- la concentration moyenne incapacitante (ICt50) assure l'incapacité de 50 % des personnes concernées ;
- concentration seuil moyenne (PCt50) - provoque des symptômes initiaux de dommages chez 50% des personnes touchées (g min / m3);
- la dose létale moyenne (LDt50) lorsqu'elle est injectée dans l'estomac - entraîne la mort de 50% des personnes atteintes après une seule injection dans l'estomac (mg/kg).
Pour évaluer le degré de toxicité de l'action de résorption cutanée de l'AHOV, les valeurs de la toxodose létale moyenne (LDt50) et de la toxodose seuil moyenne (PDt50) sont utilisées. Unités de mesure - g / personne, mg / personne, ml / kg.
La dose létale moyenne avec une seule application sur la peau entraîne la mort de 50% des personnes touchées.
Propriétés physiques et chimiques de l'ammoniac
Lors de l'évaluation du danger potentiel des produits chimiques, il est nécessaire de prendre en compte non seulement la toxicité, mais aussi propriétés physicochimiques caractérisant leur comportement dans l'atmosphère, au sol et dans l'eau. En particulier, le paramètre physique le plus important qui détermine la nature du comportement des substances toxiques par inhalation lors des émissions (déversements) est la concentration maximale de ses vapeurs dans l'air. En toxicologie industrielle, on utilise un indicateur qui prend en compte à la fois les propriétés toxiques et la volatilité des substances - le coefficient de possibilité d'empoisonnement par inhalation (KVIO). Ce coefficient est égal au rapport de la concentration maximale possible de vapeurs d'une substance à 20°C sur sa concentration létale (tableau A. 4.1)
Selon certaines de ses propriétés (point d'ébullition -33°C, température critique -132°C), l'ammoniac s'apparente au chlore. Tout comme le chlore, l'ammoniac est idéalement stocké sous forme liquéfiée. Dépendances pression de vapeur - température et fraction de liquide s'évaporant instantanément dans l'approximation adiabatique, la température pour l'ammoniac et pour le chlore sont très proches. Cependant, l'ammoniac est principalement transporté sous forme de liquide réfrigéré (dans des camions frigorifiques). Notez qu'aux États-Unis, il existe des pipelines par lesquels l'ammoniac est transporté à travers le pays.
Valeur industrielle de l'ammoniac et ses domaines d'application
En termes de production, l'ammoniac est l'une des premières places. Environ 100 millions de tonnes de ce composé sont produites chaque année dans le monde. L'ammoniac est utilisé pour produire de l'acide nitrique (HNO3), qui est utilisé pour fabriquer des engrais et une variété d'autres produits ; sels azotés [(NH4)2SO4, NH4NO3, NaNO3, Ca(NO3)2], urée, acide cyanhydrique.
L'ammoniac est également utilisé dans la production de soude par la méthode à l'ammoniac, en synthèse organique, pour la préparation de solutions aqueuses (ammoniac), qui sont utilisées dans diverses applications dans l'industrie chimique et la médecine. L'ammoniac liquide, ainsi que ses solutions aqueuses, sont utilisés comme engrais liquides. L'ammoniac est un bon solvant pour une classe importante de composés contenant de l'azote. De grandes quantités d'ammoniac sont utilisées pour l'ammoniation du superphosphate.
L'évaporation de l'ammoniac se produit avec l'absorption d'une quantité importante de chaleur environnement. Par conséquent, l'ammoniac est également utilisé comme réfrigérant bon marché dans les systèmes de réfrigération industriels. Dans ce cas, l'ammoniac liquide doit être conforme aux exigences de GOST 6221 - 90 "Ammoniac technique liquide". Comme réfrigérant, on utilise de l'ammoniac liquide de qualité technique A. Dans ce cas, la teneur en eau ne doit pas dépasser 0,1 %.
L'ammoniac est également utilisé pour produire des fibres synthétiques telles que le nylon et le kapron. Dans l'industrie légère, il est utilisé dans le nettoyage et la teinture du coton, de la laine et de la soie. Dans l'industrie pétrochimique, l'ammoniac est utilisé pour neutraliser les déchets acides, et dans l'industrie du caoutchouc naturel, l'ammoniac aide à préserver le latex pendant son transport de la plantation à l'usine. Dans l'industrie sidérurgique, l'ammoniac est utilisé pour la nitruration - saturation des couches superficielles de l'acier avec de l'azote, ce qui augmente considérablement sa dureté.
Règles générales pour la conception et le fonctionnement en toute sécurité des groupes frigorifiques à l'ammoniac
Concepts généraux des groupes frigorifiques
Système de réfrigération - un ensemble de pièces contenant du réfrigérant et interconnectées qui forment un circuit de réfrigération fermé pour la circulation du réfrigérant afin de fournir et d'évacuer la chaleur.
Unité de réfrigération - unités, composants et autres composants du système de réfrigération et tous les équipements nécessaires à leur fonctionnement.
Système de réfrigération à absorption (ou adsorption) - un système dans lequel la production de froid est réalisée à la suite de l'évaporation du réfrigérant; L'absorbeur (adsorbeur) absorbe les vapeurs de fluide frigorigène, qui en sont ensuite libérées lorsqu'il est chauffé avec une augmentation de la pression partielle, puis se condensent sous cette pression lorsqu'il est refroidi.
Le réfrigérant (réfrigérant) est un milieu de travail utilisé dans un système de réfrigération qui absorbe la chaleur à basse température et pression et libère de la chaleur à température et pression plus élevées. Ce processus s'accompagne d'un changement de l'état d'agrégation de l'environnement de travail.
Réfrigérant - tout liquide utilisé pour transférer de la chaleur sans modifier son état d'agrégation.
Exigences pour la conception matérielle des unités de réfrigération
1) Dans l'installation frigorifique, des dispositifs doivent être prévus pour empêcher les gouttes d'ammoniac liquide de pénétrer dans la cavité d'aspiration des compresseurs.
2) L'unité d'évaporateur pour refroidir le réfrigérant doit comprendre un dispositif pour séparer les gouttelettes de liquide du mélange vapeur-liquide d'ammoniac et renvoyer le liquide séparé vers l'évaporateur.
