Razlog za ovu razliku bit će razmotren u nastavku. Sličnost hemijskih svojstava ovih elemenata objašnjava se sličnošću u strukturi spoljašnjeg elektronskog sloja. Svi oni imaju 5 valentnih elektrona na vanjskom sloju (tabela 14).

Distribucija elektrona po energetskim nivoima elemenata azotne grupe. Tabela 14

Element	Core charge	Broj elektrona u energetskim nivoima						atomski radijus,
		K	L	M	N	O	P
								0,71 1,21 1,61 1,15

Kako se atomski radijus smanjuje, vrijednost elektronegativnosti se smanjuje, metalnost svojstava se povećava, a oksidacijska sposobnost opada.

■ 1. Nacrtajte sljedeću tabelu u svoju svesku.

Nitrogen

Hemijski simbol azota je N, formula N2, atomska težina 14,0067, 28,0134. Elektronska konfiguracija atoma dušika je 1s 2 2s 2 2p 3. Raspodjela elektrona po orbitalama vanjskog sloja:

Na vanjskom elektronskom sloju dušika nalaze se 3 nesparena R-elektron. Kada se formira nepolarna molekula dušika, formiraju se 3 zajednička elektronska para između atoma dušika zbog preklapanja R-orbitale oba atoma. Dakle, u slobodnom stanju azot je trovalentan.
Stanja oksidacije dušika su prilično raznolika: od -3 do +5.
Azot je nešto lakši od vazduha. IN zemljine kore dušik 0,03% U vazduhu, azot čini 78% po zapremini ili 75,5% po težini. Budući da se dušik iz zraka troši neznatno, opskrba dušikom u atmosferi ostaje konstantna.

Azot je esencijalni dio proteina, koji su osnova života na Zemlji. Otuda i važnost dušika, koji je neophodan za život životinja i biljaka.
Azot je veoma pasivna supstanca, teško reaguje, tako da je veoma teško vezati atmosferski azot. Biljke ne apsorbuju atmosferski azot. Mogu ga apsorbirati samo u vezanom stanju, a prinos poljoprivrednih kultura ovisi o količini dušika u tlu. Azot je posebno neophodan biljkama čija je zelena masa cijenjena. Bakterije u tlu mogu fiksirati dušik; neki od njih se nalaze u tlu u korijenskim čvorićima mahunarki. Za aktivno djelovanje takvih bakterija neophodno je prisustvo molibdena i željeza u obliku takozvanih mikroelemenata. Ovi elementi, kao i jedinjenja hroma, volframa, titanijuma, vanadijuma, aluminijuma, korišćeni su za vezivanje azota sa Organske materije. Budući da se dušik u zelenoj masi biljaka stalno uklanja sa polja, tlo je osiromašeno dušikom. Potrebno je dopuniti rezerve azota u tlu mineralna đubriva, na primjer kalijum nitrat KNO3, natrijum nitrat NaNO3, itd.
Azot je gas koji nema ni boju ni miris. Pretvara se u tečnost na temperaturi od -195,8°, a stvrdnjava se na -210°. U tečnom obliku, azot je takođe bezbojan. Azot je skoro nerastvorljiv u vodi.

■ 2. Nacrtajte atomsku strukturu i elektronsku konfiguraciju elektronskih slojeva atoma dušika. Koje su sličnosti i razlike između strukture atoma dušika i atoma kisika i fluora?
3. Nacrtajte kako 3 uobičajena elektronska para nastaju između atoma u molekulu dušika.
4. Koje vrste kristalna ćelija na azotu? Na osnovu kojih fizičkih svojstava dušika se to može suditi?

Azot je hemijski veoma inertan. Na normalnim temperaturama kombinuje se samo sa litijumom:
6LI + N2 = 2Li3N
Sa nekim drugim metalima, među najaktivnijim, azot se može kombinovati samo kada se zagreva, formirajući nitride, u kojima se uvek ispoljava. negativan stepen oksidacija.

U veoma teškim uslovima, azot se kombinuje sa vodonikom da bi formirao amonijak:
N2 + ZH2 ⇄ 2NH3
Tokom jakih električnih pražnjenja, azot se kombinuje sa kiseonikom i formira dušikov oksid:
N2 + O2 = 2NO
Zauzvrat, dušikov oksid se lako oksidira atmosferskim kisikom i pretvara se u dušikov dioksid:
2NO + O2 = 2NO2

Rice. 57. Uređaj za proizvodnju azota u laboratoriji.

U tehnologiji se dušik dobiva iz tekućeg zraka, a u laboratoriji - razgradnjom amonijum nitrita:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Međutim, suhi amonijum nitrit je opasan za razlaganje - može doći do eksplozije. Amonijum nitrit se koristi za reakciju u trenutku njenog formiranja iz suvog amonijum hlorida i zasićenog rastvora natrijum nitrita pri zagrevanju (Sl. 57). Prvo, amonijum nitrit se postepeno formira reakcijom razmene:
NH4Cl + NaNO2 = NaCl + NH4NO2

Amonijum nitrit se zatim razlaže prema gornjoj jednačini.
Dušik se koristi u proizvodnji amonijaka, kao iu nekim procesima za stvaranje inertnog okruženja. Ponekad se dušik koristi za punjenje električnih lampi. Neki hemijski reagensi, koji se ne mogu pripremiti na vazduhu zbog lakoće oksidacije, pripremaju se u atmosferi azota. Isto se ponekad radi i pri radu sa zapaljivim materijama. Azot se koristi za sintezu amonijaka.

■ 5. Zašto možemo govoriti o uporednoj hemijskoj pasivnosti azota?
V. Napišite jednadžbe reakcija koje potvrđuju Hemijska svojstva nitrogen.
7. Proračunom dokazati da je dušik nešto lakši od zraka.
8. Odredite gustinu vodonika azota.
9. Apsolutna gustina azota 1,25 g/l. Dokažite proračunom da
molekul azota se sastoji od dva atoma.
10. Zapišite metode za dobijanje azota u svoju svesku.
11. Gdje se koristi dušik i na kojim svojstvima se zasniva ova aplikacija?

