La raison de cette différence sera discutée ci-dessous. La similitude des propriétés chimiques de ces éléments s'explique par la similitude de la structure de la couche électronique externe. Tous ont 5 électrons de valence sur la couche externe (tableau 14).
|
Élément |
Frais de base |
Nombre d'électrons dans les niveaux d'énergie |
Rayon atomique, |
|||||
|
K |
L |
M |
N |
Ô |
P. |
|||
|
0,71 1,21 1,61 1,15 |
||||||||
À mesure que le rayon atomique diminue, la valeur de l'électronégativité diminue, la métallicité des propriétés augmente et la capacité oxydante diminue.
■ 1. Dessine le tableau suivant dans ton cahier.
Azote
Le symbole chimique de l'azote est N, formule N2, poids atomique 14,0067, 28,0134. La configuration électronique de l'atome d'azote est 1s 2 2s 2 2p 3. Répartition des électrons sur les orbitales de la couche externe :
Sur la couche électronique externe de l'azote, il y a 3 non appariés R.-électron. Lorsqu'une molécule d'azote non polaire se forme, 3 paires d'électrons communes se forment entre les atomes d'azote en raison du chevauchement. R.-orbitales des deux atomes. Ainsi, à l’état libre, l’azote est trivalent.
Les états d'oxydation de l'azote sont assez divers : de -3 à +5.
L'azote est légèrement plus léger que l'air. DANS la croûte terrestre azote 0,03% Dans l'air, l'azote représente 78 % en volume ou 75,5 % en poids. L’azote de l’air étant consommé de manière insignifiante, l’apport d’azote dans l’atmosphère reste constant.
L'azote est un élément essentiel des protéines, qui constituent la base de la vie sur terre. D’où l’importance de l’azote, nécessaire à la vie des animaux et des plantes.
L'azote est une substance très passive, il réagit difficilement, il est donc très difficile de lier l'azote atmosphérique. Les plantes n'absorbent pas l'azote atmosphérique. Ils ne peuvent l'absorber que sous forme liée et le rendement des cultures agricoles dépend de la quantité d'azote présente dans le sol. L'azote est particulièrement nécessaire pour les plantes dont la masse verte est valorisée. Les bactéries du sol peuvent fixer l’azote ; certains d'entre eux se retrouvent dans le sol, dans les nodules racinaires des légumineuses. Pour l'activité active de ces bactéries, la présence de molybdène et de fer sous forme de micro-éléments est nécessaire. Ces éléments, ainsi que des composés de chrome, tungstène, titane, vanadium, aluminium, étaient utilisés pour lier l'azote avec substances organiques. Étant donné que l’azote contenu dans la masse verte des plantes est constamment éliminé des champs, le sol est appauvri en azote. Il est nécessaire de reconstituer les réserves d'azote du sol avec engrais minéraux, par exemple le nitrate de potassium KNO3, le nitrate de sodium NaNO3, etc.
L'azote est un gaz qui n'a ni couleur ni odeur. Il se transforme en liquide à une température de -195,8°, et se solidifie à -210°. Sous forme liquide, l’azote est également incolore. L'azote est presque insoluble dans l'eau.
■ 2. Dessinez la structure atomique et la configuration électronique des couches électroniques de l'atome d'azote. Quelles sont les similitudes et les différences entre la structure de l’atome d’azote et celle des atomes d’oxygène et de fluor ?
3. Dessinez comment 3 paires d'électrons communes apparaissent entre les atomes d'une molécule d'azote.
4. Quel type cellule de cristalà l'azote ? Sur la base de quelles propriétés physiques de l’azote peut-on en juger ?
L'azote est chimiquement très inerte. A températures normales, il se combine uniquement avec le lithium :
6LI + N2 = 2Li3N
Avec certains autres métaux, parmi les plus actifs, l'azote ne peut se combiner que lorsqu'il est chauffé, formant des nitrures dans lesquels il présente toujours degré négatif oxydation.
Dans des conditions très difficiles, l’azote se combine à l’hydrogène pour former de l’ammoniac :
N2 + ZH2 ⇄ 2NH3
Lors de fortes décharges électriques, l'azote se combine à l'oxygène pour former de l'oxyde nitrique :
N2 + O2 = 2NO
À son tour, l'oxyde nitrique est facilement oxydé par l'oxygène atmosphérique et se transforme en dioxyde d'azote :
2NO + O2 = 2NO2
Riz. 57. Un appareil pour produire de l'azote en laboratoire.
En technologie, l'azote est obtenu à partir de l'air liquide, et en laboratoire - par décomposition du nitrite d'ammonium :
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Cependant, le nitrite d'ammonium sec est dangereux à décomposer - une explosion peut se produire. Le nitrite d'ammonium est utilisé pour la réaction au moment de sa formation à partir de chlorure d'ammonium sec et d'une solution saturée de nitrite de sodium lorsqu'il est chauffé (Fig. 57). Tout d’abord, le nitrite d’ammonium se forme progressivement par une réaction d’échange :
NH4Cl + NaNO2 = NaCl + NH4NO2
Le nitrite d'ammonium se décompose ensuite selon l'équation ci-dessus.
L'azote est utilisé dans la production d'ammoniac, ainsi que dans certains processus visant à créer un environnement inerte. Parfois, l’azote est utilisé pour remplir les lampes électriques. Certains réactifs chimiques, qui ne peuvent pas être préparés dans l’air en raison de la facilité d’oxydation, sont préparés sous atmosphère d’azote. La même chose se produit parfois lorsque l'on travaille avec des substances inflammables. L'azote est utilisé pour synthétiser l'ammoniac.
■ 5. Pourquoi peut-on parler de passivité chimique comparée de l'azote ?
V. Écrire des équations de réaction confirmant Propriétés chimiques azote.
7. Prouver par calcul que l'azote est légèrement plus léger que l'air.
8. Déterminez la densité d’hydrogène de l’azote.
9. Densité absolue de l'azote 1,25 g/l. Prouver par calcul que
une molécule d'azote est constituée de deux atomes.
10. Notez les méthodes d'obtention d'azote dans votre cahier.
11. Où l'azote est-il utilisé et sur quelles propriétés cette application est-elle basée ?
Ammoniac. Propriétés physiques
La molécule d'ammoniac NH3 est un dipôle prononcé. La structure de la molécule d'ammoniac est discutée au chapitre. I, § 6. ammoniac 17. Par conséquent, il est beaucoup plus léger que l'air. L'ammoniac bout à -33,4° et se solidifie à -77,8°.
