiczny nazywany jest reakcją cyjanamidową. Gdy temperatura wapna i węgla wzrosła, otrzymano substancję CaC2 (węglik wapnia). Ogrzewając azot, uzyskano cyjanamid wapnia CaCN 2, z którego w wyniku hydrolizy uwolnił się amoniak.

Wprowadzenie technologii produkcji amoniaku

Produkcja NH 3 na światową skalę przemysłową rozpoczęła się wraz z zakupem patentu na technologię F. Habera przez A. Mittasha, przedstawiciela Baden Soda Factory. Na początku 1911 roku w małej instalacji zaczęto regularnie prowadzić syntezę amoniaku. K. Bosch stworzył duży aparat kontaktowy w oparciu o opracowania F. Habera. Było to oryginalne urządzenie, które zapewniało proces ekstrakcji amoniaku metodą syntezy na skalę produkcyjną. K. Bosch przejął w tej kwestii pełne przywództwo.

Oszczędność kosztów energii implikowała udział w reakcjach syntezy niektórych katalizatorów.

Grupa naukowców pracujących nad znalezieniem odpowiednich komponentów zaproponowała: katalizator żelazowy, do którego dodano tlenki potasu i glinu, który nadal jest uważany za jeden z najlepszych do produkcji amoniaku w przemyśle.

9 września 1913 roku rozpoczął działalność pierwszy na świecie zakład wykorzystujący technologię syntezy katalitycznej. Stopniowo zwiększano moce produkcyjne i do końca 1917 r. produkowano 7 tys. ton amoniaku miesięcznie. W pierwszym roku funkcjonowania zakładu wielkość ta wynosiła zaledwie 300 ton miesięcznie.

Następnie wszystkie pozostałe kraje również zaczęły stosować technologię syntezy z wykorzystaniem katalizatorów, która w istocie nie różniła się zbytnio od techniki Habera-Boscha. Stosowanie procesów wysokociśnieniowych i cyrkulacyjnych występowało w każdym procesie technologicznym.

Wprowadzenie syntezy w Rosji

W Rosji stosowano także syntezę z wykorzystaniem katalizatorów do produkcji amoniaku. Reakcja wygląda następująco:

W Rosji pierwsza fabryka syntezy amoniaku rozpoczęła działalność w 1928 roku w Czernoreczeńsku, a następnie powstały zakłady produkcyjne w wielu innych miastach.

Praktyczne prace nad produkcją amoniaku stale nabierają tempa. W latach 1960–1970 synteza wzrosła prawie 7-krotnie.

W kraju do skutecznego pozyskiwania, zbierania i rozpoznawania amoniaku stosuje się mieszane substancje katalityczne. Badanie ich składu prowadzi grupa naukowców pod przewodnictwem S. S. Lachinowa. To właśnie ta grupa znalazła najskuteczniejsze materiały do ​​technologii syntezy.

Trwają także badania nad kinetyką procesu. Rozwoju naukowego w tej dziedzinie dokonał M. I. Temkin i jego współpracownicy. W 1938 roku naukowiec ten wraz ze swoim kolegą V.M. Pyzhevem dokonali ważnego odkrycia, usprawniając produkcję amoniaku. Równanie kinetyki syntezy opracowane przez tych chemików jest obecnie stosowane na całym świecie.

Nowoczesny proces syntezy

Proces produkcji amoniaku przy użyciu katalizatora, stosowany w dzisiejszej produkcji, jest odwracalny. Dlatego bardzo istotna jest kwestia optymalnego poziomu wpływu wskaźników na osiągnięcie maksymalnego produktu.

Proces odbywa się w wysokiej temperaturze: 400-500 ˚С. Aby zapewnić wymaganą szybkość reakcji, stosuje się katalizator. Nowoczesna produkcja NH 3 wiąże się z jego wykorzystaniem wysokie ciśnienie- około 100-300 atm.

Przy zastosowaniu układu cyrkulacyjnego możliwe jest uzyskanie odpowiednio dużej masy materiałów wyjściowych przetworzonych na amoniak.