Amonijak. Fizička svojstva

Molekul amonijaka NH3 je izražen dipol. Struktura molekula amonijaka razmatrana je u poglavlju. I, § 6. amonijak 17. Shodno tome, mnogo je lakši od vazduha. Amonijak ključa na -33,4° i stvrdne se na -77,8°.
Amonijak ima izuzetno visoku rastvorljivost u vodi. Na 0°C, 1200 zapremina amonijaka se rastvori u 1 zapremini vode, a u normalnim uslovima (20°C) - 700 zapremina amonijaka. 1 zapremina vode. Visok amonijak je zbog činjenice da se amonijak spaja s vodom hemijsko jedinjenje.
Amonijak je veoma otrovan. U slučaju trovanja amonijakom zahvaćene su sluznice očiju i respiratornog trakta, jer se amonijak rastvara u njihovoj vlazi. Udisanje velika količina amonijak može dovesti do upale pluća. Najbolji protivotrov protiv amonijaka je. U slučaju trovanja, potrebno je obilno isprati oči, usta i nos vodom i udisati vodenu paru. Maksimalna dozvoljena koncentracija amonijaka u vazduhu je 0,02 mg/l.

■ 12. Da li je moguće posmatrati otapanje amonijaka pomoću uređaja za rastvaranje hlorovodonika u vodi (Sl. 27)?

13. Kakav je fiziološki učinak amonijaka i mjere prve pomoći kod trovanja njime?
14. Objasnite polarnu prirodu molekula amonijaka u smislu njegove strukture.

Rice. 58. Uređaj za sagorevanje amonijaka u kiseoniku.

Hemijska svojstva amonijaka

Oksidacijsko stanje dušika u amonijaku je N -3, tj. pretpostavlja se maksimalni završetak vanjskog elektronskog sloja atoma dušika do jakog okteta. U tom smislu, amonijak se u redoks reakcijama može ponašati samo kao redukciono sredstvo. Dokaz redukcijskih svojstava amonijaka je njegova interakcija s kisikom, koja se može izvesti na dva načina.
Amonijak gori u kiseoniku. To je lako eksperimentalno uočiti na uređaju prikazanom na sl. 58. Dvije cijevi za izlaz plina su spojene na gorionik, koji je široka staklena cijev. Amonijak teče kroz jednu cijev iz tikvice, gdje ključa njegov zasićeni rastvor, i kroz drugu cijev, iz gasometra. Ako zapalite amonijak na izlazu iz cijevi, on gori zelenkastim plamenom. Sagorevanje se odvija prema jednačini:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O + Q

Reakcija je egzotermna.
Istovremeno, amonijak se može lako oksidirati u prisustvu platinskog katalizatora:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Ovaj proces služi kao osnova za proizvodnju sintetičke dušične kiseline.
U oba slučaja, amonijak se ponaša kao redukciono sredstvo, a oksidaciono stanje dušika se mijenja od N -3 do N 0 do N +2.
Sastavite elektronsku vagu za gornje jednačine i provjerite ispravnost koeficijenata u njima.
Redukciona svojstva amonijaka također se pojavljuju kada može smanjiti metalne okside:
3SuO + 2NH3 = N2 + 3Su + 3N2O
grijanje

■ 15. Zapišite u svoju svesku jednačine reakcija u kojima amonijak pokazuje redukciona svojstva i dokažite to sastavljanjem elektronske vage.

Pitanje interakcije amonijaka sa vodom zaslužuje posebnu pažnju. Kao što je poznato, molekule vode su polarne, elektronska gustina je snažno pomaknuta prema kisiku tako da je atom vodika praktički lišen elektrona i predstavlja proton.
Molekul amonijaka je također polarni. Postojeća 3 atoma vodika su vezana zbog formiranja zajedničkih elektronskih parova iz R-elektroni atoma azota i s-elektroni atoma vodika ( sp-veza). Elektroni su jako pristrasni prema atomu dušika jer je elektronegativniji; oko njega se stvara oblast povećane elektronske gustine. Osim toga, atom dušika na vanjskom sloju ima dvije valentne veze s-elektron, koji se može koristiti za formiranje hemijska veza. Sve to stvara uslove za dodavanje pozitivno nabijenog vodikovog jona u molekulu amonijaka. A budući da vodikovom ionu u potpunosti nedostaju elektroni potrebni za formiranje kemijske veze, tu vezu formiraju dva dušikova elektrona, koji se nazivaju "usamljeni par elektrona". Pojavljuje se atomska grupa sa sljedećom elektronskom strukturom:

Nastaje posebna vrsta hemijske veze - veza donor-akceptor, gde je donor atom koji svoj elektronski par čini dostupnim (u ovom slučaju, azot). Drugi atom je akceptor (u ovom slučaju atom vodonika).

■ 16. Koje vrste hemijskih veza atoma u molekulima poznajete?
17. Kako se donor-akceptorska veza razlikuje od kovalentne veze?
18. Koji atom se naziva donor, a koji akceptor?
19. Šta je usamljeni elektronski par?

Tako nastaje posebna atomska grupa - amonijeva grupa, koja u cjelini ima pozitivan naboj zbog dodavanja pozitivnog vodikovog iona neutralnoj molekuli amonijaka. Formula amonijum grupe: NH 4 +.
amonijak u vodi se izražava sljedećom jednačinom:
NH3 + H + + OH — ⇄ NH + + OH —
Budući da amonijak u otopini veže ion vodonika iz vode i time oslobađa OH - ion, to daje otopini alkalnu reakciju. Supstanca formule NH4OH naziva se amonijum i smatra se slabom bazom. Amonijumska grupa uvek funkcioniše kao monovalentni kation:
NH4OH ⇄ NH 4 + + OH —
Koncentrovani (25%) rastvor amonijaka jednostavno se zove amonijak. Slabo vodeni rastvor amonijak (3-6%) se naziva amonijak. Formiranje amonijeve grupe NH 4 + moguće je ne samo u vodena sredina, ali i u kiselini:
NH3 + N + + Cl — = NH 4 + + Sl —
Ova reakcija se može izvesti u rastvoru, kao iu vazduhu između amonijaka i gasovitog hlorovodonika.
Ako jedan stakleni štapić navlažite amonijakom, a drugi koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom i približite ove štapiće jedan drugom (slika 59), primijetit ćete stvaranje bijele izmaglice, što je najmanji kristal amonijum hlorida.

