Otrzymywanie i właściwości niektórych amoniaków. Właściwości chemiczne roztworu amoniaku - skład, zastosowanie w życiu codziennym, medycynie i ogrodnictwie
Amoniak (NH 3) jest jedną z najpowszechniejszych chemikaliów przemysłowych stosowanych w przemyśle i handlu.
Amoniak, dlaczego nasz organizm go potrzebuje? Okazuje się, że powstaje on stale we wszystkich narządach i tkankach i jest substancją niezbędną w wielu procesach biologicznych, służąc jako prekursor powstawania aminokwasów i syntezy nukleotydów. W naturze amoniak powstaje podczas rozkładu związków organicznych zawierających azot.
Właściwości chemiczne i fizyczne amoniaku
- W temperaturze pokojowej amoniak jest bezbarwnym, drażniącym gazem o ostrym, duszącym zapachu;
- V czysta forma znany jako bezwodny amoniak;
- higroskopijny (łatwo wchłania wilgoć);
- ma właściwości alkaliczne, żrące, łatwo rozpuszczalne w wodzie;
- łatwo się kompresuje i pod ciśnieniem tworzy klarowną ciecz.
Gdzie stosuje się amoniak?
Około 80% amoniaku wykorzystuje się do produkcji produktów przemysłowych.
Amoniak jest stosowany w rolnictwo jako nawóz.
Występuje w urządzeniach chłodniczych do oczyszczania wodnych kompozycji.
Stosowany do produkcji tworzyw sztucznych, materiałów wybuchowych, tekstyliów, pestycydów, barwników i innych chemikaliów.
Zawarty w wielu domowych i przemysłowych roztworach czyszczących. Wyroby gospodarstwa domowego zawierające amoniak powstają z dodatkiem 5-10% amoniaku, w roztworach przemysłowych stężenie amoniaku jest wyższe - 25%, co czyni je bardziej żrącymi.
Jak amoniak wpływa na organizm człowieka?
Większość ludzi ma kontakt z amoniakiem wdychając go jak gaz lub parowanie. Ponieważ amoniak występuje naturalnie i występuje w detergentach, może być jego źródłem.
Powszechne stosowanie amoniaku na obszarach rolniczych i przemysłowych oznacza również, że zwiększone stężenie amoniaku w powietrzu może wystąpić podczas przypadkowych uwolnień lub celowych ataków terrorystycznych.
Bezwodny amoniak gazowy jest lżejszy od powietrza i dlatego unosi się wysoko, dlatego na ogół rozprasza się i nie gromadzi się w nisko położonych obszarach. Jednakże w obecności wilgoci (wysoka wilgotność względna) skroplony bezwodny amoniak tworzy parę cięższą od powietrza. Opary te mogą unosić się nad powierzchnią ziemi lub nad nizinami.
Jak działa amoniak?
Amoniak zaczyna reagować natychmiast po kontakcie z wilgocią na powierzchni skóry, oczu, ust, drogi oddechowe i częściowo śluzowate powierzchnie i tworzy bardzo żrącą substancję wodorotlenek amonu . Przyczyny wodorotlenku amonu martwica tkanek w wyniku przerwania błon komórkowych prowadzi do zniszczenia komórek. Po rozbiciu białka i komórek woda jest ekstrahowana w wyniku reakcji zapalnej, co prowadzi do dalszych uszkodzeń.
Jakie są objawy zatrucia amoniakiem?
Oddech. Zapach amoniaku w nosie jest drażniący i ostry. Kontakt z wysokim stężeniem amoniaku w powietrzu powoduje uczucie pieczenia w nosie, gardle i drogach oddechowych. Może to prowadzić do obrzęku oskrzelików i pęcherzyków płucnych oraz uszkodzenia dróg oddechowych w wyniku niewydolności oddechowej. Wdychanie niskich stężeń może powodować kaszel oraz podrażnienie nosa i gardła. Zapach amoniaku jest dość wczesnym sygnałem ostrzegawczym o jego obecności, jednak amoniak prowadzi również do osłabienia zmysłu węchu, co ogranicza możliwość wyczucia go w powietrzu przy niskich stężeniach.
Dzieci narażone na taką samą ilość amoniaku jak dorośli otrzymują większą dawkę, ponieważ powierzchnia ich płuc w stosunku do ciała jest znacznie większa. Dodatkowo mogą być bardziej narażone na działanie amoniaku ze względu na swój niski wzrost - znajdują się bliżej ziemi, gdzie stężenie oparów jest większe.
Kontakt ze skórą lub oczami. Kontakt z niskim stężeniem amoniaku w powietrzu lub cieczach może powodować szybkie podrażnienie oczu lub skóry. Wyższe stężenia amoniaku mogą spowodować poważne obrażenia i oparzenia . Kontakt ze stężonymi cieczami amoniakalnymi, takimi jak detergenty przemysłowe, może powodować uszkodzeń korozyjnych, w tym oparzeń skóry, uszkodzeń oczu lub ślepoty . Największy stopień uszkodzenia oczu może nie być widoczny nawet przez tydzień po ekspozycji. Może również powodować kontakt ze skroplonym amoniakiem odmrożenie .
Konsumpcja z jedzeniem. Narażenie na wysokie stężenia amoniaku poprzez połknięcie roztworu amoniaku może spowodować uszkodzenie jamy ustnej, gardła i żołądka.