3) Pour séparer la phase liquide du mélange vapeur-liquide en mouvement dans les systèmes de réfrigération à refroidissement direct, des récepteurs de circulation (ou de protection) sont prévus pour chaque point d'ébullition, combinant les fonctions d'un séparateur de liquide. Il est permis de prévoir à ces fins des séparateurs de liquide séparés reliés par des conduites à des récepteurs de circulation (de protection) qui ne combinent pas les fonctions d'un séparateur de liquide.
4) Le volume géométrique des récepteurs de circulation avec colonne montante, combinant les fonctions d'un séparateur de liquide, pour chaque température d'ébullition dans les circuits de pompage avec alimentation inférieure et supérieure en ammoniac vers les dispositifs de refroidissement doit être calculé à l'aide des formules indiquées dans.
5) Pour la libération d'urgence (réparation) d'ammoniac liquide des dispositifs, appareils, récipients et blocs de refroidissement, ainsi que pour l'élimination du condensat lors du dégel des dispositifs de refroidissement à vapeurs chaudes, il est nécessaire de prévoir un récepteur de drainage conçu pour recevoir l'ammoniac de l'appareil, de la cuve ou du bloc le plus gourmand en ammoniac.
6) Le volume géométrique du récepteur de drainage doit être déduit de la condition de remplissage à 80 % au maximum.
7) Le volume géométrique des récepteurs linéaires des unités de réfrigération ne doit pas être supérieur à 30% du volume géométrique total des dispositifs de refroidissement des locaux, de la partie ammoniac des appareils technologiques et des évaporateurs.
8) Pour les refroidisseurs avec charge d'ammoniac mesurée, un récepteur de ligne n'est pas fourni.
Un certain nombre de facteurs influencent le processus de production de la quantité optimale d'un produit chimique, ainsi que l'atteinte de sa qualité maximale. La production d'ammoniac dépend de la pression, de la température, de la présence d'un catalyseur, des substances utilisées et de la méthode d'extraction du matériau obtenu. Ces paramètres doivent être correctement équilibrés pour tirer le meilleur profit du processus de production.
Propriétés de l'ammoniac
À température ambiante et humidité de l'air normale, l'ammoniac est à l'état gazeux et a une odeur très répugnante. Il est doté d'un effet toxique et irritant sur les muqueuses du corps. La production et les propriétés de l'ammoniac dépendent de la participation de l'eau dans le processus, car cette substance est très soluble dans des conditions environnementales normales.
L'ammoniac est un composé d'hydrogène et d'azote. Le sien formule chimique- NH3.
ce Substance chimique agit comme un agent réducteur actif, à la suite duquel de l'azote libre est libéré à la suite de la combustion. L'ammoniac présente les caractéristiques des bases et des alcalis.
La réaction d'une substance avec de l'eau
Lorsque NH 3 est dissous dans l'eau, de l'eau ammoniaquée est obtenue. Maximum à température normale, 700 volumes d'ammoniac peuvent être dissous dans 1 volume d'un élément eau. Cette substance est connue sous le nom d'ammoniac et est largement utilisée dans l'industrie des engrais, dans les installations technologiques.
Le NH 3 obtenu par dissolution dans l'eau est partiellement ionisé dans ses qualités.
L'ammoniac est utilisé dans l'une des méthodes de laboratoire pour obtenir cet élément.
Obtention d'une substance en laboratoire
La première méthode pour obtenir de l'ammoniac consiste à porter l'ammoniac à ébullition, après quoi la vapeur résultante est séchée et la quantité requise est collectée. composé chimique. L'obtention d'ammoniac en laboratoire est également possible en chauffant de la chaux éteinte et du chlorure d'ammonium solide.
La réaction d'obtention de l'ammoniac est la suivante :
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Au cours de cette réaction, un précipité couleur blanche. Il s'agit du sel de CaCl 2 , et de l'eau et l'ammoniac souhaité se forment également. Pour effectuer le séchage de la substance requise, celle-ci est passée à travers un mélange de chaux en combinaison avec de la soude.
L'obtention d'ammoniac en laboratoire ne fournit pas la technologie la plus optimale pour sa production dans les quantités requises. Pendant de nombreuses années, les gens ont cherché des moyens d'extraire la substance à l'échelle industrielle.
Les origines de la mise en place des technologies de production
Au cours des années 1775-1780, des expériences ont été menées pour lier les molécules d'azote libres de l'atmosphère. Le chimiste suédois K. Shelle a trouvé une réaction qui ressemblait à
Na 2 CO 3 + 4C + N 2 \u003d 2NaCN + 3CO
Sur sa base, en 1895, N. Caro et A. Frank développèrent une méthode de liaison des molécules d'azote libre :
CaC 2 + N 2 \u003d CaCN 2 + C
Cette option nécessitait beaucoup d'énergie et n'était pas économiquement viable, elle a donc été abandonnée au fil du temps.
Une autre méthode assez coûteuse était le processus d'interaction entre les molécules d'azote et d'oxygène découvert par les chimistes anglais D. Priestley et G. Cavendish :
Demande croissante d'ammoniac
En 1870, ce produit chimique était considéré comme un produit indésirable de l'industrie du gaz et était pratiquement inutile. Cependant, après 30 ans, il est devenu très populaire dans l'industrie du coke.
Au début, le besoin accru d'ammoniac a été reconstitué en l'isolant du charbon. Mais avec une multiplication par 10 de la consommation de la substance, des travaux pratiques ont été menés pour trouver des moyens de l'extraire. La production d'ammoniac a commencé à être introduite en utilisant les réserves d'azote atmosphérique.
Le besoin de substances à base d'azote a été observé dans presque tous les secteurs connus de l'économie.
Trouver des moyens de répondre à la demande industrielle
L'humanité a parcouru un long chemin pour mettre en œuvre l'équation de la production de matière :
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
La production d'ammoniac dans l'industrie a été réalisée pour la première fois en 1913 par synthèse catalytique à partir d'hydrogène et d'azote. La méthode a été découverte par F. Gaber en 1908.