Amonijum hidroksid reaguje sa kiselinama u reakciji neutralizacije:
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Amonijak je vrlo karakteriziran reakcijama adicije sa razne soli, zbog čega nastaje amonijak:
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 4NH3

CaCl2 + 8NH3 = CaCl2 8NH3

AgCl + 2NH3 = AgCl 2NH3
Vrlo su slični kristalnim hidratima.

■ 20. Koja je formula i naboj amonijum jona?
21. Koje je stanje oksidacije dušika u amonijum jonu?
22. Koje reakcije amonijaka sa drugim supstancama dovode do stvaranja amonijum katjona?
23. Napišite jednadžbe za reakcije amonijaka sa sumpornom i fosfornom kiselinom u molekularnom i ionskom obliku?
24. Prokuvano je 200 g 25% amonijaka. Istovremeno je isparilo 20 g amonijaka. Šta si postao? Koliko hlorovodonične kiselineće biti potrebno neutralizirati ga?

Rice. 59.
1-štap navlažen koncentrovanom otopinom amonijaka; 2 - štap navlažen koncentrovanom otopinom hlorovodonične kiseline; 3 - bijeli dim koji se sastoji od čvrstih čestica amonijum hlorida.

Amonijak se proizvodi tehnološki i laboratorijski na različite načine. U laboratoriji se amonijak dobija zagrevanjem amonijaka (amonijum hlorida) i soda vapna (slika 60) prema jednačini:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH4OH

Treba napomenuti da svi dijelovi uređaja koji se koriste za laboratorijsku proizvodnju amonijaka moraju biti apsolutno suvi. Ako se epruveta sa sakupljenim amonijakom preokrene u vodu, odmah se može primijetiti kako ona ulazi u epruvetu, zauzimajući volumen koji je zauzimao amonijak, baš kao što se dogodilo sa hlorovodonikom. Ali u slučaju amonijaka, otopina će imati izraženu alkalnu reakciju, što se može odrediti indikatorom. Pošto je amonijak lakši od vazduha, treba ga sakupljati u epruvetu okrenutu naopako.
U tehnologiji se amonijak dobiva sintezom iz dušika i vodika prema jednadžbi:

N2 + 3H2 = 2NH3 + + 22 kcal
IN bivši SSSR Proizvodnja sintetičkog amonijaka počela je 1928.

Kao što je ranije spomenuto, proces vodika je ravnotežni katalitički proces. Katalizator je metal sa manjim dodatkom jedinjenja kalijuma i aluminijuma. Iz jednačine je jasno da je za pomicanje ravnoteže udesno preporučljivo povećati pritisak. Međutim, povećanje pritiska može se izvesti samo u određenim granicama, inače će uvelike povećati troškove proizvodnje. Kao što je poznato, još jedan faktor koji utiče na ravnotežu je temperatura. U tom slučaju, da bi se ravnoteža pomjerila udesno, smjesu plinova treba ohladiti, ali tada se brzina reakcije znatno smanjuje i aktivnost katalizatora opada.

Stoga se temperatura mora održavati na određenom nivou. Može se iskoristiti i utjecaj trećeg faktora - promjene koncentracije: ako se nastali amonijak stalno uklanja, tj. njegova koncentracija se smanjuje, ravnoteža će se pomjeriti udesno. Kao što se može vidjeti iz prethodnog opisa, prilično potpuna i isplativa sinteza može se izvesti pod najboljom kombinacijom sva tri uslova.
Proces se obično izvodi u kolonama za sintezu pod pritiskom od 300 do 1000 atm i na temperaturi od 400-500°. Tokom procesa sinteze, amonijak se konstantno uklanja iz smjese, pretvarajući je u tečno stanje, a neizreagirana mješavina dušika i vodonika ponovo se šalje u kolonu za sintezu.

24

AZOT Rasprostranjen u prirodi, prirodna smeša se sastoji od dva stabilna izotopa: N - 99,6% i N - 0,37%...

Amonijum soli

Amonijumove soli Kada se neutralizovani rastvori amonijaka ispare, amonijum ioni se spajaju sa anjonima uzetih kiselina, formirajući čvrste kristalne supstance koje imaju jonske...

Fizička svojstva halogena Fluor u normalnim uslovima je gas obojen u debelim slojevima sa slabom zelenkasto-žutom bojom. Uz jako hlađenje...

Hemijska svojstva

Zbog prisustva usamljenog elektronskog para, amonijak djeluje kao agens za stvaranje kompleksa u mnogim reakcijama. Dodaje proton da bi se formirao amonijum jon.

Vodeni rastvor amonijaka („amonijak“) ima blago alkalno okruženje zbog procesa:

O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16)

U interakciji s kiselinama, daje odgovarajuće amonijeve soli:

2(O) + > (+ O. (17)

Amonijak je takođe veoma slaba kiselina, sposoban je za stvaranje soli s metalima - amida.

Kada se zagrije, amonijak pokazuje redukcijska svojstva. Dakle, gori u atmosferi kiseonika, stvarajući vodu i dušik. Oksidacijom amonijaka zrakom na platinskom katalizatoru nastaju dušikovi oksidi, koji se industrijski koriste za proizvodnju dušične kiseline:

4 + 54NO + 6O. (18)

Upotreba amonijaka Cl za čišćenje metalne površine od oksida tijekom lemljenja temelji se na njegovoj redukcijskoj sposobnosti:

3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19)

Sa haloalkanima, amonijak reaguje nukleofilnom dodatkom, formirajući supstituisani amonijum jon (metoda za proizvodnju amina):

Cl > (metil amonijum hidrohlorid). (20)

Proizvodi amide s karboksilnim kiselinama, njihove anhidride, kiselinske halogenide, estre i druge derivate. Sa aldehidima i ketonima - Schiffove baze, koje se mogu reducirati na odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).

