– concentrația medie incapacitante (ICt50) asigură incapacitatea a 50% din cei afectați;

– concentrația de prag medie (PCt50) – provoacă simptome inițiale de deteriorare la 50% dintre persoanele afectate (g min/m3);

– doza letală medie (LDt50) atunci când este administrată în stomac – duce la moartea a 50% dintre persoanele afectate cu o singură injecție în stomac (mg/kg).

Pentru a evalua gradul de toxicitate al substanțelor chimice toxice cu acțiune de resorbție cutanată, se folosesc valorile toxodozei letale medii (LDt50) și toxodozei de prag mediu (PDt50). Unități de măsură – g/persoană, mg/persoană, ml/kg.

Doza medie letală cu o singură aplicare pe piele duce la moartea a 50% dintre cei afectați.

Proprietățile fizico-chimice ale amoniacului

Atunci când se evaluează pericolele potențiale ale substanțelor chimice, este necesar să se ia în considerare nu numai toxice, ci și caracteristici fizico-chimice caracterizandu-le comportamentul in atmosfera, pe sol si in apa. În special, cel mai important parametru fizic care determină comportamentul substanțelor toxice de acțiune inhalatorie în timpul emisiilor (deversărilor) este concentrația maximă a vaporilor acestora în aer. În toxicologia industrială, se folosește un indicator care ia în considerare atât proprietățile toxice, cât și volatilitatea substanțelor - coeficientul de posibilitate de intoxicație prin inhalare (CVIO). Acest coeficient este egal cu raportul dintre concentrația maximă posibilă de vapori a unei substanțe la 200C și concentrația sa letală (Tabelul A. 4.1)

În unele dintre proprietățile sale (punct de fierbere -33 °C, temperatură critică -132 °C) amoniacul este similar cu clorul. La fel ca și clorul, amoniacul poate fi depozitat convenabil sub formă lichefiată. Dependența presiunii vaporilor - temperatură și fracția lichidului care se evaporă instantaneu în aproximarea adiabatică, temperatura pentru amoniac și clor sunt foarte apropiate. Cu toate acestea, amoniacul este transportat în principal sub formă de lichid răcit (în camioane frigorifice). Rețineți că în Statele Unite există conducte prin care amoniacul este transportat în toată țara.

Semnificația industrială a amoniacului și domeniile sale de aplicare

În ceea ce privește volumele de producție, amoniacul ocupă unul dintre primele locuri. Aproximativ 100 de milioane de tone din acest compus sunt produse anual în întreaga lume. Amoniacul este folosit pentru a produce acid azotic (HNO3), care este folosit pentru a face îngrășăminte și multe alte produse; săruri cu azot [(NH4)2SO4, NH4NO3, NaNO3, Ca(NO3)2], uree, acid cianhidric.

Amoniacul se mai foloseste si la producerea sifonului prin metoda amoniacului, in sinteza organica, si pentru prepararea solutiilor apoase (amoniac), care au diverse intrebuintari in industria chimica si medicina. Amoniacul lichid, precum și soluțiile sale apoase, sunt utilizate ca îngrășăminte lichide. Amoniacul este un solvent bun pentru o clasă mare de compuși care conțin azot. Cantități mari de amoniac sunt utilizate pentru amonierea superfosfatului.

Evaporarea amoniacului are loc cu absorbția unei cantități semnificative de căldură din mediu inconjurator. Prin urmare, amoniacul este folosit și ca agent frigorific ieftin în unitățile frigorifice industriale. În acest caz, amoniacul lichid trebuie să îndeplinească cerințele GOST 6221 - 90 „Amoniac lichid tehnic”. Amoniacul tehnic lichid de grad A este utilizat ca agent frigorific. Conținutul de apă nu trebuie să depășească 0,1%.

Amoniacul este, de asemenea, folosit pentru a produce fibre sintetice, cum ar fi nailon și nailon. În industria ușoară este folosit la curățarea și vopsirea bumbacului, lânii și mătasei. În industria petrochimică, amoniacul este folosit pentru a neutraliza deșeurile acide, iar în industria cauciucului natural, amoniacul ajută la conservarea latexului pe măsură ce se deplasează de la plantație la fabrică. În industria siderurgică, amoniacul este utilizat pentru nitrurare - saturând straturile de suprafață ale oțelului cu azot, ceea ce crește semnificativ duritatea acestuia.

