Motivul acestei diferențe va fi discutat mai jos. Asemănarea proprietăților chimice ale acestor elemente se explică prin asemănarea structurii stratului electronic exterior. Toate au 5 electroni de valență pe stratul exterior (Tabelul 14).
|
Element |
Taxa de bază |
Numărul de electroni în nivelurile de energie |
Raza unui atom |
|||||
|
K |
L |
M |
N |
O |
P |
|||
|
0,71 1,21 1,61 1,15 |
||||||||
Pe măsură ce raza atomului scade, valoarea electronegativității scade, metalitatea proprietăților crește, iar capacitatea de oxidare scade.
■ 1 . Desenați următorul tabel în caiet.
Azot
Azot semn chimic N, formula N2, greutate atomică 14,0067, 28,0134. Configurația electronică a atomului de azot este 1s 2 2s 2 2p 3 . Distribuția electronilor pe orbitele stratului exterior:
Pe stratul exterior de electroni din apropierea azotului sunt 3 nepereche R-electron. Când se formează o moleculă de azot nepolar, se formează 3 perechi de electroni comuni între atomii de azot din cauza suprapunerii R orbitalii ambilor atomi. Astfel, în stare liberă, azotul este trivalent.
Stările de oxidare ale azotului sunt destul de diverse: de la -3 la +5.
Azotul este puțin mai ușor decât aerul. LA Scoarta terestra azot 0,03%. În aer, azotul reprezintă 78% din volum sau 75,5% din greutate. Deoarece azotul din aer este consumat nesemnificativ, rezervele de azot din atmosferă rămân constante.
Azotul este inclus ca parte obligatorie în compoziția proteinelor, care stau la baza vieții pe pământ. De aici și importanța azotului, care este necesar pentru viața animalelor și a plantelor.
Azotul este o substanță foarte pasivă, reacționează cu dificultate, prin urmare este foarte dificil să se lege azotul atmosferic. Plantele nu absorb azotul atmosferic. Îl pot absorbi numai în stare legată, iar randamentul culturii depinde de cantitatea de azot din sol. Azotul este necesar în special pentru plantele în care se apreciază masa verde. Bacteriile din sol pot fixa azotul; unele dintre ele se găsesc în sol în nodulii rădăcinilor leguminoase. Pentru activitatea activă a unor astfel de bacterii, este necesară prezența molibdenului și a fierului sub formă de așa-numite oligoelemente. Aceste elemente, precum și compușii de crom, wolfram, titan, vanadiu, aluminiu, au fost utilizați pentru a lega azotul cu materie organică. Deoarece azotul din compoziția masei verzi a plantelor este exportat în mod constant din câmpuri, solul este epuizat de azot. Azotul din sol trebuie completat cu îngrășăminte minerale, cum ar fi azotat de potasiu KNO3, azotat de sodiu NaNO3 etc.
Azotul este un gaz incolor și inodor. Trece într-un lichid la o temperatură de -195,8°, iar la -210° se solidifică. Azotul lichid este, de asemenea, incolor. Azotul este aproape insolubil în apă.
■ 2. Desenați structura atomului și configurația electronică a straturilor de electroni ale atomului de azot. Care sunt asemănările și diferențele în structura atomului de azot și a atomilor de oxigen și fluor?
3. Înfățișați cum apar 3 perechi de electroni comuni între atomi dintr-o moleculă de azot.
4. Ce tip celulă cristalină la azot? Pe baza ce proprietăți fizice ale azotului se poate aprecia acest lucru?
Azotul este foarte inert din punct de vedere chimic. La temperatura obișnuită, se combină numai cu litiu:
6LI + N2 = 2Li3N
Cu alte metale din azotul cel mai activ se poate combina numai atunci când este încălzit, formând nitruri, în care prezintă întotdeauna grad negativ oxidare.
În condiții foarte dure, azotul se combină cu hidrogenul pentru a forma amoniac:
N2 + ZH2 ⇄ 2NH3
Cu descărcări electrice puternice, azotul se combină cu oxigenul, formând oxid nitric:
N2 + O2 = 2NO
La rândul său, oxidul de azot este ușor oxidat de oxigenul atmosferic și se transformă în dioxid de azot:
2NO + O2 = 2NO2
Orez. 57. Dispozitiv pentru obținerea azotului în laborator.
În tehnologie, azotul este obținut din aerul lichid, iar în laborator - prin descompunerea nitritului de amoniu:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Cu toate acestea, nitritul de amoniu uscat este periculos de descompus - poate apărea o explozie. Pentru reacție, azotul de amoniu este utilizat în momentul formării sale din clorură de amoniu uscată și o soluție saturată de azotat de sodiu la încălzire (Fig. 57). În primul rând, treptat, printr-o reacție de schimb, se formează nitritul de amoniu:
NH4Cl + NaNO2 = NaCl + NH4NO2
Apoi descompunerea nitritului de amoniu are loc conform ecuației de mai sus.
Azotul este utilizat în producția de amoniac și, de asemenea, în unele procese pentru a crea o atmosferă inertă. Azotul este uneori folosit pentru a umple lămpile electrice. Unii reactivi chimici, care, datorită ușurinței oxidării, nu pot fi obținuți în aer, se obțin în atmosferă de azot. Același lucru se face uneori când se lucrează cu substanțe inflamabile. Azotul este folosit pentru a sintetiza amoniacul.
■ 5. De ce putem vorbi despre pasivitatea chimică comparativă a azotului?
în. Scrieți ecuațiile reacției confirmând Proprietăți chimice azot.
7. Demonstrați prin calcul că azotul este puțin mai ușor decât aerul.
8. Determinați care este densitatea azotului pentru hidrogen.
9. Densitatea absolută a azotului 1,25 g/l. Demonstrați prin calcul că
O moleculă de azot este formată din doi atomi.