L'ammoniac a une solubilité extrêmement élevée dans l'eau. A 0°C, 1200 volumes d'ammoniac sont dissous dans 1 volume d'eau, et dans des conditions normales (20°C) - 700 volumes d'ammoniac. 1 volume d'eau. La teneur élevée en ammoniac est due au fait que l'ammoniac se combine avec l'eau. composé chimique.
L'ammoniac est très toxique. En cas d'intoxication à l'ammoniac, les muqueuses des yeux et des voies respiratoires sont affectées, car l'ammoniac se dissout dans leur humidité. Inhalation grande quantité l'ammoniac peut entraîner une pneumonie. Le meilleur antidote contre l’ammoniac est. En cas d'intoxication, rincez-vous généreusement les yeux, la bouche et le nez avec de l'eau et inhalez la vapeur d'eau. La concentration maximale admissible d'ammoniac dans l'air est de 0,02 mg/l.
■ 12. Est-il possible d'observer la dissolution de l'ammoniac à l'aide d'un appareil de dissolution du chlorure d'hydrogène dans l'eau (Fig. 27) ?
13. Quel est l'effet physiologique de l'ammoniac et les premiers secours en cas d'intoxication ?
14. Expliquez la nature polaire de la molécule d'ammoniac en termes de structure.
Riz. 58. Un appareil pour brûler de l'ammoniac dans l'oxygène.
Propriétés chimiques de l'ammoniac
L'état d'oxydation de l'azote dans l'ammoniac est N -3, c'est-à-dire que l'achèvement maximum de la couche électronique externe de l'atome d'azote en un octet fort est supposé. À cet égard, l'ammoniac ne peut se comporter dans les réactions redox que comme agent réducteur. La preuve des propriétés réductrices de l’ammoniac est son interaction avec l’oxygène, qui peut s’effectuer de deux manières.
L'ammoniac brûle dans l'oxygène. Ceci est facile à observer expérimentalement dans le dispositif illustré à la Fig. 58. Deux tubes de sortie de gaz sont connectés au brûleur, qui est un large tube de verre. L'ammoniac s'écoule par un tube depuis le ballon, où sa solution saturée bout, et par l'autre tube, depuis le gazomètre. Si vous enflammez de l'ammoniac à la sortie du tube, il brûle avec une flamme verdâtre. La combustion se déroule selon l'équation :
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O + Q
La réaction est exothermique.
Dans le même temps, l'ammoniac peut être facilement oxydé en présence d'un catalyseur au platine :
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Ce processus sert de base à la production d'acide nitrique synthétique.
Dans les deux cas, l'ammoniac se comporte comme un agent réducteur et l'état d'oxydation de l'azote passe de N -3 à N 0 à N +2.
Compilez une balance électronique pour les équations ci-dessus et vérifiez l'exactitude de leurs coefficients.
Les propriétés réductrices de l'ammoniac apparaissent également lorsqu'il peut réduire les oxydes métalliques :
3СuО + 2NH3 = N2 + 3Сu + 3Н2O
chauffage
■ 15. Écrivez dans votre cahier les équations de réactions dans lesquelles l'ammoniac présente des propriétés réductrices et prouvez-le en dressant une balance électronique.
La question de l'interaction de l'ammoniac avec l'eau mérite une attention particulière. Comme on le sait, les molécules d'eau sont polaires, la densité électronique est fortement décalée vers l'oxygène, de sorte que l'atome d'hydrogène est pratiquement dépourvu d'électrons et est un proton.
La molécule d'ammoniac est également polaire. Les 3 atomes d'hydrogène existants sont attachés en raison de la formation de paires d'électrons communes à partir de R.-les électrons de l'atome d'azote et s-les électrons de l'atome d'hydrogène ( sp-connexion). Les électrons sont fortement polarisés vers l’atome d’azote car il est plus électronégatif ; une région de densité électronique accrue est créée autour d’elle. De plus, l'atome d'azote sur la couche externe possède deux liaisons de valence s-électron, qui peut être utilisé pour former liaison chimique. Tout cela crée des conditions pour l'ajout d'un ion hydrogène chargé positivement à la molécule d'ammoniac. Et comme l’ion hydrogène manque complètement des électrons nécessaires pour former une liaison chimique, cette liaison est formée par deux électrons d’azote, appelés « paire isolée d’électrons ». Un groupe atomique apparaît avec la structure électronique suivante :
Un type particulier de liaison chimique apparaît : une liaison donneur-accepteur, où le donneur est un atome qui rend disponible sa paire d'électrons (dans ce cas, l'azote). L’autre atome est l’accepteur (dans ce cas, l’atome d’hydrogène).
■ 16. Quels types de liaisons chimiques des atomes dans les molécules connaissez-vous ?
17. En quoi une liaison donneur-accepteur diffère-t-elle d'une liaison covalente ?
18. Quel atome est appelé donneur, lequel est appelé accepteur ?
19. Qu'est-ce qu'une paire d'électrons isolés ?
Ainsi, un groupe atomique spécial apparaît - le groupe ammonium, qui dans son ensemble a une charge positive en raison de l'ajout d'un ion hydrogène positif à la molécule d'ammoniac neutre. Formule du groupe ammonium : NH 4 +.
l'ammoniac dans l'eau est exprimé par l'équation suivante :
NH3 + H + + OH — ⇄ NH + + OH —
Étant donné que l'ammoniac dans une solution lie l'ion hydrogène de l'eau et libère ainsi l'ion OH -, cela donne à la solution une réaction alcaline. Une substance de formule NH4OH est appelée ammonium et est considérée comme une base faible. Le groupe ammonium fonctionne toujours comme un cation monovalent :
NH4OH ⇄ NH4 + + OH —
Une solution d’ammoniaque concentrée (25 %) est simplement appelée ammoniac. Faible Solution aqueuse l'ammoniac (3-6 %) est appelé ammoniac. La formation du groupe ammonium NH 4 + est possible non seulement dans Environnement aquatique, mais aussi en acide :
NH3 + Н + + Cl — = NH 4 + + Сl —
Cette réaction peut être réalisée en solution, ainsi que dans l'air entre l'ammoniac et le chlorure d'hydrogène gazeux.