Lotnym charakterystycznym związkiem wodoru azotu jest amoniak. Pod względem znaczenia w przemyśle chemii nieorganicznej i chemii nieorganicznej amoniak jest najważniejszym związkiem wodorowym azotu. Ze swej natury chemicznej jest to azotek wodoru H 3 N. W strukturze chemicznej amoniaku 3 orbitale hybrydowe atomu azotu tworzą trzy wiązania σ z trzema atomami wodoru, które zajmują trzy wierzchołki lekko zniekształconego czworościanu.
Czwarty wierzchołek czworościanu zajmuje samotna para elektronów azotu, co zapewnia nienasycenie chemiczne i reaktywność cząsteczek amoniaku, a także dużą wartość elektrycznego momentu dipolowego.
W normalnych warunkach amoniak jest bezbarwnym gazem o ostrym zapachu. Jest toksyczny: podrażnia błony śluzowe, a ostre zatrucie powoduje uszkodzenie oczu i zapalenie płuc. Ze względu na polarność cząsteczek i dość wysoką stałą dielektryczną, ciekły amoniak jest dobrym rozpuszczalnikiem. Metale alkaliczne i ziem alkalicznych, siarka, fosfor, jod oraz wiele soli i kwasów dobrze rozpuszczają się w ciekłym amoniaku. Amoniak jest lepiej rozpuszczalny w wodzie niż jakikolwiek inny gaz. Roztwór ten nazywa się wodą amoniakalną lub amoniakiem. Doskonała rozpuszczalność amoniaku w wodzie wynika z tworzenia międzycząsteczkowych wiązań wodorowych.
Amoniak ma główne właściwości:
Reakcja amoniaku z wodą:
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Interakcja z halogenowodorami:
NH3 +HCl ⇄NH4Cl
Interakcja z kwasami (w rezultacie powstają sole średnie i kwaśne):
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 fosforan amonu
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 wodorofosforan amonu
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 diwodorofosforan amonu
Amoniak reaguje z solami niektórych metali tworząc złożone związki - amoniak:
CuSO4 + 4NH3 → SO4 tetraamina siarczan miedzi (II)
AgCl+ 2NH3 → Cl chlorek srebra diaminy (I)
Wszystkie powyższe reakcje są reakcjami addycji.
Właściwości redoksowe:
W cząsteczce amoniaku NH 3 azot ma stopień utlenienia -3, zatem w reakcjach redoks może oddawać jedynie elektrony i jest jedynie środkiem redukującym.
Amoniak redukuje niektóre metale z ich tlenków:
2NH3 + 3CuO → N2 +3Cu +3H2O
Amoniak w obecności katalizatora utlenia się do tlenku azotu NO:
4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O
Amoniak utlenia się tlenem bez katalizatora do azotu:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
21. Wodorowe związki halogenów. 22. Kwasy halogenowodorowe.
Halogenowodory to bezbarwne gazy o ostrym zapachu i łatwo rozpuszczalne w wodzie.Fluorowodór miesza się z wodą w dowolnym stosunku. Wysoka rozpuszczalność tych związków w wodzie pozwala na otrzymanie stężonych roztworów.
Po rozpuszczeniu w wodzie halogenowodory dysocjują jak kwasy. HF należy do związków słabo zdysocjowanych, co tłumaczy się specjalną siłą wiązania. Pozostałe roztwory halogenowodorów zaliczamy do mocnych kwasów. HF – kwas fluorowodorowy HCl – kwas solny HBr – kwas bromowodorowy HI – kwas jodowodorowy
Zwiększa się siła kwasów szeregu HF – HCl – HBr – HI, co tłumaczy się spadkiem energii wiązania w tym samym kierunku i wzrostem odległości międzyjądrowej. HI jest najsilniejszym kwasem spośród kwasów halogenowodorowych.
Polaryzowalność wzrasta, ponieważ woda bardziej polaryzuje wiązanie, którego długość jest większa. Sole kwasów halogenowodorowych mają odpowiednio nazwy: fluorki, chlorki, bromki, jodki.
Właściwości chemiczne kwasów halogenowodorowych
W postaci suchej halogenowodory nie mają wpływu na większość metali.
1. Wodne roztwory halogenowodorów mają właściwości kwasów beztlenowych. Oddziałują energicznie z wieloma metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami; nie wpływają one na metale, które po wodorze znajdują się w szeregu napięcia elektrochemicznego metali. Wejdź w interakcję z niektórymi solami i gazami.
Kwas fluorowodorowy niszczy szkło i krzemiany:
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
Dlatego nie można go przechowywać w szklanych pojemnikach.
2. W reakcjach redoks kwasy halogenowodorowe zachowują się jak środki redukujące, a aktywność redukująca w szeregach Cl-, Br-, I- wzrasta.
Paragon
Fluorowodór powstaje w wyniku działania stężonego kwasu siarkowego na fluoryt:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Chlorowodór powstaje w wyniku bezpośredniej reakcji wodoru z chlorem:
Jest to syntetyczna metoda produkcji.
Metoda siarczanowa opiera się na reakcji stężonego kwasu siarkowego z NaCl.