Na 1000 °C, amonijak reaguje sa ugljem, formirajući cijanovodičnu kiselinu HCN i delimično se razlaže na azot i vodonik. Takođe može da reaguje sa metanom, formirajući istu cijanovodončnu kiselinu:

Tečni amonijak

Tečni amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione, što pokazuje njegovu sličnost s vodom:

Tečni amonijak je, kao i voda, jako jonizujuće otapalo u kojem se rastvaraju brojni aktivni metali: alkalni, zemnoalkalni, Mg, Al, kao i Eu i Yb. Rastvorljivost alkalnih metala u tečnosti je nekoliko desetina procenata. Neka intermetalna jedinjenja koja sadrže alkalne metale takođe se otapaju u tečnom amonijaku, na primer

Razrijeđene otopine metala u tekućem amonijaku su obojene Plava boja, koncentrirani rastvori imaju metalni sjaj i izgledaju kao bronza. Kada amonijak isparava, alkalni metali se oslobađaju u čistom obliku, a zemnoalkalni metali se oslobađaju u obliku kompleksa s amonijakom 2+ koji imaju metalnu provodljivost. Kada se lagano zagriju, ovi kompleksi se raspadaju u metal i.

Otopljen u metalu postepeno reaguje i formira amid:

Kompleksacija

Zbog svojih svojstava doniranja elektrona, molekuli mogu ući u kompleksna jedinjenja kao ligandi. Dakle, unošenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:

Kompleksacija je obično praćena promjenom boje otopine, pa u prvoj reakciji plava boja () prelazi u tamnoplavu, a u drugoj reakciji mijenja boju iz zelene (Ni() u plavoljubičastu. Najviše stabilni kompleksi sa hromom i kobaltom u oksidacionom stanju (+3).

Otopine amonijaka su prilično stabilne, s izuzetkom žuto-smeđeg kobalt (II) amonijaka, koji se postupno oksidira atmosferskim kisikom u trešnja-crveni kobalt (III) amonijak. U prisustvu oksidirajućih sredstava, ova reakcija se odvija trenutno.

Formiranje i uništavanje kompleksnog jona objašnjava se pomakom u ravnoteži njegove disocijacije. U skladu sa Le Chatelierovim principom, ravnoteža u rastvoru amonijačnog kompleksa srebra se pomera ka formiranju kompleksa (levo) sa povećanjem koncentracije i/ili. Kako se koncentracija ovih čestica u otopini smanjuje, ravnoteža se pomiče udesno i kompleksni ion se uništava. Ovo može biti zbog vezivanja centralnog jona ili liganada u neka jedinjenja koja su jača od kompleksa. Na primjer, kada se otopini doda dušična kiselina, kompleks se uništava zbog stvaranja iona u kojima je amonijak čvršće vezan za vodikov ion:

Proizvodnja amonijaka

Industrijska metoda za proizvodnju amonijaka temelji se na direktnoj interakciji vodika i dušika:

Ovo je takozvani Garberov proces. Reakcija se događa oslobađanjem topline i smanjenjem volumena. Stoga, na osnovu Le Chatelierovog principa, reakciju treba izvesti koliko god je to moguće niske temperature a pri visokim pritiscima - tada će se ravnoteža pomjeriti udesno. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je zanemarljiva, a na visokim temperaturama brzina reverzne reakcije raste. Upotreba katalizatora (porozno željezo sa nečistoćama i) omogućila je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je prilikom traženja katalizatora za ovu ulogu isprobano više od 20 hiljada različitih supstanci.

Uzimajući u obzir sve navedene faktore, proces proizvodnje amonijaka odvija se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 °C, pritisak 350 atmosfera, katalizator. U industrijskim uslovima koristi se princip cirkulacije - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagirani azot i vodonik se vraćaju u kolonu za sintezu. Ispostavilo se da je ovo ekonomičnije od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem pritiska.

Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:

Obično se laboratorijskom metodom dobiva blagim zagrijavanjem mješavine amonijum hlorida i gašenog vapna.

Za sušenje amonijaka, propušta se kroz mješavinu vapna i kaustične sode.

Kr. dot 132,25 °C Entalpija formiranja -45,94 kJ/mol Pritisak pare 8,5 ± 0,1 atm Hemijska svojstva pKa 9.21 Rastvorljivost u vodi 89,9 (na 0 °C) Klasifikacija Reg. CAS broj PubChem Reg. EINECS broj 231-635-3 SMILES InChI RTECS BO0875000 ChEBI UN broj 1005 ChemSpider Podaci su dati za standardne uslove (25 °C, 100 kPa), osim ako nije drugačije navedeno.

2 N H 3 + N a O C l ⟶ N 2 H 4 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)+NaOCl\longrightarrow N_(2)H_(4)+NaCl+H_() 2)O)))

• Halogeni (hlor, jod) sa amonijakom formiraju opasne eksplozive - azotne halogenide (azot-hlorid, azot-jodid).

• Amonijak reaguje s halogeniranim alkanima putem nukleofilne adicije, formirajući supstituirani amonijum ion (metoda za proizvodnju amina):

N H 3 + C H 3 C l → [ C H 3 N H 3 ] C l (\displaystyle (\mathsf (NH_(3)+CH_(3)Cl\rightarrow Cl)))(metil amonijum hidrohlorid)

• Proizvodi amide s karboksilnim kiselinama, njihove anhidride, kiselinske halogenide, estre i druge derivate. Sa aldehidima i ketonima - Schiffove baze, koje se mogu reducirati na odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).

Priča

Amonijak je prvi izolovao u svom čistom obliku J. Priestley 1774. godine, koji ga je nazvao “alkalni vazduh”. Jedanaest godina kasnije, 1785. godine, K. Berthollet je ustanovio tačan hemijski sastav amonijak Od tada su širom svijeta započela istraživanja o proizvodnji amonijaka iz dušika i vodika. Amonijak je bio veoma neophodan za sintezu azotnih jedinjenja, jer je njihova proizvodnja iz čileanske salitre bila ograničena postepenim iscrpljivanjem rezervi potonje. Problem smanjenja rezervi nitrata je postao akutniji kraj 19. veka veka. Tek početkom 20. stoljeća bilo je moguće izumiti proces za sintezu amonijaka pogodnog za industriju. To je izveo F. Haber, koji je počeo raditi na ovom problemu 1904. godine i do 1909. godine stvorio mali kontaktni aparat u kojem je koristio povećani pritisak (u skladu sa Le Chatelierovim principom) i osmijumski katalizator. Haber je 2. jula 1909. testirao aparat u prisustvu K. Boscha i A. Mittasha, obojice iz Fabrike anilina i sode u Badenu (BASF), i dobio amonijak. Do 1911. K. Bosch je stvorio veliku verziju aparata za BASF, a zatim je izgrađena i puštena u rad prva svjetska fabrika za sintezu amonijaka 9. septembra 1913., koja se nalazila u Oppauu (danas okrug unutar grad Ludwigshafen am Rhein) i pripadao je BASF-u. Godine 1918. F. Haber je dobio Nobelovu nagradu za hemiju “za sintezu amonijaka iz njegovih sastavnih elemenata”. U Rusiji i SSSR-u, prva serija sintetičkog amonijaka proizvedena je 1928. godine u hemijskoj tvornici Chernorechensky.