La technologie ouverte a résolu un problème de longue date pour de nombreux scientifiques différents pays. Jusqu'à présent, il n'était pas possible de lier l'azote sous forme de NH 3 . Ce processus chimique s'appelle la réaction cyanamide. Lorsque la température de la chaux et du carbone a été augmentée, la substance CaC 2 (carbure de calcium) a été obtenue. En chauffant de l'azote, on a obtenu du cyanamide calcique CaCN 2 , à partir duquel de l'ammoniac a été libéré par hydrolyse.
Mise en œuvre de technologies pour la production d'ammoniac
Obtenir NH 3 dans échelle globale la consommation industrielle débute avec l'achat d'un brevet sur les technologies de F. Haber par A. Mittasch, un représentant de la souderie de Baden. Début 1911, la synthèse d'ammoniac dans une petite usine devient régulière. K. Bosch a créé un grand appareil de contact basé sur les développements de F. Haber. C'était l'équipement d'origine assurant le procédé de récupération de l'ammoniac par synthèse à l'échelle de la production. K. Bosch a repris toute la direction sur cette question.
L'économie des coûts énergétiques impliquait la participation de certains catalyseurs aux réactions de synthèse.
Un groupe de scientifiques travaillant à la recherche de composants adaptés a proposé ce qui suit : un catalyseur de fer, auquel ont été ajoutés des oxydes de potassium et d'aluminium, et qui est toujours considéré comme l'un des meilleurs fournissant de l'ammoniac dans l'industrie.
Le 9 septembre 1913, la première usine au monde utilisant la technologie de synthèse catalytique a commencé ses travaux. Les capacités de production ont été progressivement augmentées et à la fin de 1917, 7 000 tonnes d'ammoniac étaient produites par mois. Au cours de la première année d'exploitation de l'usine, ce chiffre n'était que de 300 tonnes par mois.
Par la suite, tous les autres pays ont également commencé à utiliser la technologie de synthèse utilisant des catalyseurs, qui, par essence, ne différait pas beaucoup de la technique Haber-Bosch. L'utilisation de processus à haute pression et à circulation s'est produite dans tout processus technologique.
Mise en œuvre de la synthèse en Russie
En Russie, la synthèse a également été utilisée à l'aide de catalyseurs permettant la production d'ammoniac. La réaction ressemble à ceci :
En Russie, la toute première usine de synthèse d'ammoniac a commencé ses travaux en 1928 à Tchernorechensk, puis des installations de production ont été construites dans de nombreuses autres villes.
Les travaux pratiques sur l'obtention d'ammoniac ne cessent de prendre de l'ampleur. Entre 1960 et 1970, la synthèse a été multipliée par près de 7.
Dans le pays, pour réussir la production, la collecte et la reconnaissance de l'ammoniac, des substances catalytiques mixtes sont utilisées. L'étude de leur composition est réalisée par un groupe de scientifiques dirigé par S. S. Lachinov. C'est ce groupe qui a trouvé les matériaux les plus efficaces pour la technologie de synthèse.
La cinétique du processus est également constamment étudiée. Les développements scientifiques dans ce domaine ont été réalisés par M. I. Temkin, ainsi que par ses employés. En 1938, ce scientifique, avec son collègue V. M. Pyzhev, a fait une découverte importante, améliorant la production d'ammoniac. L'équation de la cinétique de synthèse, compilée par ces chimistes, est maintenant utilisée dans le monde entier.
Processus de synthèse moderne
Le processus d'obtention d'ammoniac à l'aide d'un catalyseur, utilisé dans la production actuelle, est réversible. Par conséquent, la question du niveau optimal de l'impact des indicateurs sur la réalisation du rendement maximal des produits est très pertinente.
Le processus se déroule à haute température : 400-500 ˚С. Un catalyseur est utilisé pour assurer la vitesse de réaction requise. La production moderne de NH 3 implique l'utilisation de haute pression - environ 100-300 atm.
Avec l'utilisation d'un système de circulation, il est possible d'obtenir une masse suffisamment importante de matières premières converties en ammoniac.
Fabrication moderne
Le système d'exploitation de toute usine d'ammoniac est assez complexe et comprend plusieurs étapes. La technologie pour obtenir la substance souhaitée est réalisée en 6 étapes. Lors de la synthèse, l'ammoniac est obtenu, collecté et reconnu.
La première étape consiste en l'extraction du soufre du gaz naturel à l'aide d'un désulfurateur. Cette manipulation est nécessaire en raison du fait que le soufre est un poison catalytique et tue le catalyseur au nickel au stade de l'extraction de l'hydrogène.
La deuxième étape est la conversion du méthane, qui se déroule avec l'utilisation d'une température et d'une pression élevées à l'aide d'un catalyseur au nickel.
Au troisième stade, une combustion partielle de l'hydrogène dans l'oxygène atmosphérique se produit. En conséquence, un mélange de vapeur d'eau, de monoxyde de carbone et d'azote est produit.
Dans la quatrième étape, une réaction de déplacement a lieu, qui a lieu avec différents catalyseurs et deux différents conditions de température. Initialement, Fe 3 O 4 est utilisé et le processus se déroule à une température de 400 ˚С. Dans la deuxième étape, un catalyseur au cuivre plus efficace est impliqué, ce qui permet une production à basse température.
La cinquième étape suivante implique l'élimination du monoxyde de carbone (VI) inutile du mélange gazeux en appliquant la technologie d'absorption avec une solution alcaline.
Au stade final, le monoxyde de carbone (II) est éliminé en utilisant la réaction de conversion de l'hydrogène en méthane à travers un catalyseur au nickel et une température élevée.
Le mélange gazeux obtenu à la suite de toutes les manipulations contient 75 % d'hydrogène et 25 % d'azote. Il est comprimé sous haute pression puis refroidi.
Ce sont ces manipulations qui sont décrites par la formule de libération d'ammoniac :
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 kJ
Bien que ce procédé ne semble pas très compliqué, toutes les étapes ci-dessus pour sa mise en œuvre indiquent la complexité de l'obtention d'ammoniac à l'échelle industrielle.
La qualité du produit final est affectée par l'absence d'impuretés dans la matière première.