Przy lekkim ogrzewaniu reakcja przebiega z utworzeniem HCl i NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
W wyższej temperaturze zachodzi drugi etap reakcji:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Ale nie da się uzyskać HBr i HI w podobny sposób, ponieważ ich związki z metalami podczas interakcji ze stężonym kwasem siarkowym ulegają utlenieniu, ponieważ I- i Br- są silnymi środkami redukującymi.
2NaBr-1+2H2S+6O4(k)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O
Bromowodór i jodowodór otrzymuje się w wyniku hydrolizy PBr3 i PI3: PBr3+3H2O=3HBr+H3PO3 PI3+3H2O=3HI+H3PO3
Temat: Amoniak. Fizyczne i chemiczne właściwości. Odbiór i wniosek.
Cele Lekcji: znać budowę cząsteczki amoniaku, właściwości fizyczne i chemiczne, obszary zastosowań; potrafić wykazać właściwości chemiczne amoniaku: zapisać równania reakcji amoniaku z tlenem, wodą, kwasami i rozważyć je z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej i procesów redoks.
Podczas zajęć
1. Organizowanie czasu lekcja.
2. Studiowanie nowego materiału.
Amoniak – NH3
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 Szczególnie szybko rozkłada się CO zawarty w odpadach zwierzęcych. Jednym z produktów rozkładu jest amoniak. Według innych źródeł amoniak ma swoją nazwę od starożytnego egipskiego słowa amonian. Tak nazywano ludzi oddających cześć bogu Amonowi. Podczas swoich rytualnych ceremonii 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 jon wodorowy, tworząc jon amonowy NH 4 + .
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 uszkodzenia. system nerwowy. Amoniak ma działanie miejscowe i resorpcyjne. 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 NH 3 w wodzie jest niezwykle duża – około 1200 objętości (w temperaturze 0°C) lub 700 objętości (w temperaturze 20°C) w objętości wody.
3. Produkcja amoniaku
W laboratorium
W przemyśle
Aby uzyskać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe:
NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O
(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O
Uwaga! Wodorotlenek amonu jest niestabilną zasadą, rozkłada się: NH 4OH ↔ NH3 + H2O
Podczas odbierania amoniaku trzymaj rurkę odbiornika dołem do góry, ponieważ amoniak jest lżejszy od powietrza:
Przemysłowa metoda produkcji amoniaku opiera się na bezpośrednim oddziaływaniu wodoru i azotu:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ
Warunki:
katalizator – porowate żelazo
temperatura – 450 – 500 ˚С
ciśnienie – 25 – 30 MPa
Jest to tzw. proces Habera (niemiecki fizyk, który opracował fizykochemiczne podstawy tej metody).
4. Właściwości chemiczne amoniak
Amoniak charakteryzuje się następującymi reakcjami:
1. ze zmianą stopnia utlenienia atomu azotu (reakcja utleniania)
2. bez zmiany stopnia utlenienia atomu azotu (addycja)
Reakcje polegające na zmianie stopnia utlenienia atomu azotu (reakcje utleniania)
N -3 → N 0 → N +2
NH 3 – silny środek redukujący.
z tlenem
1. Spalanie amoniaku(po podgrzaniu)
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0
2. Katalityczne utlenianie amoniaku (katalizator Pt – Rh, temperatura)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
z tlenkami metali
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O
z silnymi utleniaczami
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (po podgrzaniu)
amoniak jest słabym związkiem i rozkłada się pod wpływem ogrzewania
2NH3 ↔ N2 + 3H2
Reakcje bez zmiany stopnia utlenienia atomu azotu (addycja - Tworzenie jonu amonowego NH 4 + każdy mechanizm dawca-akceptor)
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 jako roztwór wodny – woda amoniakalna, która zazwyczaj zawiera 25% NH 3 . Ogromne ilości amoniaku wykorzystywane są następnie do produkcji kwasu azotowego, z którego powstają nawozy i wiele innych produktów. Wodę amoniakalną wykorzystuje się także bezpośrednio jako nawóz, a czasami pola podlewa się bezpośrednio ze zbiorników ciekłym amoniakiem. Z amoniaku otrzymuje się różne sole amonowe, mocznik i metenaminę. Stosowany jest także jako tani czynnik chłodniczy w przemysłowych urządzeniach chłodniczych.
Amoniak jest również używany do produkcji włókien syntetycznych, takich jak nylon i nylon. W przemyśle lekkim wykorzystuje się go do czyszczenia i barwienia 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.
3. Utrwalenie badanego materiału
nr 1. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
a) Azot → Amoniak → Tlenek azotu (II)
b) Saletra amonowa → Amoniak → Azot
c) Amoniak → Chlorek amonu → Amoniak → Siarczan amonu
W przypadku ORR skompiluj e-bilans, w przypadku RIO uzupełnij równania jonowe.
Nr 2. Napisz cztery równania reakcji chemicznych, w wyniku których powstaje amoniak.
4. Praca domowa
s. 24, np. 2,3; test
Jedną z najważniejszych substancji chemicznych stosowanych w różnych dziedzinach działalności człowieka jest amoniak. Substancja ta jest produkowana co roku w ogromnych ilościach - ponad 100 milionów ton. Pomyśl tylko o tej liczbie! Od razu pojawia się pytanie: „Dlaczego powstaje taka ilość amoniaku?” W tym artykule odpowiemy na to pytanie, a także poznamy powód popularności amoniaku.