Si vous humidifiez une tige de verre avec de l'ammoniaque et l'autre avec de l'acide chlorhydrique concentré et rapprochez ces tiges les unes des autres (Fig. 59), vous remarquerez la formation d'une brume blanche, qui est constituée des plus petits cristaux de chlorure d'ammonium.
L'hydroxyde d'ammonium réagit avec les acides dans une réaction de neutralisation :
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
L'ammoniac est très caractérisé par des réactions d'addition avec divers sels, à cause de laquelle de l'ammoniac se forme :
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 4NH3
CaCl2 + 8NH3 = CaCl2 · 8NH3
AgCl + 2NH3 = AgCl2NH3
Ils ressemblent beaucoup aux hydrates cristallins.
■ 20. Quelle est la formule et la charge de l'ion ammonium ?
21. Quel est l’état d’oxydation de l’azote dans l’ion ammonium ?
22. Quelles réactions de l'ammoniac avec d'autres substances conduisent à la formation de cation ammonium ?
23. Écrivez les équations des réactions de l'ammoniac avec les acides sulfurique et phosphorique sous forme moléculaire et ionique ?
24. 200 g d'ammoniaque à 25 % ont été bouillis. Dans le même temps, 20 g d'ammoniac se sont évaporés. Qu'es-tu devenu ? Combien d'acide chlorhydrique faudra-t-il le neutraliser ?
Riz. 59.
1 stick humidifié avec une solution concentrée d'ammoniaque ; 2 - stick humidifié avec une solution concentrée d'acide chlorhydrique ; 3 - fumée blanche constituée de particules solides de chlorure d'ammonium.
L'ammoniac est produit en technologie et en laboratoire de différentes manières. En laboratoire, l'ammoniac est obtenu en chauffant de l'ammoniac (chlorure d'ammonium) et de la chaux sodée (Fig. 60) selon l'équation :
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH4OH
Il convient de noter que toutes les parties de l'appareil utilisé pour la production d'ammoniac en laboratoire doivent être absolument sèches. Si un tube à essai contenant de l'ammoniac collecté est inversé dans l'eau, vous pouvez immédiatement remarquer comment il entre dans le tube à essai, occupant le volume occupé par l'ammoniac, tout comme cela s'est produit avec le chlorure d'hydrogène. Mais dans le cas de l'ammoniac, la solution aura une réaction alcaline prononcée, qui peut être déterminée à l'aide d'un indicateur. L’ammoniac étant plus léger que l’air, il doit être collecté dans un tube à essai retourné.
En technologie, l'ammoniac est obtenu par synthèse à partir d'azote et d'hydrogène selon l'équation :
N2 + 3H2 = 2NH3 + + 22kcal
DANS ex-URSS la production d'ammoniac synthétique a commencé en 1928.
Comme mentionné précédemment, le procédé à l’hydrogène est un procédé catalytique à l’équilibre. Le catalyseur est un métal avec des ajouts mineurs de composés de potassium et d'aluminium. L'équation montre clairement que pour déplacer l'équilibre vers la droite, il est conseillé d'augmenter la pression. Cependant, l'augmentation de la pression ne peut être réalisée que dans certaines limites, sinon elle augmentera considérablement le coût de production. Comme on le sait, la température est un autre facteur affectant l’équilibre. Dans ce cas, pour déplacer l'équilibre vers la droite, le mélange de gaz doit être refroidi, mais la vitesse de réaction est alors fortement réduite et l'activité du catalyseur diminue.
La température doit donc être maintenue à un certain niveau. L'influence du troisième facteur - les changements de concentration - peut également être utilisée : si l'ammoniac résultant est constamment éliminé, c'est-à-dire que sa concentration est réduite, l'équilibre se déplacera vers la droite. Comme le montre la description précédente, une synthèse assez complète et rentable peut être réalisée dans la meilleure combinaison des trois conditions.
Le procédé est généralement réalisé dans des colonnes de synthèse sous une pression de 300 à 1 000 atm et à une température de 400 à 500°. Au cours du processus de synthèse, l'ammoniac est constamment éliminé du mélange, le transformant à l'état liquide, et le mélange d'azote et d'hydrogène n'ayant pas réagi est à nouveau envoyé vers la colonne de synthèse.
24
AZOTE Distribué dans la nature, le mélange naturel est constitué de deux isotopes stables : N - 99,6% et N - 0,37%...
Sels d'ammonium Lorsque les solutions d'ammoniaque neutralisées sont évaporées, les ions ammonium se combinent avec les anions des acides pris, formant des substances cristallines solides qui ont des propriétés ioniques...
Propriétés physiques des halogènes Le fluor, dans des conditions ordinaires, est un gaz coloré en couches épaisses avec une légère couleur jaune verdâtre. Avec un fort refroidissement...
Propriétés chimiques
En raison de la présence d’une seule paire d’électrons, l’ammoniac agit comme agent complexant dans de nombreuses réactions. Il ajoute un proton pour former un ion ammonium.
Une solution aqueuse d’ammoniac (« ammoniac ») a un environnement légèrement alcalin en raison du processus :
O > + ; Ko=1, 8?10 -5 . (16)
En interagissant avec les acides, il donne les sels d'ammonium correspondants :
2(O) + > (+ O. (17)
L'ammoniac est également très acide faible, est capable de former des sels avec des métaux - des amides.
Lorsqu'il est chauffé, l'ammoniac présente des propriétés réductrices. Ainsi, il brûle dans une atmosphère d’oxygène, formant de l’eau et de l’azote. L'oxydation de l'ammoniac avec de l'air sur un catalyseur au platine produit des oxydes d'azote, qui sont utilisés industriellement pour produire de l'acide nitrique :
4 + 54NO + 6O. (18)
L'utilisation d'ammoniac Cl pour nettoyer la surface métallique des oxydes lors du soudage repose sur son pouvoir réducteur :
3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19)
Avec les haloalcanes, l'ammoniac réagit par addition nucléophile, formant un ion ammonium substitué (procédé de production d'amines) :
Cl > (chlorhydrate de méthylammonium). (20)
Il produit des amides avec des acides carboxyliques, leurs anhydrides, des halogénures d'acide, des esters et d'autres dérivés. Avec des aldéhydes et des cétones - bases de Schiff, qui peuvent être réduites en amines correspondantes (amination réductrice).