10. Notează în caiet metodele de obținere a azotului.
11. Unde se folosește azotul și pe ce proprietăți se bazează această utilizare?
Amoniac. Proprietăți fizice
Molecula de amoniac NH3 este un dipol pronunțat. Structura moleculei de amoniac este discutată în cap. I, § 6. amoniac 17. Prin urmare, este mult mai ușor decât aerul. Amoniacul fierbe la -33,4° și se solidifică la -77,8°.
Amoniacul are o solubilitate extrem de mare în apă. La 0°, 1200 de volume de amoniac se dizolvă într-un volum de apă, iar în condiții normale (20°) - 700 de volume de amoniac. 1 volum de apă. Nivelul ridicat de amoniac se datorează faptului că amoniacul intră cu apă în component chimic.
Amoniacul este foarte toxic. În caz de otrăvire cu amoniac, membranele mucoase ale ochilor și ale tractului respirator suferă, deoarece amoniacul se dizolvă în umiditatea lor. Inhalare un numar mare amoniacul poate duce la inflamarea plămânilor. Cel mai bun antidot pentru amoniac este. În caz de otrăvire, clătiți ochii, gura și nasul cu multă apă și inhalați vaporii de apă. Concentrația maximă admisă de amoniac în aer este de 0,02 mg/l.
■ 12. Este posibil să se observe dizolvarea amoniacului folosind un dispozitiv de dizolvare a clorurii de hidrogen în apă (Fig. 27)?
13. Care este efectul fiziologic al amoniacului și măsurile de prim ajutor pentru otrăvirea cu acesta?
14. Explicați natura polară a moleculei de amoniac în ceea ce privește structura sa.
Orez. 58. Dispozitiv pentru arderea amoniacului în oxigen.
Proprietățile chimice ale amoniacului
Starea de oxidare a azotului din amoniac este N -3, adică se presupune completarea maximă a stratului de electroni exterior al atomului de azot la un octet puternic. În acest sens, amoniacul se poate comporta doar în reacțiile redox ca agent reducător. Dovada proprietăților reducătoare ale amoniacului este interacțiunea acestuia cu oxigenul, care poate fi realizată în două moduri.
Amoniacul arde în oxigen. Acest lucru este ușor de observat experimental în aparatul prezentat în Fig. 58. Două țevi de evacuare sunt conectate la arzător, care este un tub lat de sticlă. Amoniacul intră printr-un tub din balon, unde fierbe soluția sa saturată, iar prin celălalt tub - de la gazometru. Dacă amoniacul este aprins la ieșirea tubului, acesta arde cu o flacără verzuie. Arderea se desfășoară conform ecuației:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O + Q
Reacția este exotermă.
În același timp, amoniacul poate fi ușor oxidat în prezența unui catalizator de platină:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Acest proces servește ca bază pentru producerea acidului azotic sintetic.
În ambele cazuri, amoniacul se comportă ca un agent reducător, iar starea de oxidare a azotului se schimbă de la N -3 la N 0 și la N +2.
Faceți o balanță electronică pentru ecuațiile de mai sus și verificați plasarea corectă a coeficienților în ele.
Proprietățile reducătoare ale amoniacului se manifestă și prin posibila reducere a oxizilor metalici de către acesta:
ZCuO + 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2O
incalzirea
■ 15. Scrieți în caiet ecuațiile reacțiilor în care amoniacul prezintă proprietăți reducătoare și demonstrați acest lucru prin compilarea unei balanțe electronice.
Problema interacțiunii amoniacului cu apa merită o atenție specială. După cum se știe, moleculele de apă sunt polare, densitatea electronică este puternic deplasată la oxigen, astfel încât atomul de hidrogen este practic lipsit de electroni și este un proton.
Molecula de amoniac este, de asemenea, polară. Cei 3 atomi de hidrogen existenți sunt atașați datorită formării perechilor de electroni comuni din R-electronii atomului de azot si s-electronii atomului de hidrogen ( sp-conexiune). Electronii sunt puternic orientați către atomul de azot ca fiind mai electronegativi; în jurul acesteia se creează o regiune cu densitate electronică crescută. În plus, atomul de azot de pe stratul exterior are două valențe s-electron, care poate fi folosit pentru educație legătură chimică. Toate acestea creează condiții pentru adăugarea unui ion de hidrogen încărcat pozitiv la molecula de amoniac. Și, deoarece ionului de hidrogen îi lipsesc complet electronii necesari pentru formarea unei legături chimice, această legătură se formează datorită a doi electroni de azot, care sunt numiți „perechea de electroni singuri”. O grupare atomică apare cu următoarea structură electronică:
Apare un tip special de legătură chimică - o legătură donor-acceptor, în care donorul este un atom care își oferă perechea de electroni (în acest caz, azot) la dispoziția generală. Celălalt atom este acceptorul (în acest caz, un atom de hidrogen).
■ 16. Ce tipuri de legături chimice ale atomilor din molecule cunoașteți?