Reguli generale pentru proiectarea și funcționarea în siguranță a unităților frigorifice cu amoniac

Concepte generale despre unitățile frigorifice

Sistemul de refrigerare este un set de părți care conțin agent frigorific și care comunică între ele, formând un circuit de refrigerare închis pentru circulația agentului frigorific în scopul furnizării și eliminării căldurii.

Unitate frigorifică – unități, componente și alte componente ale sistemului frigorific și toate echipamentele necesare funcționării acestora.

Sistemul de refrigerare cu absorbție (sau adsorbție) este un sistem în care se produce frig ca urmare a evaporării agentului frigorific; Absorbantul (adsorbitorul) absoarbe vaporii de agent frigorific, care sunt ulterior eliberați din acesta atunci când este încălzit cu o creștere a presiunii parțiale și apoi se condensează sub această presiune în timpul răcirii.

Agentul frigorific (agent frigorific) este un mediu de lucru utilizat într-un sistem de refrigerare care absoarbe căldură la temperaturi și presiuni scăzute și eliberează căldură la temperaturi și presiuni mai ridicate. Acest proces este însoțit de o schimbare a stării agregate a mediului de lucru.

Lichidul de răcire este orice lichid folosit pentru a transfera căldură fără a-și schimba starea de agregare.

Cerințe pentru proiectarea hardware a unităților frigorifice

1) Unitatea frigorifică trebuie să fie echipată cu dispozitive care împiedică pătrunderea picăturilor de amoniac lichid în cavitatea de aspirație a compresoarelor.

2) Unitatea de evaporare pentru răcirea lichidului de răcire trebuie să includă un dispozitiv pentru separarea picăturilor de lichid din amestecul de vapori-amoniac lichid și returnarea lichidului separat la evaporator.

3) Pentru a separa faza lichidă de amestecul de vapori-lichid în mișcare în sistemele frigorifice cu răcire directă, pentru fiecare punct de fierbere sunt prevăzute recipiente de circulație (sau de protecție), care combină funcțiile unui separator de lichide. Este permisă asigurarea în aceste scopuri a separatoarelor de lichide separate conectate prin conducte la recipiente de circulație (de protecție) care nu combină funcțiile unui separator de lichide.

4) Volumul geometric al receptoarelor de circulație cu un riser, combinând funcțiile unui separator de lichide, pentru fiecare punct de fierbere în circuitele pompelor cu alimentare inferioară și superioară cu amoniac la dispozitivele de răcire trebuie calculat folosind formulele date în.

5) Pentru îndepărtarea de urgență (repararea) a amoniacului lichid din dispozitivele de răcire, aparate, vase și blocuri, precum și pentru îndepărtarea condensului la dezghețarea dispozitivelor de răcire cu vapori fierbinți, este necesar să se prevadă un receptor de drenaj conceput pentru a primi amoniac de la cele mai multe aparat, vas sau bloc cu amoniac.

6) Volumul geometric al recipientului de drenaj trebuie luat din condiția de umplere a acestuia nu mai mult de 80%.

7) Volumul geometric al receptoarelor liniare ale unităților frigorifice nu trebuie să depășească 30% din volumul geometric total al dispozitivelor de răcire ale incintei, partea de amoniac a dispozitivelor tehnologice și evaporatoarelor.

8) Pentru mașinile frigorifice cu încărcare dozată cu amoniac, nu este prevăzut un receptor liniar.

Procesul de producere a cantității optime de substanță chimică, precum și atingerea calității maxime a acestuia, este influențat de o serie de factori. Producția de amoniac depinde de presiune, temperatură, prezența unui catalizator, substanțele utilizate și metoda de extracție a materialului rezultat. Acești parametri trebuie echilibrați corespunzător pentru a obține cel mai mare profit din procesul de producție.

Proprietățile amoniacului

La temperatura camerei și umiditatea normală a aerului, amoniacul este în stare gazoasă și are un miros foarte respingător. Are un efect toxic și iritant asupra membranelor mucoase ale corpului. Producția și proprietățile amoniacului depind de participarea apei la proces, deoarece această substanță este foarte solubilă în condiții normale de mediu.