porijeklo imena

Amonijak (na evropskim jezicima njegovo ime zvuči kao "amonijak") duguje svoje ime oazi Amon u sjevernoj Africi, koja se nalazi na raskršću karavanskih puteva. U vrućim klimama, urea (NH 2) 2 CO, sadržana u proizvodima životinjskog otpada, posebno se brzo razgrađuje. Jedan od proizvoda razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi Amonian. Ovo je ime dato ljudima koji su obožavali boga Amona. Tokom svojih rituala njušili su amonijak NH 4 Cl, koji, kada se zagrije, isparava amonijak.

Tečni amonijak

Tečni amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione (autoprotoliza), što pokazuje njegovu sličnost s vodom:

2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\rightarrow NH_(4)^(+)+NH_(2)^(-))))

Konstanta samojonizacije tekućeg amonijaka na -50 °C je približno 10 -33 (mol/l)².

2 N a + 2 N H 3 → 2 N a N H 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+2NH_(3)\rightarrow 2NaNH_(2)+H_(2))))

Amidi metala koji nastaju reakcijom sa amonijakom sadrže negativni jon NH 2 −, koji nastaje i pri samojonizaciji amonijaka. Dakle, amidi metala su analozi hidroksida. Brzina reakcije se povećava kada se prelazi sa Li na Cs. Reakcija se značajno ubrzava u prisustvu čak i malih nečistoća H 2 O.

Otopine metal-amonijak imaju metalnu električnu provodljivost; u njima se atomi metala razlažu na pozitivne ione i solvatirane elektrone okružene molekulama NH3. Otopine metal-amonijak, koje sadrže slobodne elektrone, su najjači redukcioni agensi.

Kompleksacija

Zbog svojih svojstava doniranja elektrona, molekuli NH 3 mogu ući u kompleksna jedinjenja kao ligandi. Dakle, unošenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:

C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 (\displaystyle (\mathsf (CuSO_(4)+4NH_(3)\rightarrow SO_(4)))) N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 (\displaystyle (\mathsf (Ni(NO_(3))_(3)+6NH_(3)\ desno (NO_(3))_(3))))

Kompleksacija je obično praćena promjenom boje otopine. Dakle, u prvoj reakciji plava boja (CuSO 4) prelazi u tamnoplavu (boja kompleksa), a u drugoj reakciji boja se mijenja iz zelene (Ni (NO 3) 2) u plavoljubičastu. Najjače komplekse sa NH 3 formiraju hrom i kobalt u oksidacionom stanju +3.

Biološka uloga

Amonijak je važan izvor dušika za žive organizme. Uprkos visokom sadržaju slobodnog azota u atmosferi (više od 75%), vrlo malo živih bića je u stanju da koristi slobodni, neutralni dvoatomski azot atmosfere, gas N2. Stoga, da bi se atmosferski dušik uključio u biološku cirkulaciju, posebno u sintezu aminokiselina i nukleotida, neophodan je proces koji se naziva “fiksacija dušika”. Neke biljke ovise o dostupnosti amonijaka i drugih azotnih ostataka koji se ispuštaju u tlo raspadajućim organskim ostacima drugih biljaka i životinja. Neke druge, kao što su mahunarke koje fiksiraju dušik, koriste prednost simbioze s bakterijama koje fiksiraju dušik (rizobia), koje su sposobne proizvesti amonijak iz atmosferskog dušika.

U nekim organizmima, amonijak se formira iz atmosferskog dušika pomoću enzima zvanih nitrogenaze. Ovaj proces se naziva fiksacija dušika. Iako je malo vjerovatno da će biomimetičke metode ikada biti razvijene koje bi mogle konkurirati u produktivnosti s kemijskim metodama za proizvodnju amonijaka iz dušika, naučnici ipak ulažu velike napore da bolje razumiju mehanizme biološke fiksacije dušika. Naučni interes za ovaj problem dijelom je motiviran neobičnom strukturom aktivnog katalitičkog centra enzima za fiksiranje dušika (nitrogenaze), koji sadrži neobičan bimetalni molekularni ansambl Fe 7 MoS 9 .

Amonijak je također krajnji nusproizvod metabolizma aminokiselina, odnosno proizvod deaminacije koju kataliziraju enzimi kao što je glutamat dehidrogenaza. Izlučivanje nepromijenjenog amonijaka uobičajen je put za detoksikaciju amonijaka kod vodenih bića (riba, vodeni beskičmenjaci i neki vodozemci). Kod sisara, uključujući ljude, amonijak se obično brzo pretvara u ureu, koja je mnogo manje toksična i, posebno, manje alkalna i manje reaktivna kao redukciono sredstvo. Urea je glavna komponenta čvrstih materija urina. Većina ptica, gmizavaca, insekata i pauka, međutim, emituje mokraćnu kiselinu, a ne ureu kao glavni ostatak dušika.