17. Care este diferența dintre o legătură donor-acceptor și o legătură covalentă?
18. Care atom se numește donor, care dintre ele se numește acceptor?
19. Ce este o pereche de electroni singuratică?
Astfel, apare o grupare atomică specială - gruparea de amoniu, care, în ansamblu, are o sarcină pozitivă datorită adăugării unui ion de hidrogen pozitiv la molecula neutră de amoniac. Formula grupării amoniului: NH4+.
amoniacul în apă este exprimat prin următoarea ecuație:
NH3 + H + + OH - ⇄ NH + + OH -
Deoarece amoniacul în soluție leagă un ion de hidrogen din apă și, prin urmare, eliberează un ion OH, aceasta dă soluției o reacție alcalină. O substanță cu formula NH4OH se numește amoniu și este considerată o bază slabă. Gruparea de amoniu funcționează întotdeauna ca un cation monovalent:
NH4OH ⇄ NH 4 + + OH -
O soluție concentrată (25%) de amoniac se numește pur și simplu amoniac. Slab soluție de apă amoniacul (3-6%) se numește amoniac. Formarea grupării de amoniu NH 4 + este posibilă nu numai în mediu acvatic, dar și în acid:
NH3 + H + + Cl - \u003d NH 4 + + Cl -
Această reacție poate fi efectuată în soluție, precum și în aer între amoniac și acid clorhidric gazos.
Dacă umeziți o baghetă de sticlă cu amoniac și cealaltă cu acid clorhidric concentrat și aduceți aceste tije una la alta (Fig. 59), puteți observa formarea unei pâlcuri albe, care sunt cele mai mici cristale de clorură de amoniu.
Hidroxidul de amoniu intră într-o reacție de neutralizare cu acizi:
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Amoniacul este foarte caracteristic reacțiilor de adiție la diverse săruri, datorită căruia se formează amoniac:
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 4NH3
CaCI2 + 8NH3 = CaCI28NH3
AgCI + 2NH3 = AgCI 2NH3
Sunt foarte asemănătoare cu hidrații cristalini.
■ 20. Care este formula și sarcina ionului de amoniu?
21. Care este gradul de oxidare a azotului în ionul de amoniu?
22. Ce reacții ale amoniacului cu alte substanțe conduc la formarea cationului de amoniu?
23. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile amoniacului cu acizii sulfuric și fosforic în formă moleculară și ionică?
24. 200 g de amoniac 25% fierte. În același timp, s-au evaporat 20 g de amoniac. Ce a devenit? Cum de acid clorhidric nevoie pentru a o neutraliza?
Orez. 59.
1 baton umezit cu soluție concentrată de amoniac; 2 - un baton umezit cu o soluție concentrată de acid clorhidric; 3 - fum alb format din particule solide de clorură de amoniu.
Obținerea amoniacului în tehnologie și în laborator se realizează în moduri diferite. În laborator, amoniacul se obține prin încălzirea amoniacului (clorură de amoniu) și a calului sodic (Fig. 60) conform ecuației:
2NH4CI + Ca(OH)2 = CaCI2 + 2NH4OH
Trebuie remarcat faptul că toate părțile dispozitivului utilizate pentru producția de laborator de amoniac trebuie să fie absolut uscate. Dacă o eprubetă cu amoniac colectat este aruncată în apă, puteți observa imediat cum intră în eprubetă, ocupând în ea volumul pe care l-a ocupat amoniacul, la fel cum s-a întâmplat cu clorura de hidrogen. Dar în cazul amoniacului, soluția va avea o reacție alcalină pronunțată, care poate fi determinată de un indicator. Deoarece amoniacul este mai ușor decât aerul, acesta trebuie colectat într-o eprubetă cu susul în jos.
În tehnologie, amoniacul este obținut prin sinteza din azot și hidrogen conform ecuației:
N2 + 3H2 = 2NH3 + + 22 kcal
LA fosta URSS producția de amoniac sintetic a început în 1928.
După cum sa menționat anterior, procesul cu hidrogen este un proces catalitic de echilibru. Catalizatorul este unul metalic cu adaosuri minore de compuși de potasiu și aluminiu. Din ecuație se poate observa că pentru a deplasa echilibrul la dreapta este indicat să crești presiunea. Cu toate acestea, creșterea presiunii poate fi realizată numai în anumite limite, altfel crește foarte mult costul de producție. După cum știți, un alt factor care afectează echilibrul este temperatura. În acest caz, pentru a deplasa echilibrul la dreapta, amestecul de gaze ar trebui să fie răcit, dar apoi viteza de reacție este mult redusă și activitatea catalizatorului scade.
Prin urmare, temperatura trebuie menținută la un anumit nivel. Influența celui de-al treilea factor - modificări ale concentrației - poate fi de asemenea utilizată: dacă amoniacul rezultat este îndepărtat în mod constant, adică concentrația sa este redusă, echilibrul se va deplasa spre dreapta. După cum se poate observa din descrierea anterioară, o sinteză suficient de completă și rentabilă poate fi realizată în cea mai bună combinație a tuturor celor trei condiții.
Procesul se desfășoară de obicei în coloane de sinteză sub presiune de la 300 la 1000 atm și la o temperatură de 400-500°. În procesul de sinteză, amoniacul este îndepărtat constant din amestec, transformându-l într-o stare lichidă, iar amestecul nereacționat de azot și hidrogen este trimis din nou în coloana de sinteză.
24
AZOT Distribuția în natură, amestecul natural este format din doi izotopi stabili: N - 99,6% și N - 0,37%...
Săruri de amoniu La evaporarea soluțiilor de amoniac neutralizate, ionii de amoniu se combină cu anionii acizilor prelevați, formând substanțe cristaline solide cu...
Proprietățile fizice ale halogenilor Fluorul în condiții obișnuite este un gaz colorat în straturi groase într-o culoare galben-verzuie slabă. Când este foarte rece...
Proprietăți chimice
Datorită prezenței unei perechi de electroni singuri, amoniacul acționează ca un agent de complexare în multe reacții. Se atașează un proton, formând un ion de amoniu.
O soluție apoasă de amoniac ("amoniac") are un mediu ușor alcalin datorită procesului:
O > +; Ko=1, 8-10-5. (16)
Interacționând cu acizii, dă sărurile de amoniu corespunzătoare:
2(O) + > (+ O. (17)
Amoniacul este, de asemenea, foarte acid slab, capabile să formeze săruri cu metalele - amide.