Amoniacul este un compus de hidrogen și azot. A lui formula chimica- NH3.

Acest Substanta chimica acționează ca un agent reducător activ, în urma arderii căreia se eliberează azot liber. Amoniacul prezintă caracteristicile bazelor și alcalinelor.

Reacția unei substanțe cu apa

Când NH3 este dizolvat în apă, se obține apă cu amoniac. La temperaturi normale, maximum 700 de volume de amoniac pot fi dizolvate într-un volum de element de apă. Această substanță este cunoscută sub numele de amoniac și este utilizată pe scară largă în industria producției de îngrășăminte și în instalațiile tehnologice.

NH 3 obținut prin dizolvarea în apă este parțial ionizat în proprietățile sale.

Amoniacul este utilizat într-una dintre metodele de laborator pentru obținerea acestui element.

Obținerea unei substanțe în laborator

Prima metodă de producere a amoniacului este de a aduce amoniacul la fierbere, după care aburul rezultat este uscat și cantitatea necesară este colectată. component chimic. De asemenea, se poate obține amoniac în laborator prin încălzirea varului stins și clorură de amoniu solidă.

Reacția de producere a amoniacului are următoarea formă:

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

În timpul acestei reacții se formează un precipitat alb. Aceasta este sarea CaCl 2 și se formează și apă și amoniacul dorit. Pentru a usca substanța necesară, aceasta este trecută printr-un amestec de var în combinație cu sifon.

Obținerea amoniacului în laborator nu oferă cea mai optimă tehnologie pentru producerea acestuia în cantitățile necesare. Oamenii caută modalități de a extrage substanța la scară industrială de mulți ani.

Originile stabilirii tehnologiilor de productie

În anii 1775-1780 s-au efectuat experimente privind legarea moleculelor de azot liber din atmosferă. Chimistul suedez K. Schelle a găsit o reacție care arăta ca

Na2CO3 + 4C + N2 = 2NaCN + 3CO

Pe baza ei, în 1895, N. Caro și A. Frank au dezvoltat o metodă de legare a moleculelor de azot liber:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C

Această opțiune necesita multă energie și nu era viabilă din punct de vedere economic, așa că în timp a fost abandonată.

O altă metodă destul de costisitoare a fost procesul de interacțiune dintre moleculele de azot și oxigen descoperit de chimiștii englezi D. Priestley și G. Cavendish:

Creșterea cererii de amoniac

În 1870, această substanță chimică era considerată un produs nedorit al industriei gazelor și era practic inutilă. Cu toate acestea, 30 de ani mai târziu a devenit foarte popular în industria cocsului.

La început, nevoia crescută de amoniac a fost satisfăcută prin izolarea acestuia de cărbune. Dar, odată cu creșterea consumului de substanță de 10 ori, au fost efectuate lucrări practice pentru a găsi modalități de extragere a acesteia. Producția de amoniac a început să fie introdusă folosind rezervele de azot atmosferic.

Nevoia de substanțe pe bază de azot a fost observată în aproape toate sectoarele cunoscute ale economiei.

Găsirea modalităților de a satisface cererea industrială

Omenirea a parcurs un drum lung spre realizarea ecuației pentru producerea materiei:

N2 + 3H2 = 2NH3

Producția de amoniac în industrie a fost realizată pentru prima dată în 1913 prin sinteza catalitică din hidrogen și azot. Metoda a fost descoperită de F. Haber în 1908.

Tehnologia deschisă a rezolvat o problemă de lungă durată pentru mulți oameni de știință tari diferite. Până în acest moment, nu a fost posibil să se lege azotul sub formă de NH3. Acest proces chimic se numește reacție cu cianamidă. Când temperatura varului și carbonului a crescut, s-a obținut substanța CaC 2 (carbură de calciu). Prin încălzirea azotului, au obținut producerea de cianamidă de calciu CaCN 2, din care amoniacul a fost eliberat prin hidroliză.