Après avoir parcouru un long chemin d'une petite expérience en laboratoire à une production à grande échelle, la production d'ammoniac est aujourd'hui une branche recherchée et indispensable de l'industrie chimique. Ce processus est constamment amélioré, garantissant qualité, économie et quantité requise produit pour chaque cellule de l'économie nationale.
Le composé hydrogène volatil caractéristique de l'azote est l'ammoniac. En importance dans l'industrie chimique inorganique et chimie inorganique l'ammoniac est le composé hydrogène le plus important de l'azote. À sa manière nature chimique c'est du nitrure d'hydrogène H 3 N. Dans la structure chimique de l'ammoniac, les orbitales hybrides sp 3 de l'atome d'azote forment trois liaisons σ avec trois atomes d'hydrogène, qui occupent trois sommets d'un tétraèdre légèrement déformé.
Le quatrième sommet du tétraèdre est occupé par la seule paire d'électrons de l'azote, qui assure l'insaturation chimique et la réactivité des molécules d'ammoniac, ainsi qu'un grand moment électrique du dipôle.
Dans des conditions normales, l'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur piquante. Il est toxique : il irrite les muqueuses et l'intoxication aiguë provoque des lésions oculaires et une pneumonie. En raison de la polarité des molécules et de la constante diélectrique assez élevée, l'ammoniac liquide est un bon solvant. Les métaux alcalins et alcalino-terreux, le soufre, le phosphore, l'iode, de nombreux sels et acides se dissolvent bien dans l'ammoniac liquide. En termes de solubilité dans l'eau, l'ammoniac est supérieur à tout autre gaz. Cette solution est appelée eau ammoniacale, ou ammoniaque. L'excellente solubilité de l'ammoniac dans l'eau est due à la formation de liaisons hydrogène intermoléculaires.
L'ammoniac a les principales propriétés:
Interaction de l'ammoniac avec l'eau :
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Interaction avec les halogénures d'hydrogène :
NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl
Interaction avec les acides (en conséquence, des sels moyens et acides se forment):
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 phosphate d'ammonium
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 hydrogénophosphate d'ammonium
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 dihydrogénophosphate d'ammonium
L'ammoniac interagit avec les sels de certains métaux pour former des composés complexes - ammoniates :
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 sulfate de cuivre tétraammine (II)
AgCl+ 2NH 3 → Cl chlorure d'argent diamamine (je)
Toutes les réactions ci-dessus sont des réactions d'addition.
Propriétés redox :
Dans la molécule d'ammoniac NH 3, l'azote a un état d'oxydation de -3, par conséquent, dans les réactions redox, il ne peut donner que des électrons et n'est qu'un agent réducteur.
L'ammoniac restitue certains métaux à partir de leurs oxydes :
2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O
L'ammoniac en présence d'un catalyseur est oxydé en monoxyde d'azote NO :
4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O
L'ammoniac est oxydé par l'oxygène sans catalyseur en azote :
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
21. Composés hydrogènes d'halogènes. 22. Acides halohydriques.
Les halogénures d'hydrogène sont des gaz incolores à odeur piquante, facilement solubles dans l'eau.Le fluorure d'hydrogène est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. La grande solubilité de ces composés dans l'eau permet d'obtenir des solutions concentrées.
Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les halogénures d'hydrogène se dissocient sous forme d'acides. HF fait référence à des composés faiblement dissociés, ce qui s'explique par la force particulière de la liaison. Les solutions restantes d'halogénures d'hydrogène font partie des acides forts. HF - acide fluorhydrique (fluorhydrique) HCl - acide chlorhydrique (chlorhydrique) HBr - acide bromhydrique HI - acide iodhydrique
La force des acides de la série HF - HCl - HBr - HI augmente, ce qui s'explique par une diminution dans le même sens de l'énergie de liaison et une augmentation de la distance internucléaire. HI est le plus fort des acides halohydriques.
La polarisabilité augmente du fait que l'eau polarise davantage la liaison, dont la longueur est plus longue. Les sels d'acides halohydriques sont respectivement nommés fluorures, chlorures, bromures, iodures.
Propriétés chimiques des acides halohydriques
Sous forme sèche, les halogénures d'hydrogène n'agissent pas sur la plupart des métaux.
1. Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène ont les propriétés des acides sans oxygène. Interagir vigoureusement avec de nombreux métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; les métaux qui sont dans la série électrochimique des tensions des métaux après l'hydrogène ne sont pas affectés. Interagir avec certains sels et gaz.
L'acide fluorhydrique détruit le verre et les silicates :
SiO2+4HF=SiF4+2Н2O
Par conséquent, il ne peut pas être stocké dans de la verrerie.
2. Dans les réactions redox, les acides halohydriques se comportent comme des agents réducteurs et l'activité réductrice dans les séries Cl-, Br-, I- augmente.
Reçu
Le fluorure d'hydrogène est produit par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le spath fluor :
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Le chlorure d'hydrogène est obtenu par interaction directe de l'hydrogène avec le chlore :
C'est une manière synthétique d'obtenir.
La méthode au sulfate est basée sur la réaction de l'acide sulfurique concentré avec du NaCl.
Avec un léger chauffage, la réaction se poursuit avec la formation de HCl et de NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
À une température plus élevée, la deuxième étape de la réaction se déroule :
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Mais HBr et HI ne peuvent pas être obtenus de la même manière, car leurs composés avec des métaux, lorsqu'ils interagissent avec de l'acide sulfurique concentré, sont oxydés, tk. I- et Br- sont des agents réducteurs puissants.
2NaBr-1+2H2S+6O4(c)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O
Le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène sont obtenus par hydrolyse de PBr3 et PI3 : PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3
L'ammoniac est un composé d'hydrogène volatil (nitrure d'hydrogène) qui joue un rôle de premier plan dans l'industrie moderne.
Bien qu'il n'ait été découvert qu'au XVIIIe siècle, il est connu de l'homme depuis des temps immémoriaux. Une solution aqueuse d'ammoniac est de l'ammoniac. Cette substance se trouve dans les produits de décomposition des organismes vivants et dans l'urine. Par conséquent, lors de la décomposition de la matière organique (restes de plantes, d'animaux), de l'ammoniac est libéré, ce qui donne lieu à une forte odeur de décomposition (ammoniac).