Când este încălzit, amoniacul prezintă proprietăți reducătoare. Deci, arde într-o atmosferă de oxigen, formând apă și azot. Oxidarea amoniacului cu aer pe un catalizator de platină dă oxizi de azot, care sunt utilizați de industrie pentru a produce acid azotic:
4 + 54NO + 6O. (optsprezece)
Utilizarea amoniacului Cl se bazează pe capacitatea reducătoare de a curăța suprafața metalică de oxizi în timpul lipirii acestora:
3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19)
Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de obținere a aminelor):
Cl > (clorhidrat de metilamoniu). (douăzeci)
Cu acizii carboxilici, anhidridele, halogenurile, esterii și alți derivați ai acestora dă amide. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă).
La 1000 °C, amoniacul reacționează cu cărbunele, formând acidul cianhidric HCN și descompunându-se parțial în azot și hidrogen. De asemenea, poate reacționa cu metanul, formând același acid cianhidric:
Amoniac lichid
Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni, în care se manifestă asemănarea sa cu apa:
Amoniacul lichid, ca și apa, este un solvent ionizant puternic în care se dizolvă un număr de metale active: alcaline, alcalino-pământoase, Mg, Al, precum și Eu și Yb. Solubilitatea metalelor alcaline în lichid este de câteva zeci de procente. Unii compuși intermetalici care conțin metale alcaline se dizolvă și în amoniac lichid, de exemplu
Soluțiile diluate de metale în amoniac lichid sunt colorate Culoarea albastră, soluțiile concentrate au un luciu metalic și sunt asemănătoare bronzului. În timpul evaporării amoniacului, metalele alcaline sunt eliberate în formă pură, iar metalele alcalino-pământoase - sub formă de complexe cu amoniac 2+ cu conductivitate metalică. Cu o încălzire slabă, aceste complexe se descompun în metal și.
Dizolvat în metal reacționează treptat pentru a forma o amidă:
complexare
Datorită proprietăților lor de donator de electroni, moleculele pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri ale metalelor d duce la formarea complecșilor lor amino:
Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției, astfel încât în prima reacție culoarea albastră () se transformă în albastru închis, iar în a doua reacție culoarea se schimbă de la verde (Ni () la albastru-violet). complexe stabile cu forma crom și cobalt în stare de oxidare ( +3).
Soluțiile de amine sunt destul de stabile, cu excepția amoniacului de cobalt galben-brun (II), care este oxidat treptat de oxigenul atmosferic până la amoniac de cobalt (III) roșu-vișin. În prezența agenților oxidanți, această reacție are loc instantaneu.
Formarea și distrugerea unui ion complex se explică printr-o schimbare a echilibrului disocierii acestuia. În conformitate cu principiul Le Chatelier, echilibrul într-o soluție a complexului de amoniac al argintului se deplasează spre formarea complexului (la stânga) cu creșterea concentrației și/sau. Odată cu scăderea concentrației acestor particule în soluție, echilibrul se deplasează spre dreapta și ionul complex este distrus. Acest lucru se poate datora legării ionului central sau a liganzilor în orice compuși care sunt mai puternici decât complexul. De exemplu, când se adaugă acid azotic într-o soluție, complexul este distrus din cauza formării de ioni, în care amoniacul este mai puternic legat de ionul de hidrogen:
Obținerea de amoniac
Metoda industrială de producere a amoniacului se bazează pe interacțiunea directă a hidrogenului și azotului:
Acesta este așa-numitul proces Garber. Reacția are loc cu degajarea de căldură și scăderea volumului. Prin urmare, pe baza principiului Le Chatelier, reacția ar trebui să fie efectuată la cele mai scăzute temperaturi posibile și la presiuni ridicate - atunci echilibrul va fi deplasat spre dreapta. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este neglijabilă, iar la temperaturi ridicate, viteza reacției inverse crește. Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități și) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant este că în căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite.
Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de obținere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 ° C, presiune 350 atmosfere, catalizator. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii.
Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu:
De obicei, se obține în laborator prin încălzirea slabă a unui amestec de clorură de amoniu cu var stins.
Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var și sodă caustică.
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)))
- Halogenii (clorul, iodul) formează explozivi periculoși cu amoniac - halogenuri de azot (clorură de azot, iodură de azot).
- Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de obținere a aminelor):
- Cu acizii carboxilici, anhidridele lor, halogenurile acide, esterii și alți derivați dau amide. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă).
Poveste
Amoniacul a fost izolat pentru prima dată în forma sa pură de J. Priestley în 1774, care l-a numit „aer alcalin” (aer alcalin în engleză). Unsprezece ani mai târziu, în 1785, K. Berthollet a stabilit exact compoziție chimică amoniac. De atunci, în lume au început cercetările privind producția de amoniac din azot și hidrogen. Amoniacul a fost foarte necesar pentru sinteza compușilor de azot, deoarece producția lor din salpetru chilian a fost limitată de epuizarea treptată a rezervelor acestuia din urmă. Problema reducerii stocurilor de salpetru sa agravat de sfârşitul XIX-lea secol. Abia la începutul secolului al XX-lea a fost posibil să se inventeze un procedeu pentru sinteza amoniacului adecvat pentru industrie. Aceasta a fost realizată de F. Haber, care a început să lucreze la această problemă în 1904 și până în 1909 a creat un mic aparat de contact în care a folosit presiune crescută (în conformitate cu principiul Le Chatelier) și un catalizator de osmiu. La 2 iulie 1909, Haber a aranjat teste ale aparatului în prezența lui K. Bosch și A. Mittash, ambii de la uzina de anilină și sodă din Baden (BASF), și a primit amoniac. Până în 1911, C. Bosch a creat o versiune la scară largă a aparatului pentru BASF, apoi a fost construită și la 9 septembrie 1913 a fost pusă în funcțiune prima fabrică de sinteză a amoniacului din lume, care era situată în Oppau (acum un district). în orașul Ludwigshafen am Rhein) și deținută de BASF. În 1918, F. Haber a câștigat Premiul Nobel pentru Chimie „pentru sinteza amoniacului din elementele sale constitutive”. În Rusia și URSS, primul lot de amoniac sintetic a fost obținut în 1928 la uzina chimică Cernorechensky.