Introducerea tehnologiilor de producere a amoniacului

Obținerea NH 3 in la scară globală consumul industrial a început odată cu achiziționarea brevetului tehnologiilor lui F. Haber de către reprezentantul fabricii de sifon din Baden A. Mittash. La începutul anului 1911, sinteza amoniacului într-o mică instalație a devenit obișnuită. K. Bosch a creat un aparat mare de contact bazat pe dezvoltările lui F. Haber. Acesta a fost echipamentul original care a asigurat procesul de extracție a amoniacului prin sinteză la scară de producție. K. Bosch a preluat conducerea deplină în această problemă.

Economisirea costurilor energetice a implicat participarea la reacțiile de sinteză ale anumitor catalizatori.

Un grup de oameni de știință care lucrează pentru a găsi componente adecvate a propus următoarele: un catalizator de fier, la care s-au adăugat oxizi de potasiu și aluminiu și care este considerat încă unul dintre cei mai buni pentru producerea amoniacului în industrie.

La 9 septembrie 1913 a început să funcționeze prima fabrică din lume care folosește tehnologia de sinteză catalitică. Capacitatea de producție a crescut treptat, iar până la sfârșitul anului 1917 au fost produse 7 mii de tone de amoniac pe lună. În primul an de funcționare al uzinei, această cifră a fost de doar 300 de tone pe lună.

Ulterior, toate celelalte țări au început, de asemenea, să folosească tehnologia de sinteză folosind catalizatori, care în esență nu era foarte diferită de tehnica Haber-Bosch. Utilizarea proceselor de înaltă presiune și circulație a avut loc în orice proces tehnologic.

Introducerea sintezei în Rusia

În Rusia, sinteza a fost folosită și folosind catalizatori pentru a produce amoniac. Reacția arată astfel:

În Rusia, prima fabrică de sinteză a amoniacului a început să funcționeze în 1928 la Cernorechensk, iar apoi au fost construite unități de producție în multe alte orașe.

Lucrările practice privind producția de amoniac câștigă în mod constant amploare. Între 1960 și 1970, sinteza a crescut de aproape 7 ori.

În țară, substanțele catalitice mixte sunt folosite pentru obținerea, colectarea și recunoașterea cu succes a amoniacului. Studiul compoziției lor este realizat de un grup de oameni de știință condus de S. S. Lachinov. Acest grup a găsit cele mai eficiente materiale pentru tehnologia de sinteză.

Cercetările privind cinetica procesului sunt, de asemenea, în curs de desfășurare. Dezvoltarea științifică în acest domeniu au fost realizate de M. I. Temkin, precum și de colaboratorii săi. În 1938, acest om de știință, împreună cu colegul său V.M Pyzhev, a făcut o descoperire importantă în timp ce a îmbunătățit producția de amoniac. Ecuația cineticii de sinteză compilată de acești chimiști este acum folosită în întreaga lume.

Proces de sinteză modern

Procesul de producere a amoniacului folosind un catalizator, utilizat în producția de astăzi, este reversibil. Prin urmare, problema nivelului optim de influență a indicatorilor asupra obținerii producției maxime este foarte relevantă.

Procesul are loc la temperatura ridicata: 400-500 ˚С. Pentru a asigura viteza de reacție necesară, se folosește un catalizator. Producția modernă de NH 3 implică utilizarea presiunii înalte - aproximativ 100-300 atm.

Împreună cu utilizarea unui sistem de circulație, este posibil să se obțină o masă suficient de mare de materiale inițiale transformate în amoniac.

Producție modernă

Sistemul de operare al oricărei fabrici de amoniac este destul de complex și conține mai multe etape. Tehnologia de obținere a substanței dorite se realizează în 6 etape. În timpul procesului de sinteză, amoniacul este produs, colectat și recunoscut.

Etapa inițială presupune extragerea sulfului din gazul natural folosind un desulfurizant. Această manipulare este necesară datorită faptului că sulful este o otravă catalitică și ucide catalizatorul de nichel în etapa de extracție a hidrogenului.

A doua etapă implică conversia metanului, care are loc utilizând temperatură și presiune ridicată folosind un catalizator de nichel.

În a treia etapă, arderea parțială a hidrogenului are loc în oxigenul aerului. Rezultatul este un amestec de vapori de apă, monoxid de carbon și azot.