Nowoczesna produkcja

System operacyjny każdej instalacji amoniaku jest dość złożony i składa się z kilku etapów. Technologia otrzymywania pożądanej substancji odbywa się w 6 etapach. W procesie syntezy wytwarzany, gromadzony i rozpoznawany jest amoniak.

Etap początkowy polega na ekstrakcji siarki z gazu ziemnego za pomocą odsiarczacza. Ta manipulacja jest konieczna ze względu na fakt, że siarka jest trucizną katalityczną i zabija katalizator niklowy na etapie ekstrakcji wodorem.

Drugi etap polega na konwersji metanu, która zachodzi przy zastosowaniu wysokiej temperatury i ciśnienia przy użyciu katalizatora niklowego.

W trzecim etapie następuje częściowe spalanie wodoru w tlenie powietrza. Rezultatem jest mieszanina pary wodnej, tlenku węgla i azotu.

W czwartym etapie następuje reakcja przesunięcia, która zachodzi w obecności różnych katalizatorów i dwóch różnych warunków temperaturowych. Początkowo stosuje się Fe 3 O 4, a proces odbywa się w temperaturze 400 ˚C. Drugi etap polega na zastosowaniu bardziej wydajnego katalizatora miedziowego, który umożliwia produkcję w niskich temperaturach.

Kolejny, piąty etap polega na pozbyciu się niepotrzebnego tlenku węgla (VI) z mieszaniny gazowej poprzez zastosowanie technologii absorpcji roztworów alkalicznych.

W końcowym etapie tlenek węgla(II) usuwa się za pomocą reakcji konwersji wodoru do metanu za pomocą katalizatora niklowego i wysokiej temperatury.

Otrzymana w wyniku wszystkich manipulacji mieszanina gazów zawiera 75% wodoru i 25% azotu. Jest on sprężany pod dużym ciśnieniem, a następnie chłodzony.

To właśnie te manipulacje opisuje wzór uwalniania amoniaku:

N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 kJ

Chociaż proces ten nie wygląda na bardzo skomplikowany, wszystkie powyższe etapy jego realizacji wskazują na trudność produkcji amoniaku na skalę przemysłową.

Na jakość produktu końcowego wpływa brak zanieczyszczeń w surowcach.

Po przejściu długiej drogi od małego doświadczenia laboratoryjnego do produkcji na dużą skalę, produkcja amoniaku jest dziś popularną i niezastąpioną gałęzią przemysłu chemicznego. Proces ten jest stale udoskonalany, zapewniając jakość, efektywność i wymaganą ilość produktu dla każdej komórki gospodarki narodowej.

DEFINICJA

Amoniak (azotek wodny)– związek azotu z wodorem, posiadający wzór chemiczny N.H. Kształt cząsteczki przypomina piramidę trójkątną, na szczycie której znajduje się atom azotu.

Właściwości fizyczne amoniaku

Amoniak (NH 3) to bezbarwny gaz o ostrym zapachu (zapach „amoniaku”), lżejszy od powietrza, dobrze rozpuszczalny w wodzie (jedna objętość wody rozpuści aż do 700 objętości amoniaku). Stężony roztwór amoniaku zawiera 25% (masowych) amoniaku i ma gęstość 0,91 g/cm3.

Struktura cząsteczki amoniaku

Wiązania między atomami w cząsteczce amoniaku są kowalencyjne. Formularz ogólny cząsteczki AB 3, zatem do określenia rodzaju hybrydyzacji i struktury cząsteczki można zastosować metodę wiązań walencyjnych oraz metodę Gillespiego:

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Wszystkie orbitale walencyjne atomu azotu wchodzą w hybrydyzację, dlatego typem hybrydyzacji cząsteczki amoniaku jest sp 3. Aby określić strukturę cząsteczki, obliczmy liczbę samotnych par elektronów:

NEP = (5-3)/2 = 1

Dlatego istnieje jedna samotna para elektronów. Amoniak ma strukturę przypominającą AB 3 E - piramidę trygonalną.