À 1 000 °C, l’ammoniac réagit avec le charbon, formant de l’acide cyanhydrique HCN et se décomposant partiellement en azote et hydrogène. Il peut également réagir avec le méthane, formant le même acide cyanhydrique :
Ammoniac liquide
L'ammoniac liquide, bien que dans une faible mesure, se dissocie en ions, ce qui montre sa similitude avec l'eau :
L'ammoniac liquide, comme l'eau, est un solvant ionisant puissant dans lequel se dissolvent un certain nombre de métaux actifs : alcalins, alcalino-terreux, Mg, Al, ainsi que Eu et Yb. La solubilité des métaux alcalins dans les liquides est de plusieurs dizaines de pour cent. Certains composés intermétalliques contenant des métaux alcalins se dissolvent également dans l'ammoniac liquide, par exemple
Les solutions diluées de métaux dans l'ammoniac liquide sont colorées Couleur bleue, les solutions concentrées ont un éclat métallique et ressemblent au bronze. Lorsque l'ammoniac s'évapore, les métaux alcalins sont libérés sous forme pure et les métaux alcalino-terreux sont libérés sous forme de complexes avec l'ammoniac 2+ ayant une conductivité métallique. Lorsqu'ils sont légèrement chauffés, ces complexes se décomposent en métal et.
Dissous dans le métal, il réagit progressivement pour former un amide :
Complexation
En raison de leurs propriétés donneuses d’électrons, les molécules peuvent entrer dans des composés complexes en tant que ligands. Ainsi, l'introduction d'un excès d'ammoniac dans des solutions de sels de métal d conduit à la formation de leurs complexes aminés :
La complexation s'accompagne généralement d'un changement de couleur de la solution, donc dans la première réaction la couleur bleue () se transforme en bleu foncé, et dans la deuxième réaction la couleur passe du vert (Ni() au bleu-violet. Le plus complexes stables avec forme de chrome et de cobalt à l'état d'oxydation ( +3).
Les solutions d'ammoniac sont assez stables, à l'exception de l'ammoniac de cobalt (II) jaune-brun, qui est progressivement oxydé par l'oxygène de l'air en ammoniac de cobalt (III) rouge cerise. En présence d'agents oxydants, cette réaction se produit instantanément.
La formation et la destruction d'un ion complexe s'expliquent par un changement de l'équilibre de sa dissociation. Conformément au principe de Le Chatelier, l'équilibre dans une solution du complexe ammoniacal de l'argent se déplace vers la formation du complexe (vers la gauche) avec une concentration et/ou croissante. À mesure que la concentration de ces particules dans la solution diminue, l’équilibre se déplace vers la droite et l’ion complexe est détruit. Cela peut être dû à la liaison de l’ion central ou des ligands dans certains composés plus forts que le complexe. Par exemple, lorsque de l'acide nitrique est ajouté à une solution, le complexe est détruit en raison de la formation d'ions dans lesquels l'ammoniac est plus étroitement lié à l'ion hydrogène :
Production d'ammoniac
La méthode industrielle de production d'ammoniac repose sur l'interaction directe de l'hydrogène et de l'azote :
C'est ce qu'on appelle le processus Garber. La réaction se produit avec dégagement de chaleur et diminution de volume. Par conséquent, selon le principe de Le Chatelier, la réaction doit être effectuée le plus rapidement possible. basses températures et à haute pression - alors l'équilibre sera déplacé vers la droite. Cependant, la vitesse de réaction à basse température est négligeable et à haute température, la vitesse de réaction inverse augmente. L'utilisation d'un catalyseur (fer poreux avec impuretés et) a permis d'accélérer l'atteinte d'un état d'équilibre. Fait intéressant, lors de la recherche d’un catalyseur pour ce rôle, plus de 20 000 substances différentes ont été testées.
Compte tenu de tous les facteurs ci-dessus, le processus de production d'ammoniac est réalisé dans les conditions suivantes : température 500 °C, pression 350 atmosphères, catalyseur. Dans des conditions industrielles, le principe de circulation est utilisé : l'ammoniac est éliminé par refroidissement et l'azote et l'hydrogène n'ayant pas réagi sont renvoyés dans la colonne de synthèse. Cela s'avère plus économique que d'obtenir un rendement de réaction plus élevé en augmentant la pression.
Pour obtenir de l'ammoniac en laboratoire, on utilise l'action d'alcalis forts sur les sels d'ammonium :
Habituellement, en laboratoire, il est obtenu en chauffant doucement un mélange de chlorure d'ammonium et de chaux éteinte.
Pour sécher l'ammoniac, on le fait passer dans un mélange de chaux et de soude caustique.
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)))
- Les halogènes (chlore, iode) forment des explosifs dangereux avec l'ammoniac - halogénures d'azote (chlorure d'azote, iodure d'azote).
- L'ammoniac réagit avec les alcanes halogénés par addition nucléophile, formant un ion ammonium substitué (méthode de production d'amines) :
- Il produit des amides avec des acides carboxyliques, leurs anhydrides, des halogénures d'acide, des esters et d'autres dérivés. Avec des aldéhydes et des cétones - bases de Schiff, qui peuvent être réduites en amines correspondantes (amination réductrice).
Histoire
L'ammoniac a été isolé pour la première fois sous sa forme pure par J. Priestley en 1774, qui l'a appelé « air alcalin ». Onze ans plus tard, en 1785, K. Berthollet établit le composition chimique ammoniac Depuis lors, des recherches ont commencé partout dans le monde sur la production d’ammoniac à partir d’azote et d’hydrogène. L'ammoniac était très nécessaire à la synthèse des composés azotés, car leur production à partir du salpêtre chilien était limitée par l'épuisement progressif des réserves de ce dernier. Le problème de la diminution des réserves de nitrate est devenu plus aigu fin du 19ème siècle siècle. Ce n'est qu'au début du XXe siècle qu'il a été possible d'inventer un procédé de synthèse de l'ammoniac adapté à l'industrie. Cela a été réalisé par F. Haber, qui a commencé à travailler sur ce problème en 1904 et a créé en 1909 un petit appareil de contact dans lequel il a utilisé une pression accrue (conformément au principe de Le Chatelier) et un catalyseur à l'osmium. Le 2 juillet 1909, Haber testa l'appareil en présence de K. Bosch et A. Mittash, tous deux de la Baden Aniline and Soda Factory (BASF), et obtint de l'ammoniac. En 1911, K. Bosch avait créé une version à grande échelle de l'appareil pour BASF, puis la première usine de synthèse d'ammoniac au monde fut construite et mise en service le 9 septembre 1913, située à Oppau (aujourd'hui un district de la ville de Ludwigshafen am Rhein) et appartenait à BASF. En 1918, F. Haber remporte le prix Nobel de chimie « pour la synthèse de l'ammoniac à partir de ses éléments constitutifs ». En Russie et en URSS, le premier lot d'ammoniac synthétique a été produit en 1928 à l'usine chimique de Tchernorechensky.