Histoire de l'ammoniac
L'ammoniac a été découvert à la fin du XVIIIe siècle par le chimiste britannique Joseph Priestley, l'un des fondateurs de chimie moderne, qui a également fait de nombreux découvertes importantes dans d'autres domaines scientifiques (physique, biologie, optique).
Par exemple, dans les listes de ses inventions, il y a : l'eau pétillante, pour laquelle il a reçu la médaille de la Royal Society de Londres, et la gomme bien connue (avant, tout le monde utilisait du pain pour effacer le graphite).
Il est indéniable que Joseph Priestley a apporté une énorme contribution à la chimie, en particulier dans le domaine des gaz, mais il a fait beaucoup de ses réalisations par accident.
Joseph Priestley a obtenu de l'ammoniac en chauffant du chlorure d'ammonium (ammoniac) avec de l'hydroxyde de calcium (chaux éteinte), puis en collectant le gaz dégagé dans un bain de mercure.
Le bain de mercure est un appareil spécial conçu par Priestley pour concentrer les gaz. A température ambiante, le mercure est un liquide haute densité ce qui l'empêche d'absorber les gaz. Leur scientifique a facilement isolé des substances en chauffant à la surface du mercure.
Équation d'ammoniac :
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = NH 3 + CaCl 2.
Après la découverte de l'ammoniac par Joseph Priestley, son étude ne s'est pas arrêtée.
En 1784, la composition de cette substance fut établie par le chimiste Louis Berthollet, qui la décomposa en ses éléments d'origine au moyen d'une décharge électrique.
Il a reçu le nom "ammoniac" déjà en 1787 du nom latin d'ammoniac, et le nom "ammoniac", que nous avons l'habitude d'utiliser, a été introduit par Yakov Dmitrievich Zakharov en 1801.
Mais voici ce qui est intéressant. Cent ans avant Joseph Priestley et sa découverte de l'ammoniac, le scientifique Robert Boyle a observé un phénomène dans lequel un bâtonnet préalablement imbibé d'acide chlorhydrique se mettait à fumer lorsqu'il était approché du gaz dégagé lors de la combustion du fumier. En effet, l'acide et l'ammoniac ont réagi et ses produits contenaient du chlorure d'ammonium, dont les particules ont créé la fumée. Il s'avère que l'ammoniac a été détecté par des méthodes expérimentales il y a longtemps, mais sa présence dans le monde a été prouvée bien plus tard.
Composition de la molécule
La molécule d'ammoniac (NH 3) a la forme d'un tétraèdre avec un atome d'azote au sommet. Il contient quatre nuages d'électrons qui se chevauchent le long de la ligne de liaison, par conséquent, la molécule ne contient que des liaisons sigma. Comparé à l'hydrogène, l'azote a une électronégativité plus élevée, de sorte que les paires d'électrons communes dans la molécule sont déplacées vers lui. Et comme il y a des liaisons simples partout dans l'ammoniac, le type d'hybridation est sp 3 et l'angle entre les nuages d'électrons est de 109 degrés.
Comment avoir
Environ 100 millions de tonnes d'ammoniac sont produites chaque année dans le monde, ce processus peut donc être considéré à juste titre comme l'un des plus importants au monde. Il est libéré sous forme liquide ou sous forme de solution à vingt-cinq pour cent.
Il existe les moyens suivants pour l'obtenir :
1. Dans l'industrie, l'ammoniac est produit par la synthèse d'azote et d'hydrogène, qui s'accompagne d'un dégagement de chaleur. De plus, cette réaction ne peut avoir lieu qu'à haute température, pression et en présence d'un catalyseur qui, tout en accélérant une réaction faible, n'y entre pas lui-même.
Équation de la réaction d'ammoniac :
N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q
2. L'ammoniac peut être obtenu lors de la cokéfaction du charbon.
En fait, il n'y a pas d'ammoniac dans le charbon, mais il contient de nombreux composés organiques, qui contiennent de l'azote et de l'hydrogène. Et avec un fort chauffage du charbon (pyrolyse), ces composants forment de l'ammoniac, qui sort comme sous-produit.
3. En laboratoire, l'ammoniac est produit en chauffant du chlorure d'ammonium et de l'hydroxyde de calcium :
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
4. Ou en chauffant du chlorure d'ammonium avec un alcali concentré :
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O
Application
L'ammoniac est une substance irremplaçable et vraiment nécessaire, sans laquelle l'industrie mondiale ralentirait son mouvement. Son champ d'application est large : il intervient dans tous les processus de production humaine, depuis les usines et les laboratoires jusqu'à la médecine. Ses avantages sont qu'il est respectueux de l'environnement et qu'il s'agit d'un produit assez bon marché.
Applications de l'ammoniac :
- Industrie chimique. Il est utilisé dans la production d'engrais, de polymères, d'acide nitrique, d'explosifs, comme solvant (ammoniac liquide).
- Unités de réfrigération. L'ammoniac s'évapore avec l'absorption un grand nombre chaleur de l'environnement, car il possède certaines propriétés thermodynamiques. Les systèmes de réfrigération basés sur son utilisation sont plus qu'efficaces, c'est pourquoi il s'agit du principal réfrigérant de l'industrie.
- La médecine. L'ammoniaque ou une solution d'ammoniaque à 10% est utilisée pour éliminer les évanouissements (l'irritation des récepteurs de la muqueuse nasale stimule la respiration), traiter les mains du chirurgien, provoquer des vomissements, etc.
- Industrie textile. Avec son aide, des fibres synthétiques sont obtenues. L'ammoniac est également utilisé pour nettoyer ou teindre divers tissus.
Propriétés physiques
Voilà quelque propriétés physiques inhérent à l'ammoniac :
- Dans des conditions normales, c'est un gaz.
- Incolore.
- A une odeur piquante.
- Toxique et hautement toxique.
- Dissolvons très bien dans l'eau (un volume d'eau sur sept cents volumes d'ammoniaque) et un certain nombre matière organique.
- Le point de fusion est de -80 °C.
- Le point d'ébullition est d'environ -36°C.
- Il est explosif et inflammable.