Amonijak takođe igra važnu ulogu kako u normalnoj tako i u patološkoj fiziologiji životinja. Amonijak se proizvodi tokom normalnog metabolizma aminokiselina, ali je vrlo toksičan u visokim koncentracijama. Životinjske jetre pretvaraju amonijak u ureu kroz niz uzastopnih reakcija poznatih kao ciklus ureje. Oštećena funkcija jetre, kao što je ona kod ciroze, može poremetiti sposobnost jetre da detoksificira amonijak i pretvori ga u ureu, što rezultira povišenim nivoom amonijaka u krvi, stanje koje se naziva hiperamonemija. Sličan rezultat - povećanje razine slobodnog amonijaka u krvi i razvoj hiperamonemije - uzrokovan je prisustvom urođenih genetskih defekata u enzimima ciklusa uree, kao što je ornitin karbamiltransferaza. Isti rezultat može biti uzrokovan kršenjem funkcije izlučivanja bubrega kod teškog zatajenja bubrega i uremije: zbog kašnjenja u oslobađanju uree, njezin se nivo u krvi toliko povećava da "ciklus uree" počinje raditi “in poleđina» - višak uree se hidrolizira natrag u amonijak putem bubrega i ugljen-dioksid, i, kao rezultat, povećava se nivo amonijaka u krvi. Hiperamonemija doprinosi poremećajima svijesti i nastanku soporoznih i komatoznih stanja kod hepatične encefalopatije i uremije, kao i razvoju neuroloških poremećaja koji se često opažaju kod pacijenata s urođenim defektima enzima ciklusa uree ili organskim acidurijama.

Manje izražena, ali klinički značajna, hiperamonemija može se primijetiti u bilo kojem procesu u kojem se opaža povećani katabolizam proteina, na primjer, kod opsežnih opekotina, sindroma kompresije ili zgnječenja tkiva, opsežnih gnojno-nekrotičnih procesa, gangrene ekstremiteta, sepse itd. , kao i za neke endokrine poremećaje, kao što su dijabetes melitus, teška tireotoksikoza. Vjerojatnost pojave hiperamonemije u ovim patološkim stanjima je posebno velika u slučajevima kada patološko stanje, osim pojačanog katabolizma proteina, uzrokuje i izraženo oštećenje detoksikacijske funkcije jetre ili ekskretorne funkcije bubrega.

Amonijak je važan za održavanje normalne acido-bazne ravnoteže u krvi. Nakon formiranja amonijaka iz glutamina, alfa-ketoglutarat se može dalje razgraditi u dvije molekule bikarbonata, koji se zatim mogu koristiti kao pufer za neutralizaciju dijetalnih kiselina. Amonijak dobijen iz glutamina se zatim izlučuje urinom (direktno i u obliku uree), što, uzimajući u obzir stvaranje dva molekula bikarbonata iz ketoglutarata, rezultira potpunim gubitkom kiselina i pomakom pH krvi na alkalnu stranu. Osim toga, amonijak može difundirati kroz bubrežne tubule, spojiti se sa jonom vodonika i zajedno s njim izlučiti (NH 3 + H + => NH 4 +), i na taj način dodatno podstaći uklanjanje kiselina iz organizma.

Amonijak i amonijevi ioni su otrovni nusproizvod metabolizma kod životinja. Kod riba i vodenih beskičmenjaka amonijak se ispušta direktno u vodu. Kod sisara (uključujući vodene sisare), vodozemaca i morskih pasa, amonijak se pretvara u ureu u ciklusu uree jer je urea mnogo manje toksična, manje hemijski reaktivna i može se efikasnije „pohraniti“ u tijelu dok se ne može izlučiti. Kod ptica i gmizavaca, amonijak koji nastaje tokom metabolizma pretvara se u mokraćnu kiselinu, koja je čvrsti ostatak i može se izlučiti uz minimalan gubitak vode.

Fiziološko djelovanje

Po svom fiziološkom dejstvu na organizam spada u grupu supstanci sa zadušljivim i neurotropnim dejstvom, sposobnih da izazovu toksični plućni edem i teška oštećenja pri udisanju. nervni sistem. Amonijak ima lokalno i resorptivno djelovanje.

Pare amonijaka snažno iritiraju sluzokožu očiju i disajnih organa, kao i kožu. To je ono što osoba doživljava kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju pretjerano suzenje, bol u očima, hemijske opekotine konjunktive i rožnjače, gubitak vida, napade kašlja, crvenilo i svrab kože. Kada tečni amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se osjećaj peckanja, a moguća je i kemijska opekotina s mjehurićima i ulceracijama. Osim toga, tečni amonijak upija toplinu kada isparava, a kada dođe u dodir s kožom dolazi do promrzlina različitog stepena. Miris amonijaka se osjeća u koncentraciji od 37 mg/m³.

Aplikacija

Amonijak je jedan od najvažnijih proizvoda hemijske industrije, čija godišnja svetska proizvodnja dostiže 150 miliona tona. Uglavnom se koristi za proizvodnju azotnih đubriva (amonijum nitrat i sulfat, urea), eksploziva i polimera, azotne kiseline, sode (metodom amonijaka) i drugih proizvoda hemijske industrije. Tečni amonijak se koristi kao rastvarač.

	100 at	300 at	1000 at	1500 at	2000 at	3500 at
400 °C	25,12	47,00	79,82	88,54	93,07	97,73
450 °C	16,43	35,82	69,69	84,07	89,83	97,18
500 °C	10,61	26,44	57,47	Nema podataka
550 °C	6,82	19,13	41,16

Upotreba katalizatora (porozno gvožđe sa primesama Al 2 O 3 i K 2 O) omogućila je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je prilikom traženja katalizatora za ovu ulogu isprobano više od 20 hiljada različitih supstanci.

Uzimajući u obzir sve navedene faktore, proces proizvodnje amonijaka odvija se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 °C, pritisak 350 atmosfera, katalizator. Prinos amonijaka u takvim uslovima je oko 30%. U industrijskim uslovima koristi se princip cirkulacije - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagirani azot i vodonik se vraćaju u kolonu za sintezu. Ispostavilo se da je ovo ekonomičnije od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem pritiska.

Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:

N H 4 C l + N a O H → N H 3 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (NH_(4)Cl+NaOH\rightarrow NH_(3)\uparrow +NaCl+H_(2)O) )))

Obično se amonijak dobiva laboratorijskom metodom blagim zagrijavanjem mješavine amonijum hlorida i gašenog vapna.

2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(4)Cl+Ca(OH)_(2))\rightarrow CaCl_(2)+2NH_(3)\uparrow +2H_(2)O)))

Za sušenje amonijaka, propušta se kroz mješavinu vapna i kaustične sode.