În a patra etapă, are loc o reacție de schimbare, care are loc sub diferiți catalizatori și doi diferiți conditii de temperatura. Inițial se folosește Fe 3 O 4, iar procesul are loc la o temperatură de 400 ˚C. A doua etapă implică un catalizator de cupru mai eficient, care permite producția la temperaturi scăzute.

Următoarea a cincea etapă implică eliminarea monoxidului de carbon (VI) inutil din amestecul de gaze prin utilizarea tehnologiei de absorbție a soluției alcaline.

În etapa finală, monoxidul de carbon (II) este îndepărtat folosind o reacție de conversie hidrogen în metan printr-un catalizator de nichel și temperatură ridicată.

Amestecul de gaz obținut în urma tuturor manipulărilor conține 75% hidrogen și 25% azot. Se comprimă sub presiune mare și apoi se răcește.

Aceste manipulări sunt descrise de formula de eliberare a amoniacului:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 45,9 kJ

Deși acest proces nu pare foarte complicat, toți pașii de mai sus pentru implementarea lui indică dificultatea de a produce amoniac la scară industrială.

Calitatea produsului final este afectată de absența impurităților din materiile prime.

După ce a parcurs un drum lung de la experiența de laborator mică la producția pe scară largă, producția de amoniac este astăzi o ramură populară și indispensabilă a industriei chimice. Acest proces este în mod constant îmbunătățit pentru a asigura calitatea, rentabilitatea și suma necesară produs pentru fiecare celulă a economiei naţionale.

Compusul hidrogen caracteristic volatil al azotului este amoniacul. După importanţă în industria chimică anorganică şi Chimie anorganică Amoniacul este cel mai important compus hidrogen al azotului. În felul său natura chimica este nitrura de hidrogen H 3 N. În structura chimică a amoniacului, orbitalii hibrizi sp 3 ai atomului de azot formează trei legături σ cu trei atomi de hidrogen, care ocupă cele trei vârfuri ale unui tetraedru ușor distorsionat.

Al patrulea vârf al tetraedrului este ocupat de o pereche de electroni singuri de azot, care asigură nesaturarea chimică și reactivitatea moleculelor de amoniac, precum și o valoare mare a momentului dipolului electric.

În condiții normale, amoniacul este un gaz incolor cu un miros înțepător. Este toxic: irită mucoasele, iar otrăvirea acută provoacă leziuni oculare și pneumonie. Datorită polarității moleculelor și constantei dielectrice destul de ridicate, amoniacul lichid este un solvent bun. Metalele alcaline și alcalino-pământoase, sulful, fosforul, iodul și multe săruri și acizi se dizolvă bine în amoniacul lichid. Amoniacul este mai solubil în apă decât orice alt gaz. Această soluție se numește apă cu amoniac sau amoniac. Solubilitatea excelentă a amoniacului în apă se datorează formării legăturilor de hidrogen intermoleculare.

Amoniacul are principalele proprietăți:

Reacția amoniacului cu apa:

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -

Interacțiunea cu halogenuri de hidrogen:

NH3 +HCI ⇄NH4CI

Interacțiunea cu acizii (ca urmare, se formează săruri medii și acide):

NH3 +H3PO4 → (NH4)3PO4 fosfat de amoniu

NH3 +H3PO4 → (NH4)2HP04 fosfat acid de amoniu

NH3 +H3PO4 → (NH4)H2PO4 fosfat dihidrogen de amoniu

Amoniacul reacționează cu sărurile unor metale pentru a forma compuși complecși - amoniac:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 sulfat de cupru tetraamină (II)

AgCI+ 2NH3 → CI clorură de diamină de argint (eu)

Toate reacțiile de mai sus sunt reacții de adiție.

Proprietăți redox:

În molecula de amoniac NH 3, azotul are o stare de oxidare de -3, deci în reacțiile redox poate dona doar electroni și este doar un agent reducător.

Amoniacul reduce unele metale din oxizii lor:

2NH3 + 3CuO → N2 +3Cu +3H2O

Amoniacul în prezența unui catalizator este oxidat la monoxid de azot NO:

4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O

Amoniacul este oxidat de oxigen fără un catalizator la azot:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

21. Compuși cu hidrogen ai halogenilor. 22. Acizi hidrohalici.

Halogenurile de hidrogen sunt gaze incolore cu un miros înțepător și sunt ușor solubile în apă. Solubilitatea ridicată a acestor compuși în apă face posibilă obținerea de soluții concentrate.