Produkcja amoniaku

Istnieją przemysłowe i laboratoryjne metody produkcji amoniaku. W laboratorium amoniak otrzymuje się przez działanie zasad na roztwory soli amonowych po podgrzaniu:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Ta reakcja jest jakościowa dla jonów amonowych.

Właściwości chemiczne amoniaku

Chemicznie amoniak jest dość aktywny: reaguje z wieloma substancjami. Stopień utlenienia azotu w amoniaku „-3” jest minimalny, zatem amoniak wykazuje jedynie właściwości redukujące.

Podczas ogrzewania amoniaku z halogenami, tlenkami metali ciężkich i tlenem powstaje azot:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3+3O2 = 2N2+6H2O

W obecności katalizatora amoniak można utlenić do tlenku azotu (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizator - platyna)

W przeciwieństwie do związków wodorowych niemetali z grup VI i VII, amoniak nie wykazuje właściwości kwasowych. Jednak atomy wodoru w jego cząsteczce nadal można zastąpić atomami metalu. Gdy wodór zostanie całkowicie zastąpiony metalem, powstają związki zwane azotkami, które można również otrzymać poprzez bezpośrednie oddziaływanie azotu z metalem w wysokich temperaturach.

Główne właściwości amoniaku wynikają z obecności wolnej pary elektronów na atomie azotu. Roztwór amoniaku w wodzie ma odczyn zasadowy:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

Kiedy amoniak oddziałuje z kwasami, powstają sole amonowe, które rozkładają się po podgrzaniu:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (po podgrzaniu)

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Amoniak –N.H. 3

Amoniak (w językach europejskich jego nazwa brzmi jak „amoniak”) swoją nazwę zawdzięcza oazie Ammona w północna Afryka, położony na skrzyżowaniu szlaków karawanowych. W gorącym klimacie mocznik (NH 2) 2 CO zawarty w odpadach zwierzęcych rozkłada się szczególnie szybko. Jednym z produktów rozkładu jest amoniak. Według innych źródeł amoniak ma swoją nazwę od starożytnego egipskiego słowa Amoniak. Tak nazywano ludzi oddających cześć bogu Amonowi. Podczas swoich rytuałów wąchali amoniak NH 4 Cl, który po podgrzaniu odparowuje amoniak.

1. Struktura cząsteczki

Cząsteczka amoniaku ma kształt piramidy trygonalnej z atomem azotu na wierzchołku. Trzy niesparowane p-elektrony atomu azotu biorą udział w tworzeniu polarnych wiązań kowalencyjnych z elektronami 1s trzech atomów wodoru (wiązania N-H), czwarta para elektronów zewnętrznych jest samotna, może tworzyć wiązanie donor-akceptor z jonem wodoru, tworząc jon amonowy NH 4 + .

Rodzaj wiązania chemicznego:kowalencyjne polarne, trzy pojedynczeσ - wiązania sigma N-H

2. Właściwości fizyczne amoniaku

Na normalne warunki- bezbarwny gaz o ostrym, charakterystycznym zapachu (zapach amoniaku), prawie dwukrotnie lżejszy od powietrza, trujący.Ze względu na swoje fizjologiczne działanie na organizm należy do grupy substancji o działaniu duszącym i neurotropowym, które w przypadku wdychania mogą powodować toksyczny obrzęk płuc i poważne uszkodzenie układu nerwowego. Pary amoniaku silnie podrażniają błony śluzowe oczu i dróg oddechowych, a także skórę. To właśnie odbieramy jako ostry zapach. Opary amoniaku powodują nadmierne łzawienie, ból oczu, oparzenia chemiczne spojówek i rogówki, utratę wzroku, napady kaszlu, zaczerwienienie i swędzenie skóry. Rozpuszczalność NH3 w wodzie jest niezwykle wysoka - około 1200 objętości (w temperaturze 0°C) lub 700 objętości (w temperaturze 20°C) na objętość wody.

3.