Vrlo suv amonijak se može dobiti otapanjem metalnog natrijuma u njemu i naknadnom destilacijom. To se najbolje radi u sistemu napravljenom od metala pod vakuumom. Sistem mora izdržati visok pritisak (na sobnoj temperaturi, pritisak zasićene pare amonijaka je oko 10 atmosfera). U industriji, amonijak se suši u apsorpcionim kolonama.

Stope potrošnje po toni amonijaka

Za proizvodnju jedne tone amonijaka u Rusiji potrebno je u prosjeku 1200 nm³ prirodni gas, u Evropi - 900 nm³.

Bjeloruski Grodno Azot troši 1200 nm³ prirodnog plina po toni amonijaka, a nakon modernizacije očekuje se smanjenje potrošnje na 876 nm³.

Ukrajinski proizvođači troše od 750 nm³ do 1170 nm³ prirodnog gasa po toni amonijaka.

UHDE tehnologija tvrdi potrošnju od 6,7 - 7,4 Gcal energetskih resursa po toni amonijaka.

Amonijak u medicini

Za ubode insekata, amonijak se koristi spolja u obliku losiona. 10% vodeni rastvor amonijaka je poznat kao

Klasa opasnosti amonijaka (NH3) - 4

Bezbojni plin sa zagušljivim, oštrim mirisom amonijaka, dimi se kada se ispusti u atmosferu, ukapljuje se na temperaturi od -33,40C, a stvrdnjava na temperaturi od -77,80C. Lakši od vazduha. Tvori eksplozivne smjese sa zrakom unutar 15-28 zapreminskih posto amonijaka. Zapaljiv je, gori u prisustvu stalnog izvora vatre, samozapaljiv na temperaturi od 6500C. Dobro se rastvara u vodi, alkoholu i etru. Jedna zapremina vode apsorbuje do 700 zapremina amonijaka na temperaturi od 200C.

Koristi se amonijak pri bojanju tkanina, posrebrenju ogledala, proizvodnji soli koje sadrže dušik, gnojiva, sode, dušične kiseline, fotokopirnih materijala, kao radna tvar u rashladnim uređajima. Amonijak se transportuje i skladišti u tečnom stanju pod pritiskom sopstvene pare od 6-18 kgf/cm2, a može se skladištiti u izotermnim rezervoarima pri pritisku bliskom atmosferskom. Maksimalne zapremine skladištenja su 30.000 tona.

Maksimalno dozvoljena koncentracija (MPC) amonijaka je:

U vazduhu naselja: prosječno dnevno 0,4 mg/m3, maksimalno jednokratno 0,2 mg/m3. U vazduhu radni prostor industrijske prostorije 20 mg/m3. U vodi rezervoara 2 mg/m3. Prag mirisa 0,5 mg/m3. Pri koncentracijama od 40-80 mg/m3 uočava se jaka iritacija očiju, gornjih disajnih puteva, glavobolja, pri 1200 mg/m3 - kašalj, moguć je plućni edem. Koncentracije od 1500 - 2700 mg/m3, efektivne 0,5-1 sat, smatraju se smrtonosnim. Maksimalna dozvoljena koncentracija amonijaka za filtriranje industrijskih i civilnih gas maski je 15.000 mg/m3.

Prilikom otklanjanja nezgoda povezano sa curenjem (emisija) amonijaka, potrebno je izolovati opasno područje i iz njega ukloniti ljude. Neposredno na mjestu nesreće iu blizini izvora infekcije izvode se radovi u izolacijskim gas maskama IP-4M, IP-5 (na kemijski vezani kisik) ili aparatima za disanje ASV-2, DASV (na komprimirani zrak), KIP -8, KIP-9 (na komprimovani kiseonik) i sredstva za zaštitu kože (L-1, KIKH-4, KIKH-5 itd.). Na udaljenosti većoj od 250 metara od izvora ne mogu se koristiti sredstva za zaštitu kože, a za zaštitu respiratornih organa industrijske gas maske sa kutijama marki KD, G, M, VK, kao i civilne gas maske GP-5 Koriste se , GP-7, PDF-2D, PDF-2Sh u kompletu sa dodatnim uloškom DPG-3. Pri koncentracijama manjim od 20 mg/m3 možete koristiti respirator RPG-67 sa KD ili VK patronama.

Sredstva zaštite		Vrijeme zaštitnog djelovanja (sat) pri koncentracijama (mg/m3)
Ime	Brand				5000
	Kutije
Industrijske gas maske:
velika veličina	KD, M, VK
mala velicina	KD, G, VK
Civilne gas maske:
GP-5, GP-7, PDF-2D (2Š)	sa DPG-3

Prisustvo amonijaka određuje se:

U vazduhu industrijske zone, aspiratori AM-5, AM-0055, AM-0059, NP-3M sa indikatorskim cevima za amonijak, gasni analizatori HOBBIT-T-NH3, detektori gasa IGS-98-NH3, ESSA-NH3, HOBBIT-NH3.

Na otvorenom – sa SIP “CORSAR-X” uređajima.

U zatvorenom prostoru – SIP “VEGA-M”

Neutralizirajte amonijak sljedećim otopinama:

10% otopina klorovodične ili sumporne kiseline, za koju se 1 dio koncentrirane kiseline pomiješa sa 9 dijelova vode (na primjer, 10 litara kiseline + 90 litara vode);

2% rastvor amonijum sulfata, za koji se 2 dela amonijum sulfata razblaže u 98 delova vode (na primer, 2 kg amonijum sulfata + 98 litara vode).

Ako iscuri gas amonijaka Voda se raspršuje da bi se ugasile pare. Stopa potrošnje vode nije standardizirana.

P u slučaju izlivanja tečnog amonijaka Mjesto izlijevanja je ograđeno zemljanim bedemom i ispunjeno rastvorom hlorovodonične ili sumporne kiseline ili vode. Za neutralizaciju 1 tone tečnog amonijaka potrebno je 10-15 tona rastvora hlorovodonične (sumporne) kiseline ili 18-20 tona vode. Za neutralizaciju 1 tone tekućeg amonijaka potrebno je 20-30 tona rastvora hlorovodonične (sumporne) kiseline. Tečni amonijak je preporučljivo ne neutralizirati vodom, jer u zraku mogu nastati visoke koncentracije amonijaka, što je nesigurno, jer 15-28 volumnih posto amonijaka sa zrakom stvara eksplozivnu smjesu.