originea numelui
Amoniacul (în limbile europene, numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din Africa de Nord, situată la intersecția rutelor caravanelor. În climatele calde, ureea (NH 2 ) 2 CO conținută în deșeurile animale se descompune deosebit de rapid. Unul dintre produsele de degradare este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian. Așa numiți oameni care se închină pe zeul Amon. În timpul ritualurilor lor rituale, ei adulmecau amoniac NH 4 Cl, care, atunci când este încălzit, evaporă amoniacul.
Amoniac lichid
Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni (autoprotoliza), ceea ce arată asemănarea cu apa:
2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\rightarrow NH_(4)^(+)+NH_(2))^(-))))Constanta de autoionizare a amoniacului lichid la -50 °C este de aproximativ 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))))Amidele metalice rezultate din reacția cu amoniacul conțin ionul negativ NH 2 − , care se formează și în timpul autoionizării amoniacului. Astfel, amidele metalice sunt analogi ai hidroxizilor. Viteza de reacție crește atunci când se trece de la Li la Cs. Reacția este foarte accelerată în prezența chiar și a impurităților mici de H2O.
Soluțiile de metal-amoniac au conductivitate electrică metalică; în ele, atomii de metal se descompun în ioni pozitivi și electroni solvați înconjurați de molecule de NH3. Soluțiile de metal-amoniac care conțin electroni liberi sunt cei mai puternici agenți reducători.
complexare
Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri ale metalelor d duce la formarea complecșilor lor amino:
C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 (\displaystyle (\mathsf (CuSO_(4)+4NH_(3))\rightarrow SO_(4)))) N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 (\displaystyle (\mathsf (Ni(NO_(3))_(3))+6NH_(3)\ săgeată la dreapta (NU_(3))_(3))))Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției. Deci, în prima reacție, culoarea albastră (CuSO 4) se transformă în albastru închis (culoarea complexului), iar în a doua reacție, culoarea se schimbă de la verde (Ni (NO 3) 2) la albastru-violet. Cele mai puternice complexe cu NH 3 formează crom și cobalt în starea de oxidare +3.
Rolul biologic
Amoniacul este o sursă importantă de azot pentru organismele vii. În ciuda conținutului ridicat de azot liber din atmosferă (mai mult de 75%), foarte puține ființe vii sunt capabile să folosească azotul diatomic liber, neutru al atmosferei, gazul N2. Prin urmare, pentru a include azotul atmosferic în ciclul biologic, în special în sinteza aminoacizilor și nucleotidelor, este necesar un proces numit „fixare a azotului”. Unele plante depind de disponibilitatea amoniacului și a altor reziduuri azotate eliberate în sol de materia organică în descompunere a altor plante și animale. Altele, cum ar fi leguminoasele fixatoare de azot, profită de simbioza cu bacteriile fixatoare de azot (rizobii), care sunt capabile să formeze amoniac din azotul atmosferic.
În unele organisme, amoniacul este produs din azotul atmosferic de către enzime numite nitrogenaze. Acest proces se numește fixare a azotului. Deși este puțin probabil să se inventeze vreodată metode biomimetice care să poată concura în productivitate cu metodele chimice pentru producerea amoniacului din azot, cu toate acestea, oamenii de știință depun eforturi mari pentru a înțelege mai bine mecanismele fixării biologice a azotului. Interesul științific pentru această problemă este parțial motivat de structura neobișnuită a situsului catalitic activ al enzimei de fixare a azotului (nitrogenaza), care conține un ansamblu molecular bimetalic neobișnuit Fe 7 MoS 9 .
Amoniacul este, de asemenea, un produs final al metabolismului aminoacizilor, și anume produsul dezaminării acestora catalizat de enzime precum glutamat dehidrogenaza. Excreția nemodificată a amoniacului este calea obișnuită de detoxifiere a amoniacului la creaturile acvatice (pești, nevertebrate acvatice și, într-o oarecare măsură, amfibieni). La mamifere, inclusiv la oameni, amoniacul este de obicei transformat rapid în uree, care este mult mai puțin toxică și, în special, mai puțin alcalină și mai puțin reactivă ca agent reducător. Ureea este componenta principală a reziduului uscat de urină. Majoritatea păsărilor, reptilelor, insectelor, arahnidelor, totuși, excretă nu uree, ci acid uric ca principal reziduu de azot.