- Environ deux fois plus léger que l'air.
- A une molécule réseau cristallin, respectivement, il est fusible et fragile.
- La masse molaire de l'ammoniac est de 17 grammes/mol.
- Lorsqu'il est chauffé dans un environnement d'oxygène, il se décompose en eau et en azote.
Propriétés chimiques de l'ammoniac
L'ammoniac est un agent réducteur puissant, car l'état d'oxydation de l'azote dans la molécule est minime. Il est également capable de propriétés oxydantes, ce qui arrive beaucoup moins fréquemment.
Réactions avec l'ammoniac :
- Avec les acides, l'ammoniac forme des sels d'ammonium, qui se décomposent lorsqu'ils sont chauffés. DE acide hydrochlorique l'ammoniac est le chlorure d'ammonium, et avec le sulfate d'ammonium sulfurique.
NH3 + HCL = NH4CL
NH 3 + H 2 SO4 \u003d (NH 4) 2 SO 4
- Lorsqu'il est chauffé, l'oxygène forme de l'azote et, avec la participation d'un catalyseur (Pt), de l'oxyde nitrique est obtenu.
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
- Un hydrate d'ammoniaque instable se forme avec l'eau.
NH 3 + H 2 O \u003d NH 3 × H 2 O
L'ammoniac est capable de présenter des propriétés alcalines. Par conséquent, lorsqu'il interagit avec l'eau, il forme une base faible - NH 4 OH. Mais en fait, un tel composé n'existe pas, la formule doit donc s'écrire comme suit : NH 3 × H 2 O.
avec des oxydes métalliques.
2NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O
- avec des halogènes.
8NH 3 + 3Cl 2 \u003d N 2 + 6NH 4 Cl
- avec des sels métalliques.
3NH 3 + ZN 2 O + AlCl 3 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Composés d'ammoniac
Il existe plusieurs types substances complexes formé lors de l'interaction avec l'ammoniac :
- Sels d'ammonium. Ils se forment à la suite des réactions de l'ammoniac avec les acides et se décomposent lorsqu'ils sont chauffés.
- Amides. Ce sont des sels qui sont obtenus en agissant sur les métaux alcalins avec de l'ammoniac.
- Hydrazine. Il s'agit d'une substance obtenue à la suite de l'oxydation de l'ammoniac avec de l'hypochlorite de sodium en présence de gélatine.
- Amines. L'ammoniac réagit avec les haloalcanes par une réaction d'addition, formant des sels.
- Ammoniac. L'ammoniac forme des sels complexes avec les sels d'argent et de cuivre.
Rôle biologique
L'ammoniac est une substance formée dans les organismes des êtres vivants au cours du métabolisme, qui est un produit du métabolisme de l'azote en eux. En physiologie animale, un rôle important lui est attribué, mais il a une forte toxicité pour les organismes et n'y est presque pas contenu sous sa forme pure. La majeure partie est transformée par le foie en une substance inoffensive - l'urée, ou comme on l'appelle aussi urée.
Il aide également à neutraliser les acides qui pénètrent dans le corps avec de la nourriture, en maintenant l'équilibre acido-basique du sang.
L'ammoniac est une importante source d'azote pour les plantes. Ils l'absorbent principalement du sol, mais c'est un processus très laborieux et inefficace. Certaines plantes sont capables d'accumuler de l'azote contenu dans l'atmosphère à l'aide d'enzymes spéciales - les nitrogénases. Ils transforment ensuite l'azote en composés qui leur sont utiles, comme les protéines et les acides aminés.
États agrégés
L'ammoniac peut se trouver dans différents états d'agrégation :
- Il se présente sous la forme d'un gaz incolore avec une odeur piquante désagréable dans des conditions normales.
- De plus, il peut très bien se dissoudre dans l'eau, il peut donc être stocké sous forme de solution aqueuse avec une certaine concentration. Il se liquéfie et devient liquide sous l'effet de la pression et d'un refroidissement extrême.
- L'ammoniac a un état solide dans lequel il apparaît sous forme de cristaux cubiques incolores.
Empoisonnement à l'ammoniac
Comme mentionné ci-dessus, l'ammoniac est une substance extrêmement toxique et toxique. Il appartient à la quatrième classe de danger.
L'empoisonnement avec ce gaz s'accompagne d'une violation de nombreux processus corporels:
- Premièrement, le système nerveux est affecté et la consommation d'oxygène est réduite. cellules nerveuses.
- En pénétrant dans le pharynx, puis la trachée et les bronches, l'ammoniac se dépose sur les muqueuses, se dissout, formant un alcali, qui commence à nuire au corps, provoquant des brûlures internes, détruisant les tissus et les cellules.
- Cette substance a également un effet destructeur sur les composants gras qui, sous une forme ou une autre, font partie de tous les organes humains.
- Les systèmes cardiovasculaire et endocrinien tombent sous l'influence, leur travail est perturbé.
Après contact avec l'ammoniac, presque tout le corps humain, ses tissus et organes internes souffrent et le processus de la vie s'aggrave.
Le plus souvent, des cas d'empoisonnement avec ce gaz surviennent dans les industries chimiques à la suite de sa fuite, mais ils peuvent également être empoisonnés à la maison, par exemple, si le récipient contenant de l'ammoniac n'est pas bien fermé et que ses vapeurs s'accumulent dans la pièce.
L'empoisonnement peut se produire même lorsque, dans un état d'évanouissement, un tampon imbibé d'ammoniaque est porté au nez d'une personne. Si la victime est autorisée à le sentir pendant plus de cinq secondes, le risque d'intoxication est élevé, de sorte que l'ammoniac doit toujours être manipulé avec une extrême prudence.
Symptômes d'empoisonnement
Voici quelques-uns des signes d'empoisonnement à l'ammoniac :
- Toux sévère, difficulté à respirer.
- Brûlure dans les yeux, larmoiement, réaction douloureuse à la lumière vive.
- Brûlure dans la bouche et le nasopharynx.
- Vertiges, maux de tête.
- Douleurs abdominales, vomissements.
- Diminution du seuil auditif.