4. Właściwości chemiczne amoniaku

Amoniak charakteryzuje się następującymi reakcjami:

1. ze zmianą stopnia utlenienia atomu azotu (reakcja utleniania)
2. bez zmiany stopnia utlenienia atomu azotu (addycja)

5. Zastosowanie amoniaku

Pod względem wielkości produkcji amoniak zajmuje jedno z pierwszych miejsc; Co roku na całym świecie produkuje się około 100 milionów ton tego związku. Amoniak dostępny jest w postaci płynnej lub w postaci roztworu wodnego - wody amoniakalnej, która zwykle zawiera 25% NH3. Wykorzystuje się wówczas ogromne ilości amoniaku do produkcji kwasu azotowego do którego idzie produkcja nawozów i wiele innych produktów. Wodę amoniakalną wykorzystuje się także bezpośrednio jako nawóz, a czasami pola podlewa się bezpośrednio ze zbiorników ciekłym amoniakiem. Z amoniaku otrzymywać różne sole amonowe, mocznik, metenaminę. Jego stosowany również jako tani czynnik chłodniczy w przemysłowych agregatach chłodniczych.

Stosowany jest również amoniak do produkcji włókien syntetycznych na przykład nylon i nylon. W przemyśle lekkim stosowany do czyszczenia i farbowania bawełny, wełny i jedwabiu. W przemyśle petrochemicznym amoniak służy do neutralizacji kwaśnych odpadów, a w przemyśle kauczuku naturalnego amoniak pomaga chronić lateks podczas jego transportu z plantacji do fabryki. Amoniak wykorzystuje się także do produkcji sody metodą Solvay. W przemyśle stalowym amoniak wykorzystuje się do azotowania – nasycania powierzchniowych warstw stali azotem, co znacznie zwiększa jej twardość.

Lekarze stosują wodne roztwory amoniaku (amoniak) w codziennej praktyce: wacik zamoczony w amoniaku wyprowadza człowieka ze stanu omdlenia. Amoniak w tej dawce nie jest niebezpieczny dla człowieka.

ĆWICZENIA

Symulator nr 1 „Spalanie amoniaku”

Symulator nr 2 „Właściwości chemiczne amoniaku”

ZADANIA ZADANIA

№1. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:

a) Azot → Amoniak → Tlenek azotu (II)

b) Saletra amonowa → Amoniak → Azot

c) Amoniak → Chlorek amonu → Amoniak → Siarczan amonu

Amoniak to lotny związek wodoru (azotek wodoru), który odgrywa wiodącą rolę we współczesnym przemyśle.

Choć odkryto go dopiero w XVIII wieku, człowiekowi znany był od niepamiętnych czasów. Wodnym roztworem amoniaku jest amoniak. Substancja ta występuje w produktach rozkładu organizmów żywych oraz w moczu. Dlatego podczas rozkładu materii organicznej (szczątki roślin, zwierząt) wydziela się amoniak, co powoduje ostry zapach gnicia (amoniak).

Historia amoniaku

Amoniak został odkryty pod koniec XVIII wieku przez brytyjskiego chemika Josepha Priestleya, jednego z twórców współczesnej chemii, który dokonał także wielu ważnych odkryć w innych dziedzinach nauki (fizyka, biologia, optyka).

Na liście jego wynalazków znajdują się np.: woda gazowana, za którą otrzymał medal od Towarzystwa Królewskiego w Londynie oraz dobrze znana gumka (wcześniej wszyscy używali chleba do wycierania grafitu).

Nie można zaprzeczyć, że Joseph Priestley wniósł ogromny wkład w chemię, zwłaszcza w dziedzinie gazów, jednak wiele z jego osiągnięć powstało przez przypadek.

Joseph Priestley przygotował amoniak poprzez ogrzewanie chlorku amonu (amoniak) z wodorotlenkiem wapnia (wapno gaszone), a następnie zbierając powstały gaz w łaźni rtęciowej.

Kąpiel rtęciowa to specjalne urządzenie stworzone przez Priestleya do koncentracji gazów. W temperaturze pokojowej rtęć jest cieczą o dużej gęstości, co uniemożliwia jej absorpcję gazów. Naukowiec z łatwością wyizolował je z substancji, podgrzewając je nad powierzchnią rtęci.

Równanie amoniaku:

2NH4Cl + Ca(OH) 2 = NH3 + CaCl2.