Właściwości amoniaku
Właściwości fizyczne i chemiczne amoniaku determinują jego zastosowanie w różnych dziedzinach. Amoniak jest bezbarwną substancją gazową o bardzo ostrym i nieprzyjemnym zapachu. Substancja jest trująca. Przy długotrwałym narażeniu na organizm człowieka może powodować obrzęk i uszkodzenie różnych narządów.
Amoniak jest słabym kwasem, reaguje z kwasami, wodą i może tworzyć sole z metalami. Potrafi wejść w różne reakcje chemiczne z innymi chemikaliami. Przykładowo, w wyniku reakcji bezwodnego amoniaku z kwasem azotowym w praktyce powstaje azotan amonu, który wykorzystuje się do produkcji nawozów.
Amoniak jest środkiem redukującym. Ma zdolność redukcji różnych metali z ich tlenków. Reakcja amoniaku z tlenkiem miedzi umożliwia otrzymanie azotu.
Różne zastosowania amoniaku
Pomimo swojej toksyczności amoniak ma szerokie zastosowanie. Większość produkowanego amoniaku wykorzystywana jest do produkcji różnych produktów przemysłu chemicznego. Produkty te obejmują:
Nawozy amonowe i na bazie azotanu amonu (azotan amonu i azotanu, siarczan amonu, chlorek amonu itp.). Takie nawozy nadają się do różnych upraw. Warto wiedzieć, że aplikacja nawozów do gleby jest regulowana ze względu na to, że zawarte w nich substancje mogą migrować do dojrzałych warzyw i owoców.
Soda. Istnieje metoda amoniakalna do produkcji sody kalcynowanej. Do nasycenia solanki stosuje się amoniak. Metoda ta jest aktywnie wykorzystywana do przemysłowej produkcji sody.
Kwas azotowy. Do jego produkcji wykorzystuje się syntetyczny amoniak. NA ten moment przemysłowa produkcja tej substancji opiera się na zjawisku katalizy syntetycznego amoniaku.
Materiały wybuchowe. Saletra amonowa jest obojętna na naprężenia mechaniczne, jednak w pewnych warunkach charakteryzuje się dużymi właściwościami wybuchowymi. Dlatego wykorzystuje się go do produkcji takich substancji. Rezultatem są amonity – materiały wybuchowe zawierające amoniak.
Rozpuszczalnik. Amoniak w postaci płynnej może być stosowany jako rozpuszczalnik różnych substancji organicznych i nieorganicznych.
Amoniak – agregat chłodniczy. Amoniak jest stosowany w technologii chłodniczej jako czynnik chłodniczy. Amoniak nie powoduje efektu cieplarnianego, jest przyjazny dla środowiska i tańszy od freonów. Czynniki te determinują zastosowanie tej substancji jako czynnika chłodniczego.
Amoniak. Wykorzystuje się go w medycynie i życiu codziennym. Substancja ta doskonale usuwa plamy z ubrań różnego pochodzenia, a także neutralizuje kwasy.
Zastosowanie amoniaku w medycynie
Amoniak jest szeroko stosowany w medycynie w postaci 10% roztworu amoniaku i nazywany jest amoniakiem. Kiedy osoba mdleje, do ożywienia używa się amoniaku. Jest również stosowany jako środek wymiotny. Aby to zrobić, rozcieńcza się go i przyjmuje doustnie w małych ilościach. Ta metoda jest szczególnie popularna w przypadku zatruć alkoholowych. Z amoniaku wytwarza się balsamy i leczy ukąszenia owadów. Chirurdzy do czyszczenia rąk używają amoniaku rozcieńczonego w wodzie.
Należy pamiętać, że przedawkowanie amoniaku jest bardzo niebezpieczne. Możliwe są bóle różnych narządów, obrzęk, a nawet śmierć. Można tego uniknąć, stosując tę substancję zgodnie z przeznaczeniem i zachowując ostrożność!