origine du nom
L'ammoniac (dans les langues européennes son nom sonne comme « ammoniac ») doit son nom à l'oasis d'Ammon en Afrique du Nord, située au carrefour des routes caravanières. Dans les climats chauds, l'urée (NH 2) 2 CO, contenue dans les déchets animaux, se décompose particulièrement rapidement. L'un des produits de décomposition est l'ammoniac. Selon d'autres sources, l'ammoniac tire son nom du mot égyptien ancien Amonien. C'était le nom donné aux personnes qui adoraient le dieu Amon. Lors de leurs rituels, ils reniflaient de l'ammoniaque NH 4 Cl qui, lorsqu'elle est chauffée, évapore l'ammoniaque.
Ammoniac liquide
L'ammoniac liquide, bien que dans une faible mesure, se dissocie en ions (autoprotolyse), ce qui montre sa similitude avec l'eau :
2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\rightarrow NH_(4)^(+)+NH_(2)^(-))))La constante d'auto-ionisation de l'ammoniac liquide à −50 °C est d'environ 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))))Les amides métalliques résultant de la réaction avec l'ammoniac contiennent un ion négatif NH 2 −, qui se forme également lors de l'auto-ionisation de l'ammoniac. Ainsi, les amides métalliques sont des analogues des hydroxydes. La vitesse de réaction augmente lorsqu'on passe de Li à Cs. La réaction est considérablement accélérée en présence même de petites impuretés de H 2 O.
Les solutions métal-ammoniac ont une conductivité électrique métallique ; les atomes métalliques se décomposent en ions positifs et en électrons solvatés entourés de molécules de NH 3. Les solutions métal-ammoniac, qui contiennent des électrons libres, sont les agents réducteurs les plus puissants.
Complexation
En raison de leurs propriétés donneuses d'électrons, les molécules de NH 3 peuvent entrer dans des composés complexes en tant que ligands. Ainsi, l'introduction d'un excès d'ammoniac dans des solutions de sels de métal d conduit à la formation de leurs complexes aminés :
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 je (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)\ flèche droite (NO_(3))_(3))))La complexation s'accompagne généralement d'un changement de couleur de la solution. Ainsi, dans la première réaction, la couleur bleue (CuSO 4) se transforme en bleu foncé (la couleur du complexe), et dans la deuxième réaction, la couleur passe du vert (Ni (NO 3) 2) au bleu-violet. Les complexes les plus forts avec NH 3 sont formés par le chrome et le cobalt à l'état d'oxydation +3.
Rôle biologique
L'ammoniac est une source importante d'azote pour les organismes vivants. Malgré la teneur élevée en azote libre de l'atmosphère (plus de 75 %), très peu d'êtres vivants sont capables d'utiliser l'azote diatomique libre et neutre de l'atmosphère, le gaz N2. Ainsi, pour inclure l’azote atmosphérique dans la circulation biologique, notamment dans la synthèse des acides aminés et des nucléotides, un processus appelé « fixation de l’azote » est nécessaire. Certaines plantes dépendent de la disponibilité d'ammoniac et d'autres résidus azotés libérés dans le sol par les restes organiques en décomposition d'autres plantes et animaux. D'autres, comme les légumineuses fixatrices d'azote, profitent d'une symbiose avec des bactéries fixatrices d'azote (rhizobia), capables de produire de l'ammoniac à partir de l'azote atmosphérique.
Dans certains organismes, l’ammoniac est formé à partir de l’azote atmosphérique à l’aide d’enzymes appelées nitrogénases. Ce processus est appelé fixation de l'azote. Bien qu'il soit peu probable que des méthodes biomimétiques puissent rivaliser en termes de productivité avec les méthodes chimiques de production d'ammoniac à partir de l'azote, les scientifiques déploient néanmoins de grands efforts pour mieux comprendre les mécanismes de fixation biologique de l'azote. L'intérêt scientifique pour ce problème est en partie motivé par la structure inhabituelle du centre catalytique actif de l'enzyme fixatrice d'azote (nitrogenase), qui contient un ensemble moléculaire bimétallique inhabituel Fe 7 MoS 9 .
L'ammoniac est également un sous-produit final du métabolisme des acides aminés, à savoir le produit de la désamination catalysée par des enzymes telles que la glutamate déshydrogénase. L'excrétion d'ammoniac inchangé est une voie courante de détoxification de l'ammoniac chez les créatures aquatiques (poissons, invertébrés aquatiques et certains amphibiens). Chez les mammifères, y compris les humains, l'ammoniac est généralement rapidement transformé en urée, qui est beaucoup moins toxique et, en particulier, moins alcaline et moins réactive en tant qu'agent réducteur. L'urée est le principal composant des solides de l'urine. Cependant, la plupart des oiseaux, des reptiles, des insectes et des arachnides émettent de l'acide urique plutôt que de l'urée comme principal résidu azoté.
L'ammoniac joue aussi rôle important tant en physiologie normale que pathologique des animaux. L'ammoniac est produit au cours du métabolisme normal des acides aminés, mais est hautement toxique à des concentrations élevées. Les foies des animaux convertissent l'ammoniac en urée par une série de réactions séquentielles connues sous le nom de cycle de l'urée. Une fonction hépatique altérée, telle que celle observée dans la cirrhose, peut altérer la capacité du foie à détoxifier l'ammoniac et à le convertir en urée, entraînant des taux élevés d'ammoniac dans le sang, une affection appelée hyperammoniémie. Un résultat similaire - une augmentation du niveau d'ammoniac libre dans le sang et le développement d'une hyperammoniémie - est provoqué par la présence d'anomalies génétiques congénitales dans les enzymes du cycle de l'urée, telles que l'ornithine carbamyltransférase. Le même résultat peut être provoqué par une violation de la fonction excrétrice des reins en cas d'insuffisance rénale sévère et d'urémie : en raison d'un retard dans la libération de l'urée, son taux dans le sang augmente tellement que le « cycle de l'urée » commence à fonctionner. "dans verso» - l'excès d'urée est hydrolysé en ammoniaque par les reins et gaz carbonique, ce qui entraîne une augmentation du taux d’ammoniac dans le sang. L'hyperammoniémie contribue aux troubles de la conscience et au développement d'états soporeux et comateux dans l'encéphalopathie hépatique et l'urémie, ainsi qu'au développement de troubles neurologiques souvent observés chez les patients présentant des anomalies congénitales des enzymes du cycle de l'urée ou des aciduries organiques.