Po odkryciu amoniaku przez Josepha Priestleya jego badania nie ustały.

W 1784 roku chemik Louis Berthollet ustalił skład tej substancji, który za pomocą wyładowania elektrycznego rozłożył ją na pierwotne pierwiastki.

Nazwę „amoniak” otrzymał już w 1787 r. od łacińskiej nazwy amoniaku, a samą nazwę „amoniak”, do której jesteśmy przyzwyczajeni, wprowadził Jakow Dmitriewicz Zacharow w 1801 r.

Ale oto co jest interesujące. Sto lat przed Josephem Priestleyem i odkryciem amoniaku naukowiec Robert Boyle zaobserwował zjawisko, w którym kij nasączony wcześniej kwasem solnym zaczął dymić po doprowadzeniu go do gazu wydzielającego się podczas spalania obornika. Wyjaśnia to fakt, że kwas i amoniak przereagowały, a jej produkty zawierały chlorek amonu, którego cząstki utworzyły dym. Okazuje się, że amoniak odkryto metodami doświadczalnymi już dawno temu, jednak jego obecność na świecie udowodniono znacznie później.

Skład cząsteczki

Cząsteczka amoniaku (NH 3) ma kształt czworościanu z atomem azotu na wierzchołku. Zawiera cztery chmury elektronów, które nakładają się wzdłuż linii wiązania, dlatego cząsteczka zawiera wyłącznie wiązania sigma. W porównaniu z wodorem azot ma wyższą elektroujemność, więc cała para elektronów w cząsteczce jest przesunięta w jego stronę. A ponieważ w amoniaku występują wszędzie wiązania pojedyncze, typ hybrydyzacji to sp 3, a kąt między chmurami elektronów wynosi 109 stopni.

Metody uzyskiwania

Na świecie produkuje się rocznie około 100 milionów ton amoniaku, dlatego proces ten można słusznie uznać za jeden z najważniejszych na świecie. Produkowany jest w postaci płynnej lub jako dwudziestopięcioprocentowy roztwór.

Można go uzyskać na następujące sposoby:

1. W przemyśle amoniak powstaje w wyniku syntezy azotu i wodoru, czemu towarzyszy wydzielanie ciepła. Co więcej, reakcja ta może zachodzić jedynie w wysokiej temperaturze, ciśnieniu i w obecności katalizatora, który przyspieszając słabą reakcję, sam w nią nie wchodzi.

Równanie reakcji na amoniak:

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

2. Amoniak można otrzymać podczas koksowania węgla.

Tak naprawdę węgiel nie zawiera amoniaku, za to zawiera wiele związków organicznych, w tym azot i wodór. A gdy węgiel jest mocno podgrzewany (piroliza), składniki te tworzą amoniak, który powstaje jako produkt uboczny.

3. W laboratorium amoniak wytwarza się przez ogrzewanie chlorku amonu i wodorotlenku wapnia:

2NH 4Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

4. Lub przez ogrzewanie chlorku amonu ze stężoną zasadą:

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

Aplikacja

Amoniak jest substancją niezastąpioną i naprawdę niezbędną, bez której światowy przemysł by nie spowolnił. Zakres jego zastosowania jest szeroki: jest zaangażowany we wszystko procesy produkcji ludzi, od fabryk i laboratoriów po medycynę. Jego zaletą jest to, że jest produktem przyjaznym dla środowiska i dość tanim.

Obszary zastosowania amoniaku:

1. Przemysł chemiczny. Stosowany jest do produkcji nawozów, polimerów, kwasu azotowego, materiałów wybuchowych oraz jako rozpuszczalnik (amoniak ciekły).
2. Agregaty chłodnicze. Amoniak odparowuje podczas absorpcji duża ilość ciepło z otoczenia, ponieważ ma pewne właściwości termodynamiczne. Systemy chłodnicze bazujące na jego zastosowaniu są więcej niż wydajne, dlatego jest on głównym czynnikiem chłodniczym w przemyśle.
3. Medycyna. Amoniak lub 10% roztwór amoniaku stosuje się w celu odzyskania przytomności (podrażnienie receptorów błony śluzowej nosa pomaga pobudzić oddychanie), oczyszczenia rąk chirurga, wywołania wymiotów i tak dalej.
4. Przemysł włókienniczy. Służy do produkcji włókien syntetycznych. Amoniak stosuje się również do czyszczenia lub barwienia różnych tkanin.