bezbarwny gaz o ostrym zapachu, temperatura topnienia 80° C, temperatura wrzenia 36° C, rozpuszczalny w wodzie, alkoholu i wielu innych rozpuszczalnikach organicznych. Syntetyzowany z azotu i wodoru. W naturze powstaje podczas rozkładu związków organicznych zawierających azot. Ostry zapach amoniaku był znany człowiekowi od czasów prehistorycznych, ponieważ gaz ten powstawał w znacznych ilościach podczas gnicia, rozkładu i suchej destylacji związków organicznych zawierających azot, takich jak mocznik czy białka. Możliwe, że na wczesnych etapach ewolucji Ziemi w jej atmosferze znajdowało się sporo amoniaku. Jednak nawet obecnie w powietrzu i wodzie deszczowej zawsze można znaleźć niewielkie ilości tego gazu, ponieważ powstaje on w sposób ciągły podczas rozkładu białek zwierzęcych i roślinnych. Na niektórych planetach Układ Słoneczny sytuacja jest inna: astronomowie uważają, że znaczną część mas Jowisza i Saturna stanowi stały amoniak.Amoniak w czystej postaci po raz pierwszy otrzymał w 1774 roku angielski chemik
Józefa Priestleya. Podgrzał amoniak (chlorek amonu) z wapnem gaszonym (wodorotlenek wapnia). Reakcja 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 nadal używany w laboratoriach, jeśli wymagane są małe ilości tego gazu; inny wygodny sposób otrzymania hydrolizy amoniakalnej azotku magnezu: Mg 3 N 2 + 6H 2 O® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 . Priestley zebrał uwolniony amoniak nad rtęcią. Nazwał je „powietrzem zasadowym”, ponieważ wodny roztwór amoniaku miał wszystkie cechy zasady. W 1784 roku francuski chemik Claude Louis Berthollet za pomocą wyładowania elektrycznego rozłożył amoniak na pierwiastki i w ten sposób ustalił skład tego gazu, który w 1787 roku otrzymał oficjalną nazwę „amoniak” od łacińskiej nazwy amoniaku salamoniak; Sól tę uzyskano w pobliżu świątyni boga Amona w Egipcie. Nazwa ta jest nadal zachowana w większości języków Europy Zachodniej (niemiecki amoniak, angielski amoniak, francuski amoniak); Skrócona nazwa „amoniak”, której używamy, została wprowadzona do użytku w 1801 roku przez rosyjskiego chemika Jakowa Dmitriewicza Zacharowa, który jako pierwszy opracował system rosyjskiej nomenklatury chemicznej.Jednak ta historia niewątpliwie ma swoją historię. Zatem sto lat przed Priestleyem, jego rodakiem
Roberta Boyle’aObserwowałem dymiący patyk, nasączony kwasem solnym i umieszczony pod strumieniem cuchnącego gazu powstałego w wyniku spalania obornika. W reakcji NH 3 + HCl® NH 4 „Dym” Cl powstaje z drobnych cząstek chlorku amonu, co dało podstawę do opracowania zabawnego eksperymentu, który „obala” powiedzenie „nie ma dymu bez ognia”. Ale Boyle nie był pierwszym badaczem amoniaku, którego jeszcze nie odkryto. W końcu uzyskano go już wcześniej, a wodny roztwór amoniaku i amoniaku był używany niemal od czasów starożytnych jako specjalna zasada podczas przetwarzania i barwienia wełny.Na początku XIX wieku. Wodę amoniakalną pozyskiwano już z węgla w znacznych ilościach jako produkt uboczny przy produkcji gazu rozpałkowego. Ale skąd bierze się amoniak w węglu? Nie ma go, ale węgiel zawiera zauważalne ilości złożonych związków organicznych, do których zaliczają się m.in. azot i wodór. Pierwiastki te tworzą amoniak podczas silnego ogrzewania (pirolizy) węgla. W 19-stym wieku w gazowniach, przy ogrzewaniu bez dostępu powietrza, do 700 kg koksu i ponad 200 kg (300 m
3 ) gazowe produkty pirolizy. Gorące gazy ochłodzono, a następnie przepuszczono przez wodę, otrzymując około 50 kg smoły węglowej i 40 kg wody amoniakalnej.Jednak otrzymany w ten sposób amoniak wyraźnie nie wystarczał, dlatego opracowano chemiczne metody jego syntezy, np. z cyjanamidu wapnia: CaCN
2 + 3H 2O® 2NH 3 + CaCO 3 lub z cyjanku sodu: NaCN + 2H 2O® HCOONa + NH 3 . Metody te od dawna uważane są za obiecujące, gdyż substancje wyjściowe uzyskano z dostępnych surowców.W 1901 roku francuski chemik Henri Le Chatelier opatentował metodę wytwarzania amoniaku z azotu i wodoru w obecności katalizatora. Jednak przemysłowe zastosowanie tego procesu było jeszcze odległe: dopiero w 1913 roku uruchomiono pierwszą przemysłową instalację do syntezy amoniaku (
cm. GABER, FRITZ). Obecnie amoniak syntetyzuje się z pierwiastków na katalizatorze żelaznym z dodatkami w temperaturze 420500° C i ciśnieniu około 300 atm (w niektórych fabrykach ciśnienie może sięgać 1000 atm).Amoniak jest bezbarwnym gazem, który łatwo ulega skropleniu po ochłodzeniu do 33,3