Une hyperammoniémie moins prononcée, mais cliniquement significative, peut être observée dans tout processus dans lequel un catabolisme accru des protéines est observé, par exemple avec des brûlures étendues, un syndrome de compression ou d'écrasement des tissus, des processus purulents-nécrotiques étendus, une gangrène des extrémités, une septicémie, etc. , ainsi que pour certains troubles endocriniens, tels que le diabète sucré, la thyréotoxicose sévère. La probabilité d'apparition d'une hyperammoniémie dans ces conditions pathologiques est particulièrement élevée dans les cas où la condition pathologique, en plus du catabolisme accru des protéines, provoque également une altération prononcée de la fonction détoxifiante du foie ou de la fonction excrétrice des reins.
L'ammoniac est important pour maintenir un équilibre acido-basique normal dans le sang. Après la formation d'ammoniac à partir de la glutamine, l'alpha-cétoglutarate peut être décomposé davantage pour former deux molécules de bicarbonate, qui peuvent ensuite être utilisées comme tampon pour neutraliser les acides alimentaires. L'ammoniac obtenu à partir de la glutamine est ensuite excrété dans l'urine (à la fois directement et sous forme d'urée), ce qui, compte tenu de la formation de deux molécules de bicarbonate à partir du cétoglutarate, entraîne une perte totale d'acides et un déplacement du pH sanguin vers le côté alcalin. De plus, l'ammoniac peut diffuser à travers les tubules rénaux, se combiner avec l'ion hydrogène et être excrété avec lui (NH 3 + H + => NH 4 +), et ainsi favoriser davantage l'élimination des acides du corps.
L'ammoniac et les ions ammonium sont un sous-produit toxique du métabolisme chez les animaux. Chez les poissons et les invertébrés aquatiques, l'ammoniac est rejeté directement dans l'eau. Chez les mammifères (y compris les mammifères aquatiques), les amphibiens et les requins, l'ammoniac est converti en urée dans le cycle de l'urée, car l'urée est beaucoup moins toxique, moins réactive chimiquement et peut être « stockée » plus efficacement dans l'organisme jusqu'à ce qu'elle puisse être excrétée. Chez les oiseaux et les reptiles, l’ammoniac produit au cours du métabolisme est converti en acide urique, qui est un résidu solide et peut être excrété avec une perte d’eau minimale.
Action physiologique
Selon son effet physiologique sur l'organisme, il appartient au groupe des substances aux effets asphyxiants et neurotropes, capables de provoquer un œdème pulmonaire toxique et de graves dommages en cas d'inhalation. système nerveux. L'ammoniac a des effets à la fois locaux et résorbants.
Les vapeurs d'ammoniac irritent fortement les muqueuses des yeux et des organes respiratoires, ainsi que la peau. C'est ce qu'une personne perçoit comme une odeur âcre. Les vapeurs d'ammoniac provoquent un larmoiement excessif, des douleurs oculaires, des brûlures chimiques de la conjonctive et de la cornée, une perte de vision, des crises de toux, des rougeurs et des démangeaisons de la peau. Lorsque l'ammoniac liquéfié et ses solutions entrent en contact avec la peau, une sensation de brûlure se produit et une brûlure chimique avec cloques et ulcérations est possible. De plus, l'ammoniac liquéfié absorbe la chaleur lorsqu'il s'évapore et, lorsqu'il entre en contact avec la peau, des engelures à des degrés divers se produisent. L'odeur d'ammoniac se fait sentir à une concentration de 37 mg/m³.
Application
L'ammoniac est l'un des produits les plus importants de l'industrie chimique ; sa production mondiale annuelle atteint 150 millions de tonnes. Principalement utilisé pour la production d'engrais azotés (nitrate et sulfate d'ammonium, urée), d'explosifs et de polymères, d'acide nitrique, de soude (par la méthode à l'ammoniac) et d'autres produits de l'industrie chimique. L'ammoniac liquide est utilisé comme solvant.
| 100 à | 300 à | 1000 à | 1500 à | 2000 à | 3500 à | |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 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 | Pas de données | ||
| 550 °C | 6,82 | 19,13 | 41,16 | |||
L'utilisation d'un catalyseur (fer poreux avec impuretés Al 2 O 3 et K 2 O) a permis d'accélérer l'atteinte d'un état d'équilibre. Fait intéressant, lors de la recherche d’un catalyseur pour ce rôle, plus de 20 000 substances différentes ont été testées.
Compte tenu de tous les facteurs ci-dessus, le processus de production d'ammoniac est réalisé dans les conditions suivantes : température 500 °C, pression 350 atmosphères, catalyseur. Le rendement en ammoniac dans de telles conditions est d'environ 30 %. Dans des conditions industrielles, le principe de circulation est utilisé : l'ammoniac est éliminé par refroidissement et l'azote et l'hydrogène n'ayant pas réagi sont renvoyés dans la colonne de synthèse. Cela s'avère plus économique que d'obtenir un rendement de réaction plus élevé en augmentant la pression.
Pour obtenir de l'ammoniac en laboratoire, on utilise l'action d'alcalis forts sur les sels d'ammonium :
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 )))Généralement, l'ammoniac est obtenu en laboratoire en chauffant doucement un mélange de chlorure d'ammonium et de chaux éteinte.
2 N H 4 C l + C a (OH) 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)))Pour sécher l'ammoniac, on le fait passer dans un mélange de chaux et de soude caustique.
De l'ammoniac très sec peut être obtenu en y dissolvant du sodium métallique puis en le distillant. Il est préférable d'effectuer cette opération dans un système en métal sous vide. Le système doit résister à une pression élevée (à température ambiante, la pression de la vapeur saturée d'ammoniac est d'environ 10 atmosphères). Dans l'industrie, l'ammoniac est séché dans des colonnes d'absorption.
Taux de consommation par tonne d'ammoniac
La production d'une tonne d'ammoniac en Russie nécessite en moyenne 1 200 nm³ gaz naturel, en Europe - 900 nm³.