Când sunt dizolvate în apă, halogenurile de hidrogen se disociază ca acizii. HF aparține compușilor slab disociați, ceea ce se explică prin rezistența specială a legăturii. Soluțiile rămase de halogenuri de hidrogen sunt clasificate ca acizi tari. HF - acid fluorhidric HCl - acid clorhidric HBr - acid bromhidric HI - acid iodhidric

Forța acizilor din seria HF - HCl - HBr - HI crește, ceea ce se explică prin scăderea energiei de legare în aceeași direcție și creșterea distanței internucleare. HI este cel mai puternic acid dintre acizii hidrohalici.

Polarizabilitatea crește datorită faptului că apa polarizează mai mult legătura a cărei lungime este mai mare. Sărurile acizilor hidrohalici poartă, respectiv, următoarele denumiri: fluoruri, cloruri, bromuri, ioduri.

Proprietățile chimice ale acizilor hidrohalici

În forma lor uscată, halogenurile de hidrogen nu au niciun efect asupra majorității metalelor.

1. Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen au proprietățile acizilor fără oxigen. Interacționează puternic cu multe metale, oxizii și hidroxizii acestora; nu afectează metalele care se află în seria de tensiune electrochimică a metalelor după hidrogen. Interacționează cu unele săruri și gaze.

Acidul fluorhidric distruge sticla și silicații:

Si02+4HF=SiF4+2H2O

Prin urmare, nu poate fi depozitat în recipiente de sticlă.

2. În reacțiile redox, acizii hidrohalici se comportă ca agenți reducători, iar activitatea reducătoare din seriile Cl-, Br-, I- crește.

Chitanță

Fluorura de hidrogen este produsă prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra spatului fluor:

CaF2+H2SO4=CaS04+2HF

Clorura de hidrogen este produsă prin reacția directă a hidrogenului cu clorul:

Aceasta este o metodă sintetică de producție.

Metoda sulfatului se bazează pe reacția acidului sulfuric concentrat cu NaCl.

Cu o încălzire ușoară, reacția continuă cu formarea de HCI și NaHSO4.

NaCI+H2S04=NaHS04+HCI

La o temperatură mai mare, are loc a doua etapă a reacției:

NaCI+NaHS04=Na2S04+HCI

Dar este imposibil să se obțină HBr și HI într-un mod similar, deoarece compușii lor cu metalele la interacțiunea cu acidul sulfuric concentrat se oxidează, deoarece I- și Br- sunt agenți reducători puternici.

2NaBr-1+2H2S+6O4(k)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O

Bromura de hidrogen și iodură de hidrogen se obțin prin hidroliza PBr3 și PI3: PBr3+3H2O=3HBr+H3PO3 PI3+3H2O=3HI+H3PO3

Amoniacul este un compus volatil de hidrogen (nitrură de hidrogen) care joacă un rol de lider în industria modernă.

Deși a fost descoperit abia în secolul al XVIII-lea, este cunoscut omului din timpuri imemoriale. O soluție apoasă de amoniac este amoniacul. Această substanță se găsește în produșii de descompunere ai organismelor vii și în urină. Prin urmare, atunci când materia organică (rămășițele de plante, animale) se descompune, se eliberează amoniac, iar acest lucru dă naștere unui miros înțepător de putrezire (amoniac).

Istoria amoniacului

Amoniacul a fost descoperit la sfârșitul secolului al XVIII-lea de chimistul britanic Joseph Priestley, unul dintre fondatori. chimia modernă, care a făcut și multe descoperiri importanteîn alte domenii ale științei (fizică, biologie, optică).

De exemplu, lista inventiilor sale include: apa carbogazoasa, pentru care a primit o medalie de la Societatea Regala din Londra, si cunoscuta radiera (anterior, toata lumea folosea paine pentru a sterge grafitul).

Nu se poate nega că Joseph Priestley a adus contribuții enorme la chimie, în special în domeniul gazelor, dar multe dintre realizările sale au fost obținute din întâmplare.