° C lub w temperaturze pokojowej, zwiększając ciśnienie do około 10 atm. Amoniak zamarza po ochłodzeniu do 77,7° C. Cząsteczka NH3 ma kształt piramidy trójściennej z atomem azotu na szczycie. Jednak w odróżnieniu od piramidy sklejonej np. z papieru, cząsteczka NH 3 łatwo „wywraca się na lewą stronę”, jak parasol, a w temperaturze pokojowej dokonuje tej transformacji z ogromną częstotliwością - prawie 24 miliardy razy na sekundę! Proces ten nazywany jest inwersją; o jego istnieniu świadczy fakt, że po zastąpieniu dwóch atomów wodoru np. grupą metylową i etylową otrzymuje się tylko jeden izomer metyloetyloaminy. Gdyby nie było inwersji, istniałyby dwa przestrzenne izomery tej substancji, które różniłyby się między sobą zarówno przedmiotem, jak i jego lustrzanym odbiciem. Wraz ze wzrostem wielkości podstawników inwersja zwalnia, a w przypadku „twardych” nieporęcznych podstawników staje się niemożliwa i wtedy mogą istnieć izomery optyczne; Rolę czwartego podstawnika pełni samotna para elektronów na atomie azotu. Po raz pierwszy taką pochodną amoniaku zsyntetyzował w 1944 roku szwajcarski chemik Władimir Prelog. Pomiędzy cząsteczkami amoniaku istnieją wiązania wodorowe. Chociaż nie są tak silne jak te między cząsteczkami wody, wiązania te sprzyjają silnemu przyciąganiu między cząsteczkami. Dlatego właściwości fizyczne amoniaku są w dużej mierze anomalne w porównaniu z właściwościami innych wodorków pierwiastków tej samej podgrupy (PH 3, SbH 3, AsH 3 ). Zatem najbliższy analog amoniaku ma pH fosfiny 3 temperatura wrzenia wynosi 87,4° C i temperatura topnienia 133,8° C, mimo że cząsteczka PH 3 dwa razy cięższy niż cząsteczka NH 3 . W stałym amoniaku każdy atom azotu jest związany z sześcioma atomami wodoru trzema wiązaniami kowalencyjnymi i trzema wiązaniami wodorowymi. Kiedy amoniak się topi, rozrywa się tylko 26% wszystkich wiązań wodorowych, kolejne 7% ulega rozerwaniu, gdy ciecz zostaje podgrzana do temperatury wrzenia. I dopiero powyżej tej temperatury zanikają prawie wszystkie pozostałe wiązania między cząsteczkami.Wśród innych gazów amoniak wyróżnia się ogromną rozpuszczalnością w wodzie: w normalnych warunkach 1 ml wody może wchłonąć ponad litr gazowego amoniaku (a dokładniej 1170 ml), tworząc roztwór o stężeniu 42,8%. Jeśli obliczymy stosunek NH
3 i H2 O w roztworze nasyconym w normalnych warunkach okazuje się, że na jedną cząsteczkę wody przypada jedna cząsteczka amoniaku. Po mocnym ochłodzeniu takiego roztworu (do około 80° C) tworzą się kryształy hydratu amoniaku NH 3 H 2 Znany jest również hydrat o składzie 2NH 3H2O. Wodne roztwory amoniaku mają wyjątkową właściwość spośród wszystkich zasad: ich gęstość maleje wraz ze wzrostem stężenia roztworu (od 0,99 g/cm 3 dla 1% roztworu do 0,73 g/cm 3 dla 70%). Jednocześnie amoniak można dość łatwo „wypchnąć” z roztworu wodnego: w temperaturze pokojowej ciśnienie pary nad 25% roztworem wynosi dwie trzecie ciśnienia atmosferycznego, a nad 4% roztworem 26 mm Hg. (3500 Pa) i nawet w bardzo rozcieńczonym 0,4% roztworze nadal wynosi 3 mmHg. (400 Pa). Nic dziwnego, że nawet słabe wodne roztwory amoniaku mają wyraźny zapach „amoniaku”, a przechowywane w luźno zamkniętym pojemniku dość szybko „zanikają”. Krótkie gotowanie może całkowicie usunąć amoniak z wody.Piękny eksperyment demonstracyjny opiera się na wysokiej rozpuszczalności amoniaku w wodzie. Jeśli do odwróconej kolby z amoniakiem wprowadzimy kilka kropli wody przez wąską rurkę łączącą kolbę z naczyniem z wodą, gaz szybko się w niej rozpuści, ciśnienie spadnie, a pod wpływem ciśnienia atmosferycznego woda z naczynie z rozpuszczonym w nim wskaźnikiem (fenoloftaleiną) wpadnie z siłą do kolby. Tam natychmiast zmieni kolor na szkarłatny z powodu utworzenia roztworu alkalicznego.
Amoniak jest chemicznie dość aktywny i oddziałuje z wieloma substancjami. W czystym tlenie pali się bladożółtym płomieniem, zamieniając się głównie w azot i wodę. Mieszaniny amoniaku z powietrzem o zawartości od 15 do 28% są wybuchowe. W obecności katalizatorów reakcja z tlenem powoduje powstanie tlenków azotu. Po rozpuszczeniu amoniaku w wodzie tworzy się roztwór zasadowy, czasami nazywany wodorotlenkiem amonu. Jednak nazwa ta nie jest do końca dokładna, ponieważ w roztworze najpierw tworzy się hydrat NH
3 H 2 O, który następnie częściowo rozkłada się na jony NH 4 + i Och. Warunkowo NH 4 OH jest uważany za słabą zasadę; przy obliczaniu stopnia dysocjacji przyjmuje się, że cały amoniak w roztworze ma postać NH 4 OH, a nie jako hydrat.Amoniak dzięki wolnej parze elektronów tworzy ogromną liczbę złożonych związków z jonami metali, tzw. kompleksy amminowe lub związki amoniaku. W przeciwieństwie do amin organicznych, w tych kompleksach zawsze występują trzy atomy wodoru związane z atomem azotu.