Właściwości fizyczne

Oto właściwości fizyczne amoniaku:

1. W normalnych warunkach jest to gaz.
2. Bezbarwny.
3. Ma ostry zapach.
4. Trujący i bardzo toksyczny.
5. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (jedna objętość wody na siedemset objętości amoniaku) i wielu substancjach organicznych.
6. Temperatura topnienia wynosi -80°C.
7. Temperatura wrzenia wynosi około -36°C.
8. Jest wybuchowy i łatwopalny.
9. Mniej więcej w połowie tak lekka jak powietrze.
10. Posiada molekularną sieć krystaliczną, dlatego jest topliwy i kruchy.
11. Masa cząsteczkowa amoniak wynosi 17 gramów/mol.
12. Po podgrzaniu w środowisku tlenowym rozkłada się na wodę i azot.

Właściwości chemiczne amoniaku

Amoniak jest silnym środkiem redukującym, ponieważ stopień utlenienia azotu w cząsteczce jest minimalny. Ma także właściwości utleniające, co jest znacznie rzadsze.

Reakcje z amoniakiem:

• Z kwasami amoniak tworzy sole amonowe, które rozkładają się po podgrzaniu. Z kwasem solnym amoniak tworzy chlorek amonu, a z kwasem siarkowym tworzy siarczan amonu.

NH3 + HCL = NH4CL

NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

• Po ogrzaniu tlenem tworzy się azot, a przy udziale katalizatora (Pt) otrzymuje się tlenek azotu.

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

• Z wodą tworzy się niestabilny hydrat amoniaku.

NH3 + H2O = NH3 × H2O

Amoniak może wykazywać właściwości alkaliczne, dlatego podczas interakcji z wodą tworzy słabą zasadę - NH 4 OH. Ale tak naprawdę taki związek nie istnieje, dlatego wzór należy zapisać w następujący sposób: NH 3 × H 2 O.

Z tlenkami metali.

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

• Z halogenami.

8NH3 + 3Cl2 =N2 + 6NH4Cl

• Z solami metali.

3NH 3 + ZH 2 O + AlCl 3 = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Związki amoniaku

Istnieje kilka rodzajów substancji złożonych powstających podczas interakcji z amoniakiem:

1. Sole amonowe. Powstają w wyniku reakcji amoniaku z kwasami i rozkładają się pod wpływem ogrzewania.
2. Amidy. Są to sole otrzymywane przez traktowanie metali alkalicznych amoniakiem.
3. Hydrazyna. Jest to substancja otrzymywana w wyniku utleniania amoniaku podchlorynem sodu w obecności żelatyny.
4. Aminy. Amoniak reaguje z haloalkanami jako reakcja addycji, tworząc sole.
5. Amoniak. W przypadku soli srebra i miedzi amoniak tworzy sole złożone.

Rola biologiczna

Amoniak jest substancją powstającą w organizmach istot żywych podczas metabolizmu, będącą produktem przemian azotu w nich. Odgrywa ważną rolę w fizjologii zwierząt, jest jednak silnie toksyczny dla organizmów i prawie w nich nie występuje. czysta forma. Większość z nich jest przetwarzana przez wątrobę na nieszkodliwą substancję - mocznik lub, jak to się nazywa, mocznik.

Pomaga także neutralizować kwasy dostające się do organizmu wraz z pożywieniem, utrzymując równowagę kwasowo-zasadową krwi.

Amoniak jest ważnym źródłem azotu dla roślin. Pochłaniają go głównie z gleby, jest to jednak proces bardzo pracochłonny i nieefektywny. Niektóre rośliny są w stanie akumulować azot zawarty w atmosferze za pomocą specjalnych enzymów - azotaz. Następnie przetwarzają azot w przydatne związki, takie jak białka i aminokwasy.