- En cas d'intoxication plus grave, possible : perte de conscience, convulsions, arrêt respiratoire, insuffisance cardiaque aiguë. La combinaison de violations peut entraîner la victime dans le coma.
Prévention en cas d'intoxication
Les premiers secours dans ce cas consistent en quelques étapes simples. Vous devez d'abord emmener la victime Air frais rincer son visage et ses yeux à l'eau courante. Même ceux qui n'étaient pas très bons en chimie le savent depuis l'école : l'alcali est neutralisé par l'acide, il faut donc rincer la bouche et le nez à l'eau additionnée de jus de citron ou de vinaigre.
Si la personne empoisonnée a perdu connaissance, vous devez la coucher sur le côté en cas de vomissements, et si le pouls et la respiration s'arrêtent, faites un massage cardiaque et une respiration artificielle.
Conséquences de l'empoisonnement
Après une intoxication à l'ammoniac, une personne peut s'attendre à des conséquences irréversibles très graves. Tout d'abord, le système nerveux central souffre, ce qui entraîne un certain nombre de complications :
- Le cerveau cesse de remplir pleinement ses fonctions et commence à faiblir, à cause de cela, l'intelligence diminue, apparaît maladie mentale, amnésie, tics nerveux.
- La sensibilité de certaines parties du corps diminue.
- Le travail de l'appareil vestibulaire est perturbé. Pour cette raison, une personne ressent des vertiges constants.
- Les organes de l'ouïe commencent à perdre leur capacité de travail, ce qui conduit à la surdité.
- Avec des dommages aux couvertures oculaires, la vision et sa netteté sont réduites, en pire cas la cécité attend la victime.
- Le début de la mort. Cela dépend de la concentration de gaz dans l'air et de la quantité de vapeur d'ammoniac pénétrée dans le corps.
Connaître et suivre les mesures de sécurité prescrites signifie se protéger du risque d'une menace propre vie ou pire sort - invalidité, perte d'audition ou de vision.
2 N H 3 + N une O C l ⟶ N 2 H 4 + N une 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 - les halogénures d'azote (chlorure d'azote, iodure d'azote).
- Avec les haloalcanes, l'ammoniac entre dans une réaction d'addition nucléophile, formant un ion ammonium substitué (méthode d'obtention d'amines):
- Avec les acides carboxyliques, leurs anhydrides, halogénures d'acides, esters et autres dérivés donnent des amides. 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 » (air alcalin en anglais). Onze ans plus tard, en 1785, K. Berthollet établit l'exacte composition chimique ammoniac. Depuis cette époque, des recherches ont commencé 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 stocks de salpêtre s'est aggravé à la fin du XIXe siècle. Ce n'est qu'au début du XXe siècle qu'il a été possible d'inventer un procédé de synthèse d'ammoniac adapté à l'industrie. Cela a été réalisé par F. Haber, qui a commencé à travailler sur ce problème en 1904 et en 1909 avait créé un petit appareil de contact dans lequel il utilisait une pression accrue (conformément au principe de Le Chatelier) et un catalyseur à l'osmium. Le 2 juillet 1909, Haber organisa des tests de l'appareil en présence de K. Bosch et A. Mittash, tous deux de l'usine d'aniline et de soude de Baden (BASF), et reçut de l'ammoniac. En 1911, C. Bosch a créé une version à grande échelle de l'appareil pour BASF, puis il a été construit et le 9 septembre 1913, la première usine de synthèse d'ammoniac au monde a été mise en service, située à Oppau (maintenant un district dans la ville de Ludwigshafen am Rhein) et détenue par 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 obtenu en 1928 à l'usine chimique Chernorechensky.
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 déjections animales se décompose particulièrement rapidement. L'un des produits de dégradation est l'ammoniac. Selon d'autres sources, l'ammoniac tire son nom de l'ancien mot égyptien amonien. Les soi-disant gens adorant le dieu Amon. Lors de leurs rites rituels, ils reniflaient de l'ammoniac NH 4 Cl qui, lorsqu'il est chauffé, évapore l'ammoniac.
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 une + 2 N H 3 → 2 N une N H 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+2NH_(3)\rightarrow 2NaNH_(2)+H_(2))))Les amides métalliques issus de la réaction avec l'ammoniac contiennent l'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 en passant de Li à Cs. La réaction est fortement accélérée en présence même de petites impuretés de H 2 O.
Les solutions métal-ammoniac ont une conductivité électrique métallique; en elles, les atomes de métal se désintègrent en ions positifs et en électrons solvatés entourés de molécules de NH 3. Les solutions métal-ammoniac contenant des électrons libres sont les agents réducteurs les plus puissants.
formation complexe
En raison de leurs propriétés de donneurs d'électrons, les molécules de NH 3 peuvent entrer dans des composés complexes en tant que ligand. Ainsi, l'introduction d'ammoniac en excès dans des solutions de sels de d-métaux 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 je (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 (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 forment du chrome et du cobalt à l'état d'oxydation +3.
Rôle biologique
L'ammoniac est une source importante d'azote pour les organismes vivants. Malgré la forte teneur en azote libre de l'atmosphère (plus de 75 %), très peu d'êtres vivants sont capables d'utiliser l'azote diatomique neutre et libre de l'atmosphère, le gaz N 2 . Par conséquent, pour inclure l'azote atmosphérique dans le cycle biologique, en particulier dans la synthèse des acides aminés et des nucléotides, un processus appelé "fixation de l'azote" est nécessaire. Certaines plantes dépendent de la disponibilité de l'ammoniac et d'autres résidus azotés libérés dans le sol par la matière organique en décomposition d'autres plantes et animaux. D'autres, comme les légumineuses fixatrices d'azote, profitent de la symbiose avec des bactéries fixatrices d'azote (rhizobiums), capables de former de l'ammoniac à partir de l'azote atmosphérique.
Dans certains organismes, l'ammoniac est produit à partir de l'azote atmosphérique par des enzymes appelées nitrogénases. Ce processus est appelé fixation de l'azote. Bien qu'il soit peu probable que soient jamais inventées des méthodes biomimétiques pouvant rivaliser en productivité avec les méthodes chimiques de production d'ammoniac à partir d'azote, les scientifiques font néanmoins de gros 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 site catalytique actif de l'enzyme fixatrice d'azote (nitrogénase), qui contient un ensemble moléculaire bimétallique inhabituel Fe 7 MoS 9 .