Podobnie jak w przypadku wody, kompleksowaniu amoniakiem często towarzyszy zmiana koloru substancji. Zatem biały proszek siarczanu miedzi po rozpuszczeniu w wodzie daje niebieski roztwór siarczanu miedzi w wyniku tworzenia kompleksu wodnego 2+ . A po dodaniu amoniaku roztwór ten przybiera intensywną niebiesko-fioletową barwę, należącą do kompleksu 2+ amino . Podobnie bezwodny chlorek niklu(II) ma złocistożółtą barwę i jest krystalicznym hydratem Cl2 zielony i amoniak Cl 2 jasny niebieski. Wiele kompleksów aminowych jest dość stabilnych i można je otrzymać w stanie stałym. Zastosowano stały kompleks amoniaku i chlorku srebraMichael Faradaydo skraplania amoniaku. Faraday podgrzewał sól kompleksową w jednym zakręcie zamkniętej szklanej rurki, a w drugim zakręcie, umieszczonym w mieszaninie chłodzącej, zbierał się pod ciśnieniem ciekły amoniak. Kompleks amoniakowy tiocyjanianu amonu (rodanid) ma niezwykłe właściwości. Jeśli sucha sól NH 4
NCS schłodzony do 0°
C, umieścić w atmosferze amoniaku, sól „stopi się” i zamieni się w ciecz zawierającą 45% wagowych amoniaku. Płyn ten można przechowywać w butelce z wgniecionym korkiem i wykorzystywać jako swego rodzaju „magazyn” amoniaku. Silne wiązania wodorowe powodują, że stosunkowo wysokie (w porównaniu do innych gazów) ciepło parowania amoniaku wynosi 23,3 kJ/mol. To 4 razy więcej niż ciepło parowania ciekłego azotu i 280 razy więcej niż ciekłego helu. Dlatego generalnie nie można wlać ciekłego helu do zwykłego szkła, natychmiast odparuje. Można przeprowadzić taki eksperyment z ciekłym azotem, jednak znaczna jego część odparuje, chłodząc naczynie, a pozostała ciecz również dość szybko się zagotuje. Dlatego też gazy skroplone w laboratoriach przechowuje się najczęściej w specjalnych naczyniach Dewara o podwójnych ściankach, pomiędzy którymi panuje próżnia. Amoniak ciekły w odróżnieniu od innych gazów skroplonych można przechowywać w zwykłych pojemnikach po chemikaliach, szklankach, kolbach i nie odparowuje zbyt szybko. Jeśli wlejesz go do kolby Dewara, będzie tam przechowywany przez bardzo długi czas. I jeszcze jedna dogodna właściwość ciekłego amoniaku: w temperaturze pokojowej ciśnienie pary nad nim jest stosunkowo niskie, dlatego podczas długotrwałych eksperymentów z nim można z nim pracować w zamkniętych szklanych ampułkach, które z łatwością wytrzymują takie ciśnienie ( próba przeprowadzenia podobnego eksperymentu z ciekłym azotem lub tlenem nieuchronnie doprowadziłaby do eksplozji). Wysokie ciepło parowania ciekłego amoniaku pozwala na zastosowanie tej substancji jako czynnika chłodniczego w różnych urządzeniach chłodniczych; Gdy ciekły amoniak odparowuje, bardzo się ochładza. Domowe lodówki kiedyś zawierały także amoniak (obecnie głównie freony). Przechowywać ciekły amoniak w szczelnie zamkniętych pojemnikach. Zewnętrznie ciekły amoniak wygląda jak woda. Na tym podobieństwa się nie kończą. Podobnie jak woda, ciekły amoniak jest doskonałym rozpuszczalnikiem zarówno jonowych, jak i niepolarnych związków nieorganicznych i organicznych. Łatwo rozpuszcza się w nim wiele soli, które podobnie jak w roztworach wodnych dysocjują na jony. Jednakże reakcje chemiczne w ciekłym amoniaku często przebiegają zupełnie inaczej niż w wodzie. Przede wszystkim wynika to z faktu, że rozpuszczalność tych samych substancji w wodzie i ciekłym amoniaku może się znacznie różnić, jak widać z poniższej tabeli, która pokazuje rozpuszczalność (w gramach na 100 g rozpuszczalnika) niektórych sole w wodzie i ciekłym amoniaku w temperaturze 20 Spośród roztworów różnych substancji w ciekłym amoniaku bez wątpienia najciekawsze są roztwory metali alkalicznych. Rozwiązania takie cieszą się dużym zainteresowaniem naukowców od ponad stu lat. Roztwory sodu i potasu w ciekłym amoniaku otrzymano po raz pierwszy w 1864 roku. Kilka lat później odkryto, że jeśli pozwoli się amoniakowi spokojnie odparować, w osadzie pozostanie czysty metal, tak jak ma to miejsce w przypadku roztworu soli w wodzie. Ta analogia jednak nie jest Właściwości roztworów metali alkalicznych w ciekłym amoniaku silnie zależą od stężenia. W rozcieńczonych roztworach występują kationy metali, a zamiast anionów elektrony, które jednak nie mogą się swobodnie poruszać, gdyż są związane z cząsteczkami amoniaku. To właśnie te związane (solwatowane) elektrony nadają rozcieńczonym roztworom metali alkalicznych w ciekłym amoniaku piękny wygląd. Kolor niebieski. Elektryczność Takie rozwiązania słabo się sprawdzają. Jednak wraz ze wzrostem stężenia rozpuszczonego metalu, gdy elektrony nabywają zdolność poruszania się w roztworze, przewodność elektryczna wzrasta niezwykle mocno - czasami tryliony razy, zbliżając