Stany zbiorcze

Amoniak może występować w różnych stanach skupienia:

1. W normalnych warunkach występuje w postaci bezbarwnego gazu o nieprzyjemnym, ostrym zapachu.
2. Potrafi także bardzo dobrze rozpuszczać się w wodzie, dzięki czemu można go przechowywać w postaci wodnego roztworu o określonym stężeniu. Upłynnia się i staje się cieczą w wyniku ciśnienia i ekstremalnego chłodzenia.
3. Amoniak ma stan stały, w którym pojawia się jako bezbarwne sześcienne kryształy.

Zatrucie amoniakiem

Jak wspomniano powyżej, amoniak jest substancją niezwykle toksyczną i trującą. Zaliczany jest do czwartej klasy zagrożenia.

Zatruciu tym gazem towarzyszy zaburzenie wielu procesów organizmu:

• Pierwszy dotknięty system nerwowy i zmniejsza się wchłanianie tlenu przez komórki nerwowe.
• Po przedostaniu się do gardła, tchawicy i oskrzeli amoniak osadza się na błonach śluzowych, rozpuszcza się, tworząc zasadę, która zaczyna mieć szkodliwy wpływ na organizm, powodując wewnętrzne oparzenia, niszcząc tkanki i komórki.
• Substancja ta ma również destrukcyjny wpływ na składniki tłuszczowe, które w takiej czy innej formie są częścią wszystkich narządów ludzkich.
• Wpływa to na układ sercowo-naczyniowy i hormonalny, a ich praca zostaje zakłócona.

Po kontakcie z amoniakiem cierpi niemal całe ciało człowieka, jego tkanki i narządy wewnętrzne, a procesy życiowe ulegają pogorszeniu.

Najczęściej do zatruć tym gazem dochodzi w zakładach chemicznych na skutek jego wycieku, ale można się nim zatruć także w domu, jeśli np. pojemnik z amoniakiem nie jest szczelnie zamknięty i jego opary gromadzą się w pomieszczeniu .

Do zatrucia może dojść nawet wtedy, gdy w stanie omdlenia przyłoży się do nosa wacik nasączony amoniakiem. Jeśli ofierze pozwolono wąchać amoniak przez dłużej niż pięć sekund, ryzyko zatrucia jest wysokie, dlatego z amoniakiem należy zawsze obchodzić się ze szczególną ostrożnością.

Objawy zatrucia

Poniżej znajduje się szereg oznak zatrucia amoniakiem:

1. Silny kaszel, trudności w oddychaniu.
2. Pieczenie oczu, łzawienie, bolesna reakcja na jasne światło.
3. Pieczenie w jamie ustnej i nosogardzieli.
4. Zawroty głowy, ból głowy.
5. Ból brzucha, wymioty.
6. Obniżony próg słyszenia.
7. W przypadku poważniejszego zatrucia możliwe są: utrata przytomności, drgawki, zatrzymanie oddechu, ostra niewydolność serca. Połączenie naruszeń może doprowadzić ofiarę do śpiączki.

Zapobieganie w przypadku zatrucia

Pierwsza pomoc w tym przypadku składa się z kilku prostych kroków. Najpierw musisz zabrać ofiarę Świeże powietrze, opłucz twarz i oczy bieżącą wodą. Nawet ci, którzy nie byli zbyt dobrzy z chemii, wiedzą ze szkoły: kwas neutralizuje zasady, dlatego usta i nos należy przepłukać wodą zawierającą sok cytrynowy lub ocet.

Jeżeli zatruta osoba straciła przytomność, na wypadek wymiotów należy ją położyć na boku, a w przypadku ustania tętna i oddechu wykonać masaż serca i sztuczne oddychanie.