Le Grodno Azot biélorusse consomme 1 200 nm³ de gaz naturel par tonne d'ammoniac, après modernisation, la consommation devrait diminuer à 876 nm³ ;
Les producteurs ukrainiens consomment entre 750 nm³ et 1 170 nm³ de gaz naturel par tonne d'ammoniac.
La technologie UHDE revendique une consommation de 6,7 à 7,4 Gcal de ressources énergétiques par tonne d'ammoniac.
L'ammoniac en médecine
Pour les piqûres d'insectes, l'ammoniaque est utilisée en externe sous forme de lotions. Une solution aqueuse d’ammoniaque à 10 % est connue sous le nom de
Classe de danger pour l'ammoniac (NH3) - 4
Gaz incolore avec une odeur suffocante et âcre d'ammoniac, il fume lorsqu'il est rejeté dans l'atmosphère, se liquéfie à une température de -33,40C et se solidifie à une température de -77,80C. Plus léger que l'air. Forme des mélanges explosifs avec l'air dans une proportion de 15 à 28 % en volume d'ammoniac. Il est inflammable, brûle en présence d'une source d'incendie constante, s'enflamme automatiquement à une température de 6 500 °C. Il se dissout bien dans l'eau, l'alcool et l'éther. Un volume d'eau absorbe jusqu'à 700 volumes d'ammoniac à une température de 200°C.
L'ammoniac est utilisé lors de la teinture de tissus, de l'argenture de miroirs, de la production de sels contenant de l'azote, d'engrais, de soude, d'acide nitrique, de matériaux de photocopie, en tant que substance active dans les unités de réfrigération. L'ammoniac est transporté et stocké à l'état liquéfié sous sa propre pression de vapeur de 6 à 18 kgf/cm2, et peut être stocké dans des réservoirs isothermes à une pression proche de la pression atmosphérique. Les volumes de stockage maximum sont de 30 000 tonnes.
La concentration maximale admissible (MPC) d'ammoniac est :
Dans l'air colonies: moyenne quotidienne 0,4 mg/m3, maximum ponctuel 0,2 mg/m3. Dans l'air zone de travail locaux industriels 20 mg/m3. Dans l'eau des réservoirs 2 mg/m3. Seuil d'odeur 0,5 mg/m3. À des concentrations de 40 à 80 mg/m3, une irritation sévère des yeux, des voies respiratoires supérieures, des maux de tête est observée, à 1200 mg/m3 - une toux, un œdème pulmonaire est possible. Des concentrations de 1 500 à 2 700 mg/m3, efficaces pendant 0,5 à 1 heure, sont considérées comme mortelles. La concentration maximale admissible d'ammoniac pour filtrer les masques à gaz industriels et civils est de 15 000 mg/m3.
Lors de l'élimination des accidents associée à une fuite (émission) d'ammoniac, il est nécessaire d'isoler la zone dangereuse et d'en évacuer les personnes. Directement sur les lieux de l'accident et à proximité de la source d'infection, les travaux sont effectués avec des masques à gaz isolants IP-4M, IP-5 (à oxygène chimiquement lié) ou des appareils respiratoires ASV-2, DASV (à air comprimé), KIP. -8, KIP- 9 (sur oxygène comprimé) et produits de protection cutanée (L-1, KIKH-4, KIKH-5, etc.). A une distance de plus de 250 mètres de la source, les moyens de protection cutanée ne peuvent pas être utilisés, et pour la protection respiratoire, les masques à gaz industriels avec boîtes des marques KD, G, M, VK, ainsi que les masques à gaz civils GP-5 , GP-7, PDF-2D sont utilisés , PDF-2Sh complet avec une cartouche supplémentaire DPG-3. À des concentrations inférieures à 20 mg/m3, vous pouvez utiliser le respirateur RPG-67 avec des cartouches KD ou VK.
|
Moyens de protection |
Temps d'action protectrice (heure) à des concentrations (mg/m3) |
||||
|
Nom |
Marque |
5000 |
|||
|
Des boites |
|||||
|
Masques à gaz industriels : |
|||||
|
grande taille |
KD, M, VK |
||||
|
petite taille |
KD, G, VK |
||||
|
Masques à gaz civils : |
|||||
|
GP-5, GP-7, PDF-2D (2Ш) |
avec DPG-3 |
||||
La présence d'ammoniac est déterminée par :
Dans l'air d'une zone industrielle, aspirateurs AM-5, AM-0055, AM-0059, NP-3M avec tubes indicateurs d'ammoniac, analyseurs de gaz HOBBIT-T-NH3, détecteurs de gaz IGS-98-NH3, ESSA-NH3, HOBBIT-NH3.
En espace ouvert – avec les appareils SIP « CORSAR-X ».
En intérieur – SIP « VEGA-M »
Neutralisez l'ammoniac avec les solutions suivantes :
Solution à 10 % d'acide chlorhydrique ou sulfurique, pour laquelle 1 partie d'acide concentré est mélangée à 9 parties d'eau (par exemple, 10 litres d'acide + 90 litres d'eau) ;
Une solution à 2% de sulfate d'ammonium, pour laquelle 2 parties de sulfate d'ammonium sont diluées dans 98 parties d'eau (par exemple, 2 kg de sulfate d'ammonium + 98 litres d'eau).
En cas de fuite de gaz ammoniac De l'eau est pulvérisée pour éteindre les vapeurs. Le taux de consommation d'eau n'est pas standardisé.
P. en cas de déversement d'ammoniac liquide Le site du déversement est clôturé par un rempart en terre et rempli d'une solution d'acide chlorhydrique ou sulfurique ou d'eau. Pour neutraliser 1 tonne d'ammoniac liquide, 10 à 15 tonnes de solution d'acide chlorhydrique (sulfurique) ou 18 à 20 tonnes d'eau sont nécessaires. Pour neutraliser 1 tonne d'ammoniac liquide, 20 à 30 tonnes de solution d'acide chlorhydrique (sulfurique) sont nécessaires. Il est conseillé de ne pas neutraliser l'ammoniac liquide avec de l'eau, car de fortes concentrations d'ammoniac peuvent se former dans l'air, ce qui est dangereux, car 15 à 28 % en volume d'ammoniac avec l'air forment des mélanges explosifs.
Pour pulvériser de l'eau ou des solutions, des camions d'arrosage et de pompiers, des stations de remplissage automatique (AT, PM-130, ARS-14, ARS-15), ainsi que des bouches d'incendie et des systèmes spéciaux disponibles dans les installations chimiquement dangereuses, sont utilisés.