się do przewodności elektrycznej czystych metali! Rozcieńczone i stężone roztwory metali alkalicznych w ciekłym amoniaku różnią się również znacznie innymi właściwościami fizycznymi. Dlatego roztwory o stężeniu większym niż 3 mol/l nazywane są czasami ciekłymi metalami: mają wyraźny metaliczny połysk ze złotobrązowym odcieniem. Czasem aż trudno uwierzyć, że są to roztwory tej samej substancji w tym samym rozpuszczalniku. I tutaj lit jest swego rodzaju rekordem: jego stężony roztwór w ciekłym amoniaku jest najbardziej topliwym „metalem”, który zamarza dopiero w temperaturze 183 Ile metalu może rozpuścić ciekły amoniak? Zależy to głównie od temperatury. W temperaturze wrzenia nasycony roztwór zawiera około 15% (mol) metalu alkalicznego. Wraz ze wzrostem temperatury rozpuszczalność szybko wzrasta i staje się nieskończenie duża w temperaturze topnienia metalu. Oznacza to, że stopiony metal alkaliczny (na przykład cez już w temperaturze 28,3 Kolejny bardzo interesujący fakt: rozcieńczone i stężone roztwory metali alkalicznych w ciekłym amoniaku nie mieszają się ze sobą. Jest to rzadkie zjawisko w przypadku roztworów wodnych. Jeśli na przykład do 100 g ciekłego amoniaku w temperaturze 43°C doda się 4 g sodu Pod względem wielkości produkcji amoniak zajmuje jedno z pierwszych miejsc; Co roku na całym świecie produkuje się około 100 milionów ton tego związku. Amoniak jest dostępny w postaci płynnej lub jako wodny roztwór wody amoniakalnej, który zwykle zawiera 25% NH Amoniak jest również używany do produkcji włókien syntetycznych, takich jak nylon i nylon. W przemyśle lekkim wykorzystuje się go do czyszczenia i barwienia 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 tą metodą Lekarze w codziennej praktyce stosują wodne roztwory amoniaku (amoniak): wacik zamoczony w amoniaku przywraca osobę z omdlenia. Amoniak w tej dawce nie jest niebezpieczny dla człowieka. Gaz ten jest jednak toksyczny. Na szczęście ludzie mogą już wyczuć w powietrzu amoniak.
Dlatego w ciekłym amoniaku łatwo zachodzą takie reakcje wymiany, które są nie do pomyślenia w przypadku roztworów wodnych, na przykład Ba(NO 3) 2 + 2AgCl ® BaCl 2 + 2AgNO 3. Cząsteczka NH3 silny akceptor jonów wodorowych, dlatego jeśli słaby (w przypadku roztworów wodnych) kwas octowy rozpuści się w ciekłym amoniaku, ulegnie całkowitej dysocjacji, czyli stanie się bardzo mocnym kwasem: CH 3 COOH + NH 3 ® NH 4 + + CH 3 COO . W środowisku ciekłego amoniaku właściwości kwasowe soli amonowych znacznie się zwiększają (w porównaniu z roztworami wodnymi). Jon amonowy w ciekłym amoniaku ma wiele właściwości charakterystycznych dla jonu wodorowego w roztworach wodnych. Dlatego w ciekłym amoniaku azotan amonu łatwo reaguje np. z magnezem wydzielając wodór lub z nadtlenkiem sodu: 2NH 4NO 3 + Mg® Mg(NO 3) 2 + 2NH3 + H2; Na 2 O 2 + 2NH 4 NO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O 2 + 2NH 3 . Wykorzystując reakcje w ciekłym amoniaku, po raz pierwszy wyizolowano nadtlenki magnezu, kadmu i cynku: Zn(NO 3 ) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2 , otrzymywany w czystej postaci krystalicznego azotynu amonu: NaNO 2 + NH 4Cl® NH 4NO 2 + NaCl przeprowadzono wiele innych nietypowych przemian, na przykład 2K + 2CO® K 2 C 2 O 2 . Ten ostatni związek zawiera potrójne wiązanie acetylenowe i ma strukturę K+ OS є CO K + . Wysokie powinowactwo ciekłego amoniaku do jonów H +
pozwala na przeprowadzenie spektakularnego eksperymentu w zakresie „plastyfikacji” drewna. Drewno składa się głównie z celulozy: długie łańcuchy polimerowe cząsteczek celulozy są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi pomiędzy grupami hydroksylowymi OH (czasami nazywanymi mostkami wodorowymi). Jedno wiązanie wodorowe jest dość słabe, ale ponieważ masa cząsteczkowa celulozy sięga 2 milionów, a w cząsteczce znajduje się ponad 10 tysięcy jednostek monomeru (reszt glukozy), długie cząsteczki celulozy są ze sobą bardzo mocno powiązane. Ciekły amoniak łatwo rozbija mostki wodorowe, wiążąc atomy wodoru w jony NH 4
+
w rezultacie cząsteczki celulozy nabywają zdolność do ślizgania się względem siebie. Jeśli drewniany patyk zanurzy się na chwilę w ciekłym amoniaku, można go wygiąć w dowolny sposób, tak jakby był wykonany nie z drewna, ale z aluminium. W powietrzu amoniak odparuje w ciągu kilku minut, a wiązania wodorowe zostaną przywrócone ponownie, ale w innym miejscu, a drewniany kij ponownie stanie się sztywny, a jednocześnie zachowa nadany mu kształt.
Substancja
AgI
Ba(NO3)2
KI
NaCl
KCl
BaCl2
ZnCl2
Rozpuszczalność w wodzie
0
9
144
36
34
36
367
Rozpuszczalność w amoniaku
207
97
182
3
0,04
0
0
Leenson I.A. 100 pytań i odpowiedzi z chemii
. M., AST Astrel, 2002