Konsekwencje zatrucia

Po zatruciu amoniakiem osoba może ponieść bardzo poważne, nieodwracalne konsekwencje. Przede wszystkim cierpi centralny układ nerwowy, co pociąga za sobą szereg powikłań:

• Mózg przestaje w pełni wykonywać swoje funkcje i zaczyna działać nieprawidłowo, z tego powodu spada inteligencja, pojawiają się choroby psychiczne, amnezja i tiki nerwowe.
• Zmniejsza się wrażliwość niektórych części ciała.
• Funkcjonowanie aparatu przedsionkowego jest zakłócone. Z tego powodu osoba odczuwa ciągłe zawroty głowy.
• Narządy słuchu zaczynają tracić swoją funkcjonalność, co prowadzi do głuchoty.
• Uszkodzenie osłon oczu powoduje pogorszenie widzenia i jego ostrości, w najgorszym przypadku ofiara doświadczy ślepoty.
• Początek śmierci. Zależy to od tego, jak wysokie było stężenie gazu w powietrzu i ile oparów amoniaku dostało się do organizmu.

Znajomość i przestrzeganie zalecanych środków bezpieczeństwa oznacza zabezpieczenie się przed ryzykiem zagrożenia własnego życia lub gorszego losu - kalectwa, utraty słuchu lub wzroku.

Zastosowanie bezwodnego skroplonego amoniaku

Bezwodny skroplony amoniak (azotyn wodoru) jest bezbarwną, przezroczystą cieczą. Jest toksyczny i ma dobrą rozpuszczalność w wodzie.

Amoniak powstaje w wyniku katalitycznej syntezy azotu i wodoru. Ma właściwości toksyczne, może powodować oparzenia i zgodnie z GOST 6221-90 posiada IV klasę zagrożenia.

Azotyn wodoru jest substancją trudnopalną, jednak zmieszany z powietrzem jest wybuchowy, szczególnie w pomieszczeniach zamkniętych.

Ponadto mieszaniny wybuchowe mogą tworzyć się, gdy azotyn wodoru wchodzi w interakcję z wapniem, bromem, tlenkiem srebra, chlorem, jodem, rtęcią i niektórymi innymi pierwiastkami.

Kontakt amoniaku z rtęcią, chlorem, jodem, bromem, wapniem, tlenkiem srebra i niektórymi innymi substancjami chemicznymi może prowadzić do tworzenia związków wybuchowych.

Azotyn wodoru ma działanie korozyjne:

Kontakt z cynkiem, miedzią (przyspieszony w obecności wody); rozpuszczanie gumy; Różne rodzaje stali są podatne na pękanie w obecności tlenu, jeśli zawierają mniej niż 0,2% wody.

Obszary zastosowania amoniaku:

Produkuje się z niego nawozy (mocznik, azotan amonu, nawozy złożone), kwas azotowy i inne związki zawierające azot.

Przy zastosowaniu tych nawozów w wymaganych ilościach plony mogą znacznie wzrosnąć (od 8 do 60%).

Zalety jego stosowania to:

Taniość; efektywność; możliwość stosowania nawozów jesienią, pod kolejne zbiory; mechanizacja procesów podawania i aplikacji nawozów do gleby. Przemysł chłodniczy.

Amoniak jest stosowany jako czynnik chłodniczy. Obecnie trwa modernizacja branży chłodniczej, opracowywane są nowe projekty i poszukuje się sposobów na zmniejszenie intensywności amoniaku w istniejących instalacjach.

Projektowane są automatyczne systemy kontroli i ochrony wszystkich urządzeń chłodniczych oraz poszukuje się sposobów ograniczenia szkodliwych emisji w przypadku rozhermetyzowania urządzeń chłodniczych.

Najczęściej używany do tworzenia środowisk ochronnych (atmosfer). .

Kwas azotowy wytwarzany z azotynu wodoru służy do tworzenia barwników, włókien sztucznych, materiałów wybuchowych i tworzyw sztucznych.

W medycynie powszechnie stosuje się amoniak zawierający 10% amoniaku.

Amoniak podaje się do wąchania w przypadku omdlenia i półomdlenia. Z jego pomocą łagodzone są bóle głowy, nudności i inne objawy charakterystyczne dla stanu ciężkiego zatrucia alkoholem. Pocieranie ukąszeń owadów łagodzi dyskomfort i swędzenie. Życie

W domu warunki życia Amoniak stosuje się także do mycia okien oraz naczyń srebrnych i niklowanych. Coś takiego =)..