Joacă și amoniacul rol important atât în fiziologia animală normală cât și patologică. Amoniacul este produs în timpul metabolismului normal al aminoacizilor, dar este foarte toxic la concentrații mari. Ficatul animal transformă amoniacul în uree printr-o serie de reacții succesive cunoscute sub numele de ciclul ureei. Funcția hepatică afectată, cum ar fi cea observată în ciroza hepatică, poate afecta capacitatea ficatului de a detoxifica amoniacul și de a forma uree din acesta și, ca urmare, poate crește nivelul de amoniac din sânge, o afecțiune numită hiperamoniemie. Un rezultat similar - o creștere a nivelului de amoniac liber din sânge și dezvoltarea hiperamoniemiei - duce la prezența unor defecte genetice congenitale în enzimele ciclului ureei, cum ar fi, de exemplu, ornitin carbamil transferaza. Același rezultat poate fi cauzat de o încălcare a funcției excretorii a rinichilor în insuficiență renală severă și uremie: din cauza întârzierii eliberării ureei, nivelul acesteia în sânge crește atât de mult încât „ciclul ureei” începe să funcționeze. "în reversul„- excesul de uree este hidrolizat înapoi de către rinichi în amoniac și dioxid de carbonși, ca urmare, crește nivelul de amoniac din sânge. Hiperamoniemia contribuie la afectarea conștienței și la dezvoltarea stărilor soporoase și comatoase în encefalopatia hepatică și uremie, precum și la dezvoltarea tulburărilor neurologice adesea observate la pacienții cu defecte congenitale ale enzimelor ciclului ureei sau cu acidurie organică.
Mai puțin pronunțată, dar semnificativă din punct de vedere clinic, hiperamoniemia poate fi observată în orice proces în care se observă un catabolism proteic crescut, de exemplu, cu arsuri extinse, compresie tisulară sau sindrom de zdrobire, procese purulent-necrotice extinse, gangrena extremităților, sepsis etc. , precum și cu unele tulburări endocrine, cum ar fi diabetul zaharat, tireotoxicoza severă. Probabilitatea de hiperamoniemie în aceste condiții patologice este deosebit de mare în cazurile în care starea patologică, pe lângă catabolismul proteic crescut, provoacă și o încălcare pronunțată a funcției de detoxifiere a ficatului sau a funcției excretoare a rinichilor.
Amoniacul este important pentru menținerea unui echilibru acido-bazic normal în sânge. După formarea amoniacului din glutamina, alfa-cetoglutaratul poate fi descompus în continuare pentru a forma două molecule de bicarbonat, care pot fi apoi folosite ca tampon pentru a neutraliza acizii dietetici. Amoniacul obținut din glutamina este apoi excretat prin urină (atât direct, cât și sub formă de uree), ceea ce, având în vedere formarea a două molecule de bicarbonat din ketoglutarat, duce la o pierdere totală de acizi și la o schimbare a pH-ului sângelui la partea alcalină. În plus, amoniacul poate difuza prin tubii renali, se poate combina cu ionul de hidrogen și poate fi excretat împreună cu acesta (NH 3 + H + => NH 4 +), contribuind astfel în continuare la eliminarea acizilor din organism.
Amoniacul și ionii de amoniu sunt produse secundare toxice ale metabolismului animal. La pești și nevertebrate acvatice, amoniacul este eliberat direct în apă. La mamifere (inclusiv mamiferele acvatice), amfibieni și rechini, amoniacul este transformat în uree în ciclul ureei, deoarece ureea este mult mai puțin toxică, mai puțin reactivă chimic și poate fi „depozitată” mai eficient în organism până când poate fi excretată. La păsări și reptile (reptile), amoniacul format în timpul metabolismului este transformat în acid uric, care este un reziduu solid și poate fi izolat cu pierderi minime de apă.
Acțiune fiziologică
În funcție de efectul fiziologic asupra organismului, acesta aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, care, atunci când sunt inhalate, pot provoca edem pulmonar toxic și leziuni severe. sistem nervos. Amoniacul are atât efecte locale, cât și efecte de resorbție.
Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Aceasta este o persoană și percepe ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri la nivelul ochilor, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, accese de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură, este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura în timpul evaporării, iar degerăturile de grade diferite apar atunci când intră în contact cu pielea. Mirosul de amoniac se simte la o concentrație de 37 mg/m³.
Aplicație
Amoniacul este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice, producția sa mondială anuală ajunge la 150 de milioane de tone. Este folosit în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (metoda amoniacului) și alte produse chimice. Amoniacul lichid este folosit ca solvent.
| 100 la | 300 la | 1000 la | 1500 la | 2000 la | 3500 la | |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 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 | Nu există date | ||
| 550°C | 6,82 | 19,13 | 41,16 | |||
Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități de Al 2 O 3 și K 2 O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant este că în căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite.
Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de obținere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 ° C, presiune 350 atmosfere, catalizator. Randamentul de amoniac în astfel de condiții este de aproximativ 30%. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii.
Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu:
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) )))Amoniacul se obține de obicei în laborator prin încălzirea slabă a unui amestec de clorură de amoniu și var stins.
2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(4)Cl+Ca(OH)_(2))\rightarrow) CaCl_(2)+2NH_(3)\sus +2H_(2)O)))Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var și sodă caustică.
Amoniacul foarte uscat poate fi obținut prin dizolvarea sodiului metalic în el și ulterior distilarea acestuia. Acest lucru se face cel mai bine într-un sistem realizat din metal sub vid. Sistemul trebuie să reziste la presiune mare (la temperatura camerei, presiunea vaporilor saturați a amoniacului este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție.
Rate de consum pe tona de amoniac
Producția de o tonă de amoniac în Rusia consumă în medie 1200 nm³ gaz natural, în Europa - 900 nm³.
Belarusul „Grodno Azot” consumă 1200 Nm³ de gaze naturale pe tonă de amoniac, după modernizare consumul este de așteptat să scadă la 876 Nm³.
Producătorii ucraineni consumă de la 750 Nm³ la 1170 Nm³ de gaze naturale pe tonă de amoniac.
Tehnologia UHDE susține un consum de 6,7 - 7,4 Gcal de resurse energetice per tonă de amoniac.