Joseph Priestley a preparat amoniacul încălzind clorură de amoniu (amoniac) cu hidroxid de calciu (var stins) și apoi colectând gazul rezultat într-o baie de mercur.

O baie cu mercur este un dispozitiv special creat de Priestley pentru a concentra gazele. La temperatura camerei, mercurul este un lichid cu densitate mare, care îl împiedică să absoarbă gazele. Omul de știință le-a izolat cu ușurință de substanțe încălzindu-le pe suprafața mercurului.

Ecuația amoniacului:

2NH4CI + Ca(OH)2 = NH3 + CaCI2.

După descoperirea amoniacului de către Joseph Priestley, studiul acestuia nu a rămas pe loc.

În 1784, compoziția acestei substanțe a fost stabilită de chimistul Louis Berthollet, care a descompus-o în elementele sale originale prin descărcare electrică.

A primit numele „amoniac” deja în 1787 de la numele latin pentru amoniac, iar numele „amoniac”, pe care suntem obișnuiți să îl folosim, a fost introdus de Yakov Dmitrievich Zakharov în 1801.

Dar iată ce este interesant. Cu o sută de ani înainte de Joseph Priestley și descoperirea sa a amoniacului, omul de știință Robert Boyle a observat un fenomen în care un băț, înmuiat anterior în acid clorhidric, a început să fumeze când a fost adus la gazul eliberat de arderea gunoiului de grajd. Acest lucru se explică prin faptul că acidul și amoniacul au reacționat, iar produsele sale au conținut clorură de amoniu, ale cărei particule au creat fumul. Se pare că amoniacul a fost descoperit prin metode experimentale cu mult timp în urmă, dar prezența lui în lume a fost dovedită mult mai târziu.

Compoziția moleculei

Molecula de amoniac (NH 3) are forma unui tetraedru cu un atom de azot la vârf. Conține patru nori de electroni care se suprapun de-a lungul liniei de legătură, prin urmare, molecula conține exclusiv legături sigma. Comparativ cu hidrogenul, azotul are o electronegativitate mai mare, astfel încât perechile totale de electroni din moleculă sunt deplasate către acesta. Și deoarece există legături simple peste tot în amoniac, tipul de hibridizare este sp 3, iar unghiul dintre norii de electroni este de 109 grade.

Metode de obținere

Aproximativ 100 de milioane de tone de amoniac sunt produse anual în lume, astfel încât acest proces poate fi considerat pe drept unul dintre cele mai importante din lume. Este produs sub formă lichidă sau sub formă de soluție de douăzeci și cinci la sută.

Există următoarele modalități de a-l obține:

1. În industrie, amoniacul este produs prin sinteza azotului și hidrogenului, care este însoțită de eliberarea de căldură. Mai mult, această reacție poate avea loc numai la temperatură, presiune ridicată și în prezența unui catalizator, care, deși accelerează o reacție slabă, nu intră el însuși în ea.

Ecuația reacției amoniacului:

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

2. Amoniacul poate fi obținut în timpul cocsării cărbunelui.

De fapt, cărbunele nu conține amoniac, dar conține mulți compuși organici, care conțin azot și hidrogen. Și când cărbunele este încălzit puternic (piroliză), aceste componente formează amoniac, care iese ca un produs secundar.

3. În laborator, amoniacul este produs prin încălzirea clorurii de amoniu și hidroxid de calciu:

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

4. Sau prin încălzirea clorurii de amoniu cu alcali concentrat:

NH4CI + NaOH = NaCI + NH3 + H2O

Aplicație

Amoniacul este o substanță de neînlocuit și cu adevărat necesară, fără de care industria mondială ar încetini. Domeniul său de aplicare este larg: este implicat în toate procesele de producție umană, de la fabrici și laboratoare până la medicină. Avantajele sale sunt că este ecologic și un produs destul de ieftin.