Actions des dirigeants : isoler la zone dangereuse, en éloigner les personnes, rester du côté au vent, entrer dans la zone accidentée uniquement avec des vêtements de protection complets.
Prodiguer les premiers secours :
Dans la zone contaminée : laver les yeux abondamment à l'eau, mettre un masque à gaz, laver copieusement les zones touchées de la peau avec de l'eau, sortie (retrait) urgente des victimes de la zone d'infection.
Après avoir évacué une zone contaminée : assurer la paix, la chaleur et pour les douleurs physiques aux yeux, verser 2 gouttes d'une solution à 1% de novocaïne ou d'une solution à 2% d'acide borique ; Appliquer des lotions de solution à 3-5% de solution borique, acétique ou acide citrique; Prenez du lait chaud avec du bicarbonate de soude par voie orale ; donner des analgésiques (1 ml d'une solution à 1% de morphine ou de promedol, injecter 1 ml d'une solution à 0,1% de sulfate d'atropine par voie sous-cutanée, si la respiration s'arrête - ventilation artificielle) ; évacuation immédiate vers un établissement médical.
L'ammoniac est une substance gazeuse qui dégage une odeur forte et désagréable. Quelles propriétés possède-t-il et avec quelles substances réagit-il ?
Structure moléculaire
La formule électronique de l'ammoniac est la suivante :
Riz. 1. Formule électronique d'ammoniac.
Sur les quatre paires d’électrons de l’atome d’azote, trois sont partagées et une est isolée. La formation de la molécule NH 3 implique trois électrons p non appariés de l'atome d'azote, dont les orbitales électroniques sont mutuellement perpendiculaires, et les électrons 1s de trois atomes d'hydrogène. La molécule a la forme d'une pyramide régulière : dans les coins du triangle se trouvent des atomes d'hydrogène, et au sommet de la pyramide se trouve un atome d'azote. Angle entre les liaisons H-N-H est égal 107,78 degrés.
Propriétés physiques
L'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur âcre caractéristique. Le point d'ébullition de l'ammoniac est de -33,4 degrés Celsius et le point de fusion est de -77,8 degrés.
L'ammoniac est très soluble dans l'eau (à 20 degrés, jusqu'à 700 volumes d'ammoniac se dissolvent dans 1 volume d'eau). La solution concentrée a une densité d'ammoniac de 0,91 g/cm3.
Une solution d’ammoniaque dans l’eau est appelée eau ammoniaquée ou ammoniaque. Lors de l'ébullition, l'ammoniac dissous s'évapore de la solution.
Riz. 2. Ammoniac.
L'ammoniac est un peu moins soluble dans les solvants organiques (alcool, acétone, chloroforme, benzène). L'ammoniac dissout bien de nombreuses substances contenant de l'azote.
L'ammoniac liquide a une chaleur d'évaporation élevée (à -50 degrés 145 kJ/kg, à 0 degrés 1 260 kJ/kg, à 50 degrés 1 056 kJ/kg).
La masse molaire et le poids moléculaire de l'ammoniac est 17
Propriétés chimiques
Chimiquement, l'ammoniac est très actif. les réactions auxquelles participe l'ammoniac s'accompagnent soit d'un changement de l'état d'oxydation de l'azote, soit de la formation d'un type particulier de liaison covalente. Haute solubilité substance chimique dans l'eau est due à la formation de liaisons hydrogène entre leurs molécules.
L'ammoniac peut réagir avec les substances suivantes :
- Lorsqu'il interagit avec les acides, l'ammoniac les neutralise, formant ainsi des sels d'ammonium :
NH 3 +HCl=NH 4 Cl
- Lorsqu'il réagit avec des halogènes, l'ammoniac est généralement oxydé en azote libre :
8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br
- Lorsqu'il est mélangé à l'oxygène, l'ammoniac brûle avec une flamme jaune verdâtre :
4NH 3 +3O 2 =6H 2 O+2N 2
- lorsqu'il est chauffé, l'ammoniac réduit l'oxyde de cuivre (II) et est lui-même oxydé en azote libre :
3CuO+2NH3 =3Cu+N2 +3H2O
– grâce à cette réaction, vous pouvez obtenir de l’oxygène en laboratoire.
Réception et utilisation
En laboratoire, l'ammoniac est obtenu en chauffant du chlorure d'ammonium NH 4 Cl avec de la chaux éteinte Ca (OH) 2 :
2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 =CaCl+2NH 3 +2H 2 O
– l'ammoniac libéré contient de la vapeur d'eau.
Dans l'industrie, l'ammoniac est produit à partir d'azote et d'hydrogène. La réaction de synthèse de l'ammoniac se déroule avec un dégagement de chaleur et une diminution de volume :
N2 +3H2 =2NH3
La température nécessaire à la synthèse de l'ammoniac est atteinte en préchauffant le mélange azote-hydrogène et en libérant la chaleur de réaction. Le catalyseur de la synthèse de l’ammoniac est du fer spongieux activé par certains métaux. Le sulfure d'hydrogène, l'oxygène, l'oxyde et le dioxyde de carbone, les vapeurs et autres mélanges contenus dans le mélange azote-hydrogène réduisent fortement l'activité du catalyseur. La synthèse est réalisée à une température de 500-550 degrés et une pression de 15 à 100 MPa.
Le schéma de l'usine de synthèse d'ammoniac ressemble à ceci :
Riz. 3. Schéma de production d'ammoniac.
La majeure partie de l'ammoniac synthétisé dans l'industrie est utilisée pour produire de l'acide nitrique et d'autres substances contenant de l'azote. Son utilisation dans les unités de réfrigération est basée sur une liquéfaction facile et une évaporation ultérieure avec absorption de chaleur.
Les solutions aqueuses d'ammoniac sont utilisées dans les laboratoires et les industries chimiques comme base faible et hautement volatile. Les solutions aqueuses sont également utilisées en médecine et dans la vie quotidienne.
Qu'avons-nous appris ?
L'étude de l'ammoniac est obligatoire cours scolaire chimie. L'ammoniac est un composé chimique qui contient de l'azote et de l'hydrogène. Le gaz est une substance incolore avec une odeur prononcée et réagit avec les acides, l'eau, les halogènes, l'oxygène et d'autres substances complexes et simples.
Test sur le sujet
Évaluation du rapport
Note moyenne: 4.7. Total des notes reçues : 121.