Amoniacul în medicină
Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul se aplică extern sub formă de loțiuni. Soluția apoasă de amoniac 10% este cunoscută ca
Clasa de pericol amoniac (NH3) - 4
Un gaz incolor cu un miros înțepător sufocant de amoniac, fumează atunci când este eliberat în atmosferă, se lichefiază la o temperatură de -33,40C și se solidifică la o temperatură de -77,80C. Mai ușor decât aerul. Formează amestecuri explozive cu aerul în intervalul 15-28% amoniac în volum. Inflamabil, arde in prezenta unei surse constante de foc, se aprinde spontan la o temperatura de 6500C. Se dizolvă bine în apă, alcool, eter. Un volum de apă absoarbe până la 700 de volume de amoniac la o temperatură de 200C.
Utilizarea amoniacului la vopsirea țesăturilor, argintarea oglinzilor, realizarea de săruri cu azot, îngrășăminte, sifon, acid azotic, materiale de fotocopiere, ca substanță de lucru a instalațiilor frigorifice. Amoniacul este transportat și depozitat în stare lichefiată sub propria presiune a vaporilor de 6-18 kgf/cm2, poate fi depozitat în rezervoare izoterme la o presiune apropiată de cea atmosferică. Volume maxime de depozitare 30.000 tone.
Concentrația maximă admisă (MPC) de amoniac este:
In aer aşezări: mediu zilnic 0,4 mg/m3, maxim unic 0,2 mg/m3. In aer zonă de muncă incinte industriale 20 mg/mc. În apa rezervoarelor 2 mg/m3. Pragul de percepție a mirosului este de 0,5 mg/m3. La concentrații de 40-80 mg / m3, există o iritație ascuțită a ochilor, căilor respiratorii superioare, cefalee, la 1200 mg / m3 - este posibilă tuse, edem pulmonar. Concentrațiile letale sunt considerate a fi 1500 - 2700 mg/m3, acționând timp de 0,5-1 oră. Concentrația maximă admisă de amoniac pentru filtrarea măștilor de gaz industriale și civile este de 15.000 mg/m3.
La eliminarea accidentelor asociat cu scurgerea (eliberarea) de amoniac, este necesar să izolați zona periculoasă, să îndepărtați oamenii din ea. Direct la locul accidentului și în apropierea sursei de infecție se lucrează în măști de gaz izolante IP-4M, IP-5 (pe oxigen legat chimic) sau aparat de respirat ASV-2, DAVS (pe aer comprimat), KIP-8 , KIP-9 (pe oxigen comprimat) și produse de protecție a pielii (L-1, KIH-4, KIH-5 etc.). La o distanță de peste 250 de metri de focar, echipamentele de protecție a pielii nu pot fi utilizate, iar pentru protecția respiratorie, măști de gaz industriale cu cutii de mărci KD, G, M, VK, precum și măști de gaz civile GP-5, Se folosesc GP-7, PDF-2D, PDF-2Sh complet cu cartus suplimentar DPG-3. La concentrații mai mici de 20 mg/m3, puteți utiliza aparatul respirator RPG-67 cu cartușe KD sau VK.
|
Remedii |
Timp de acțiune de protecție (oră) la concentrații (mg/m3) |
||||
|
Nume |
Marca |
5000 |
|||
|
cutii |
|||||
|
Măști de gaz industriale: |
|||||
|
marime mare |
KD, M, VK |
||||
|
mărime mică |
KD, G, VK |
||||
|
Măști de gaze civile: |
|||||
|
GP-5, GP-7, PDF-2D (2Sh) |
cu DPG-3 |
||||
Prezența amoniacului este determinată de:
În aerul zonei industriale, aspiratoare AM-5, AM-0055, AM-0059, NP-3M cu tuburi indicatoare pentru amoniac, analizoare de gaz HOBBIT-T-NH3, detectoare de gaz IGS-98-NH3, ESSA-NH3, HOBBIT-NH3.
În spațiu deschis - cu dispozitive SIP „KORSAR-X”.
În interior - SIP „VEGA-M”
Neutralizați amoniacul cu următoarele soluții:
Soluție 10% de acid clorhidric sau sulfuric, pentru care se amestecă 1 parte de acid concentrat cu 9 părți de apă (de exemplu, 10 litri de acid + 90 de litri de apă);
Soluție 2% de sulfat de amoniu, pentru care 2 părți de sulfat de amoniu sunt diluate în 98 de părți de apă (de exemplu, 2 kg de sulfat de amoniu + 98 litri de apă).
Când se scurge amoniac gaz se pulverizează apă pentru a stinge vaporii. Rata consumului de apă nu este standardizată.
P vărsând amoniac lichid locul deversarii este protejat de un metereze de pământ, umplut cu o soluție de acid clorhidric sau sulfuric sau apă. Pentru a neutraliza 1 tonă de amoniac lichid, sunt necesare 10-15 tone de soluție de acid clorhidric (sulfuric) sau 18-20 de tone de apă. Pentru a neutraliza 1 tonă de amoniac lichid, sunt necesare 20-30 de tone de soluție de acid clorhidric (sulfuric). Este recomandabil să nu neutralizați amoniacul lichid cu apă, deoarece în aer se pot forma concentrații mari de amoniac, ceea ce este nesigur, deoarece 15-28 procente în volum de amoniac cu aer formează amestecuri explozive.
Pentru a pulveriza apă sau soluții, se folosesc autospeciale de udare și pompieri, stații de auto-imbuteliere (AC, PM-130, ARS-14, ARS-15), precum și hidranți și sisteme speciale disponibile la instalațiile periculoase din punct de vedere chimic.
Acțiuni ale liderului: izolați zona periculoasă, îndepărtați oamenii din ea, mențineți-o pe partea de vânt, intrați în zona accidentului numai cu îmbrăcăminte de protecție completă.