L'ammoniac est également un produit final du métabolisme des acides aminés, à savoir le produit de la désamination des acides aminés catalysée par des enzymes telles que la glutamate déshydrogénase. L'excrétion d'ammoniac inchangé est la voie habituelle de détoxification de l'ammoniac chez les créatures aquatiques (poissons, invertébrés aquatiques et, dans une certaine mesure, amphibiens). Chez les mammifères, y compris l'homme, l'ammoniac est généralement rapidement converti en urée, qui est beaucoup moins toxique et, en particulier, moins alcaline et moins réactive en tant qu'agent réducteur. L'urée est le composant principal du résidu sec de l'urine. La plupart des oiseaux, reptiles, insectes, arachnides, cependant, n'excrètent pas d'urée, mais de l'acide urique comme principal résidu azoté.
L'ammoniac joue aussi rôle important dans la physiologie animale normale et pathologique. L'ammoniac est produit au cours du métabolisme normal des acides aminés, mais il est hautement toxique à des concentrations élevées. Le foie des animaux convertit l'ammoniac en urée par une série de réactions séquentielles connues sous le nom de cycle de l'urée. Une fonction hépatique altérée, comme celle observée dans la cirrhose du foie, peut altérer la capacité du foie à détoxifier l'ammoniac et à en former de l'urée, et par conséquent, augmenter le niveau d'ammoniac dans le sang, une condition appelée hyperammoniémie. Un résultat similaire - une augmentation du taux d'ammoniac libre dans le sang et le développement d'une hyperammoniémie - conduit à la présence de défauts génétiques congénitaux dans les enzymes du cycle de l'urée, comme, par exemple, l'ornithine carbamyl transférase. Le même résultat peut être causé 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 d'urée, son niveau dans le sang augmente tellement que le "cycle de l'urée" commence à fonctionner "dans verso"- l'excès d'urée est hydrolysé par les reins en ammoniac et en dioxyde de carbone et, par conséquent, le niveau d'ammoniac dans le sang augmente. L'hyperammoniémie contribue à une altération 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 une acidurie organique.
Une hyperammoniémie moins prononcée, mais cliniquement significative, peut être observée dans tous les processus au cours desquels un catabolisme accru des protéines est observé, par exemple avec des brûlures étendues, une compression tissulaire ou un syndrome d'écrasement, des processus purulents-nécrotiques étendus, une gangrène des extrémités, une septicémie, etc. , et aussi avec certains troubles endocriniens, tels que le diabète sucré, la thyrotoxicose sévère. La probabilité d'hyperammoniémie dans ces états pathologiques est particulièrement élevée dans les cas où l'état pathologique, en plus d'un catabolisme accru des protéines, provoque également une violation 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 davantage décomposé 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 contribuer davantage à l'élimination des acides du corps.
L'ammoniac et les ions ammonium sont des sous-produits toxiques du métabolisme animal. 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 le corps jusqu'à ce qu'elle puisse être excrétée. Chez les oiseaux et les reptiles (reptiles), l'ammoniac formé au cours du métabolisme est converti en acide urique, qui est un résidu solide et peut être isolé avec une perte d'eau minimale.
Action physiologique
Selon l'effet physiologique sur le corps, il appartient au groupe des substances à effet asphyxiant et neurotrope qui, lorsqu'elles sont inhalées, peuvent provoquer un œdème pulmonaire toxique et de graves lésions du système nerveux. L'ammoniac a des effets à la fois locaux et de résorption.
La vapeur d'ammoniac irrite fortement les muqueuses des yeux et des voies respiratoires, ainsi que la peau. C'est une personne et perçoit comme une odeur piquante. Les vapeurs d'ammoniac provoquent un larmoiement abondant, des douleurs oculaires, des brûlures chimiques de la conjonctive et de la cornée, une perte de vision, des quintes 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, une brûlure chimique avec cloques et ulcérations est possible. De plus, l'ammoniac liquéfié absorbe la chaleur lors de l'évaporation et des engelures à des degrés divers se produisent lorsqu'il entre en contact avec la peau. L'odeur d'ammoniac est ressentie 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. Il est principalement utilisé pour la production d'engrais azotés (nitrate et sulfate d'ammonium, urée), d'explosifs et de polymères, d'acide nitrique, de soude (méthode à l'ammoniac) et d'autres produits chimiques. 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 des impuretés de Al 2 O 3 et K 2 O) a permis d'accélérer l'atteinte d'un état d'équilibre. Fait intéressant, dans la recherche d'un catalyseur pour ce rôle, plus de 20 000 substances différentes ont été essayées.
Compte tenu de tous les facteurs ci-dessus, le processus d'obtention d'ammoniac est réalisé dans les conditions suivantes: température 500 ° C, pression 350 atmosphères, catalyseur. Le rendement en ammoniac dans ces 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 des alcalis forts sur les sels d'ammonium :
N H 4 C l + N une O H → N H 3 + N une C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (NH_(4)Cl+NaOH\rightarrow NH_(3)\uparrow +NaCl+H_(2)O )))L'ammoniac est généralement obtenu en laboratoire par faible chauffage d'un mélange de chlorure d'ammonium et de chaux éteinte.
2 N H 4 C l + C une (O H) 2 → C une 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.
L'ammoniac très sec peut être obtenu en y dissolvant du sodium métallique puis en le distillant. Ceci est mieux fait dans un système en métal sous vide. Le système doit résister à une pression élevée (à température ambiante, la pression de vapeur saturante 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 consomme en moyenne 1200 nm³ gaz naturel, en Europe - 900 nm³.
Le "Grodno Azot" biélorusse consomme 1200 Nm³ de gaz naturel par tonne d'ammoniac, après la modernisation, la consommation devrait diminuer à 876 Nm³.
Les producteurs ukrainiens consomment de 750 Nm³ à 1170 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'ammoniac est appliqué à l'extérieur sous forme de lotions. Dix % Solution aqueuse l'ammoniac est connu sous le nom de