Za prskanje vode ili rastvora koriste se vozila za zalivanje i vatrogasna vozila, autopunilišta (AT, PM-130, ARS-14, ARS-15), kao i hidranti i specijalni sistemi dostupni na hemijski opasnim objektima.

Akcije lidera: izolovati opasnu zonu, udaljiti ljude iz nje, držati se na vjetrovitoj strani, ulaziti u zonu nezgode samo u punoj zaštitnoj odjeći.

Pružanje prve pomoći:

U kontaminiranom području: ispiranje očiju s puno vode, stavljanje gas maske, obilno pranje zahvaćenih područja kože vodom, hitan izlazak (povlačenje) žrtava iz zone infekcije.

Nakon evakuacije kontaminiranog područja: osigurati mir, toplinu, a kod fizičkih bolova u očima nakapati 2 kapi 1% rastvora novokaina ili 2% rastvora borne kiseline; Nanesite losione od 3-5% rastvora borne, sirćetne ili limunska kiselina; Toplo mlijeko sa sodom bikarbonom uzimajte oralno; dati lijekove protiv bolova (1 ml 1% otopine morfija ili promedola, ubrizgati 1 ml 0,1% otopine atropin sulfata subkutano, ako disanje prestane - umjetna ventilacija); hitna evakuacija u medicinsku ustanovu.

Amonijak je gasovita supstanca jakog, neprijatnog mirisa. Koja svojstva ima i sa kojim supstancama reaguje?

Struktura molekula

Elektronska formula amonijaka je sljedeća:

Rice. 1. Elektronska formula amonijaka.

Od četiri elektronska para na atomu dušika, tri su zajednička, a jedan je usamljen. Formiranje NH 3 molekule uključuje tri nesparena p-elektrona atoma dušika, čije su orbitale elektrona međusobno okomite, i 1s elektrona tri atoma vodika. Molekul ima oblik pravilne piramide: u uglovima trougla nalaze se atomi vodonika, a na vrhu piramide atom dušika. Ugao između veza H-N-H je jednako 107,78 stepeni.

Fizička svojstva

Amonijak je bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa. Tačka ključanja amonijaka je -33,4 stepena Celzijusa, tačka topljenja je -77,8 stepeni.

Amonijak je visoko rastvorljiv u vodi (na 20 stepeni, do 700 zapremina amonijaka se rastvori u 1 zapremini vode). Koncentrovani rastvor ima gustinu amonijaka od 0,91 g/cm3.

Otopina amonijaka u vodi naziva se amonijačna voda ili amonijak. Prilikom ključanja, otopljeni amonijak isparava iz otopine.

Rice. 2. Amonijak.

Amonijak je nešto slabije rastvorljiv u organskim rastvaračima (alkohol, aceton, hloroform, benzol). Amonijak dobro otapa mnoge tvari koje sadrže dušik.

Tečni amonijak ima visoku toplotu isparavanja (na -50 stepeni 145 kJ/kg, na 0 stepeni 1260 kJ/kg, na 50 stepeni 1056 kJ/kg).

Molarna masa i molekularna težina amonijaka je 17

Hemijska svojstva

Hemijski, amonijak je prilično aktivan. reakcije u kojima sudjeluje amonijak praćene su ili promjenom oksidacijskog stanja dušika ili stvaranjem posebne vrste kovalentne veze. Odlična rastvorljivost hemijska supstanca u vodi nastaje zbog stvaranja vodikovih veza između njihovih molekula.

Amonijak može reagirati sa sljedećim supstancama:

• Prilikom interakcije s kiselinama, amonijak ih neutralizira, stvarajući tako amonijeve soli:

NH 3 +HCl=NH 4 Cl

• Kada reagira s halogenima, amonijak se obično oksidira u slobodni dušik:

8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br

• Kada se pomiješa s kisikom, amonijak gori zelenkasto-žutim plamenom:

4NH 3 +3O 2 =6H 2 O+2N 2

• kada se zagrije, amonijak reducira bakrov (II) oksid, a sam se oksidira u slobodni dušik:

3CuO+2NH 3 =3Cu+N 2 +3H 2 O

– pomoću ove reakcije možete dobiti kisik u laboratoriji.

Prijem i korištenje

U laboratoriji se amonijak dobiva zagrijavanjem amonijevog hlorida NH 4 Cl sa gašenim vapnom Ca (OH) 2:

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

– oslobođeni amonijak sadrži vodenu paru.

U industriji se amonijak proizvodi iz dušika i vodika. Reakcija sinteze amonijaka teče oslobađanjem topline i smanjenjem volumena:

N 2 +3H 2 =2NH 3

Temperatura potrebna za sintezu amonijaka postiže se predgrijavanjem mješavine dušika i vodika i oslobađanjem reakcijske topline. Katalizator za sintezu amonijaka je spužvasto željezo aktivirano određenim metalima. Sumporovodik, kisik, ugljični oksid i dioksid, pare i druge mješavine sadržane u mješavini dušika i vodika naglo smanjuju aktivnost katalizatora. Sinteza se vrši na temperaturi od 500-550 stepeni i pritisku od 15 do 100 MPa.

Dijagram postrojenja za sintezu amonijaka izgleda ovako:

Rice. 3. Šema proizvodnje amonijaka.

Većina amonijaka sintetiziranog u industriji koristi se za proizvodnju dušične kiseline i drugih tvari koje sadrže dušik. Njegova upotreba u rashladnim jedinicama zasniva se na lakoj tečnosti i naknadnom isparavanju uz apsorpciju toplote.

Vodeni rastvori amonijaka koriste se u hemijskim laboratorijama i industrijama kao slaba, vrlo isparljiva baza. Vodeni rastvori se takođe koriste u medicini i svakodnevnom životu.

Šta smo naučili?

Proučavanje amonijaka je obavezno školski kurs hemija. Amonijak je hemijsko jedinjenje koje sadrži azot i vodonik. Gas je bezbojna supstanca sa izraženim mirisom i reaguje sa kiselinama, vodom, halogenima, kiseonikom i drugim složenim i jednostavnim materijama.

Testirajte na temu

Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 4.7. Ukupno primljenih ocjena: 121.