Acordarea primului ajutor:
În zona infectată: spălarea abundentă a ochilor cu apă, punerea unei măști de gaz, spălarea abundentă a zonelor afectate ale pielii cu apă, ieșirea urgentă (retragerea) a victimelor din zona de infecție.
După evacuarea din zona infectată: oferiți liniște, căldură, cu dureri fizice în ochi, picurați 2 picături dintr-o soluție 1% de novocaină sau o soluție 2% de acid boric; se aplică loțiuni de 3-5% soluție de boric, acetic sau acid citric; înăuntru luați lapte cald cu bicarbonat de sodiu; administrați analgezice (1 ml soluție 1% de morfină sau promedol, injectați subcutanat 1 ml soluție de sulfat de atropină 0,1%, cu stop respirator - ventilație artificială a plămânilor); evacuare imediată la o unitate medicală.
Amoniacul este o substanță gazoasă cu miros înțepător. Ce proprietăți are și cu ce substanțe reacționează?
Structura moleculei
Formula electronică pentru amoniac este următoarea:
Orez. 1. Formula electronică a amoniacului.
Dintre cele patru perechi de electroni de la atomul de azot, trei sunt comuni și una nu este comună. Trei electroni p neperechi ai atomului de azot, ai căror orbitali electronici sunt reciproc perpendiculari, și electroni 1s ai trei atomi de hidrogen participă la formarea moleculei de NH3. Molecula are forma unei piramide obișnuite: la colțurile triunghiului sunt atomi de hidrogen, iar în vârful piramidei este un atom de azot. Unghiul dintre legături H-N-H este egal 107,78 grade.
Proprietăți fizice
Amoniacul este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic. Punctul de fierbere al amoniacului este de -33,4 grade Celsius, punctul de topire este de -77,8 grade.
Amoniacul se dizolvă bine în apă (la 20 de grade, până la 700 de volume de amoniac se dizolvă într-un volum de apă). Soluția concentrată are o densitate a amoniacului de 0,91 g/cm3.
O soluție de amoniac în apă se numește apă cu amoniac sau amoniac. La fierbere, amoniacul dizolvat se evaporă din soluție.
Orez. 2. Amoniac.
Amoniacul este ceva mai prost solubil în solvenți organici (alcool, acetonă, cloroform, benzen). Amoniacul dizolvă bine multe substanțe care conțin azot.
Amoniacul lichid are o căldură mare de vaporizare (la -50 grade 145 kJ/kg, la 0 grade 1260 kJ/kg, la 50 grade 1056 kJ/kg).
Masa molară și greutatea moleculară a amoniacului este 17
Proprietăți chimice
Din punct de vedere chimic, amoniacul este destul de activ. reacțiile în care este implicat amoniacul sunt însoțite fie de o modificare a stării de oxidare a azotului, fie de formarea unui tip special de legătură covalentă. Solubilitate mare chimicîn apă se datorează formării legăturilor de hidrogen între moleculele lor.
Amoniacul este capabil să reacționeze cu următoarele substanțe:
- atunci când interacționează cu acizii, amoniacul îi neutralizează, formând săruri de amoniu:
NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl
- atunci când interacționează cu halogenii, amoniacul este de obicei oxidat în azot liber:
8NH 3 + 3Br 2 \u003d N 2 + 6NH 4 Br
- Când este amestecat cu oxigen, amoniacul arde cu o flacără galben-verzuie:
4NH 3 + 3O 2 \u003d 6H 2 O + 2N 2
- când este încălzit, amoniacul reduce oxidul de cupru (II) și el însuși este oxidat la azot liber:
3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O
- folosind această reacție, puteți obține oxigen în laborator.
Obținerea și utilizarea
În laborator, amoniacul se obține prin încălzirea clorurii de amoniu NH 4 Cl cu var stins Ca (OH) 2:
2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl + 2NH 3 + 2H 2 O
- amoniacul degajat contine vapori de apa.
În industrie, amoniacul este produs din azot și hidrogen. Reacția de sinteză a amoniacului are loc cu eliberarea de căldură și scăderea volumului:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
Temperatura necesară pentru realizarea sintezei amoniacului se realizează prin preîncălzirea amestecului de azot-hidrogen și prin eliberarea căldurii de reacție. Catalizatorul pentru sinteza amoniacului este fierul burete, activat de unele metale. Hidrogenul sulfurat, oxigenul, monoxidul și dioxidul de carbon, vaporii și alte amestecuri conținute în amestecul de azot-hidrogen reduc drastic activitatea catalizatorului. Sinteza se realizează la o temperatură de 500-550 de grade și o presiune de 15 până la 100 MPa.
Schema plantei de sinteză a amoniacului arată astfel:
Orez. 3. Schema de producere a amoniacului.
Majoritatea amoniacului sintetizat în industrie este folosit pentru a produce acid azotic și alte substanțe care conțin azot. Utilizarea sa în instalațiile frigorifice se bazează pe lichefiere ușoară și evaporare ulterioară cu absorbție de căldură.
Soluțiile apoase de amoniac sunt utilizate în laboratoarele chimice și în industrii ca bază volatilă slabă. De asemenea, soluțiile apoase sunt folosite în medicină și viața de zi cu zi.
Ce am învățat?
Studiul amoniacului este obligatoriu curs şcolar chimie. Amoniacul este un compus chimic care conține azot și hidrogen. Gazul este o substanță incoloră cu miros pronunțat și reacționează cu acizi, apă, halogeni, oxigen și alte substanțe complexe și simple.
Test cu subiecte
Raport de evaluare
Rata medie: 4.7. Evaluări totale primite: 121.