Domenii de aplicare a amoniacului:

1. Industria chimica. Este utilizat în producția de îngrășăminte, polimeri, acid azotic, explozivi și ca solvent (amoniac lichid).
2. Unități frigorifice. Amoniacul se evaporă odată cu absorbția cantitate mare căldură din mediu, deoarece are anumite proprietăți termodinamice. Sistemele frigorifice bazate pe utilizarea acestuia sunt mai mult decât eficiente, motiv pentru care este principalul agent frigorific din industrie.
3. Medicament. Amoniacul sau o soluție de amoniac 10% este folosit pentru a se recupera din starea de leșin (iritarea receptorilor mucoasei nazale ajută la stimularea respirației), curățarea mâinilor chirurgului, inducerea vărsăturilor și așa mai departe.
4. Industria textila. Este folosit pentru a produce fibre sintetice. Amoniacul este folosit și la curățarea sau vopsirea diferitelor țesături.

Proprietăți fizice

Iată ce proprietăți fizice inerente amoniacului:

1. În condiții normale este un gaz.
2. Incolor.
3. Are un miros înțepător.
4. Otrăvitoare și foarte toxice.
5. Foarte solubil în apă (un volum de apă la șapte sute de volume de amoniac) și un număr de materie organică.
6. Punctul de topire este de -80 °C.
7. Punctul de fierbere este de aproximativ -36 °C.
8. Este exploziv și inflamabil.
9. Cam jumătate mai ușor ca aerul.
10. Are o moleculară rețea cristalină, în consecință, este fuzibil și fragil.
11. Masa molară a amoniacului este de 17 grame/mol.
12. Când este încălzit într-un mediu cu oxigen, se descompune în apă și azot.

Proprietățile chimice ale amoniacului

Amoniacul este un agent reducător puternic, deoarece gradul de oxidare a azotului din moleculă este minim. Este, de asemenea, capabil de proprietăți oxidante, ceea ce este mult mai puțin obișnuit.

Reacții cu amoniacul:

• Cu acizii, amoniacul formează săruri de amoniu, care se descompun la încălzire. CU acid clorhidric Amoniacul produce clorură de amoniu, iar cu sulf produce sulfat de amoniu.

NH3 + HCL = NH4CL

NH3 + H2S04 = (NH4)2S04

• Când este încălzit cu oxigen, se formează azot și, cu participarea unui catalizator (Pt), se obține oxid nitric.

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

• Cu apă se formează hidrat de amoniac instabil.

NH3 + H2O = NH3 × H2O

Amoniacul este capabil să prezinte proprietăți alcaline, prin urmare, atunci când interacționează cu apa, formează o bază slabă - NH4OH. Dar, de fapt, un astfel de compus nu există, așa că formula ar trebui scrisă după cum urmează: NH 3 × H 2 O.

Cu oxizi metalici.

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

• Cu halogeni.

8NH3 + 3CI2 =N2 + 6NH4CI

• Cu săruri metalice.

3NH 3 + ZH 2 O + AlCl 3 = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Compuși de amoniac

Există mai multe tipuri substanțe complexe, formată la interacțiunea cu amoniacul:

1. Săruri de amoniu. Ele se formează ca urmare a reacțiilor amoniacului cu acizii și se descompun la încălzire.
2. Amide. Acestea sunt săruri care se obțin prin tratarea metalelor alcaline cu amoniac.
3. Hidrazina. Aceasta este o substanță care se obține prin oxidarea amoniacului cu hipoclorit de sodiu în prezența gelatinei.
4. Amine. Amoniacul reacționează cu haloalcanii ca reacție de adiție pentru a forma săruri.
5. Amoniac. Cu sărurile de argint și cupru, amoniacul formează săruri complexe.

Rolul biologic

Amoniacul este o substanță formată în organismele ființelor vii în timpul metabolismului, care este un produs al metabolismului azotului în ele. Joacă un rol important în fiziologia animalelor, dar este extrem de toxic pentru organisme și nu se găsește aproape niciodată în ele în forma sa pură. Cea mai mare parte este procesată de ficat într-o substanță inofensivă - uree sau, așa cum se mai numește, uree.

De asemenea, ajută la neutralizarea acizilor care intră în organism cu alimente, menținând echilibrul acido-bazic al sângelui.

Amoniacul este o sursă importantă de azot pentru plante. Ei îl absorb în principal din sol, dar acesta este un proces foarte intensiv și ineficient. Unele plante sunt capabile să acumuleze azotul conținut în atmosferă cu ajutorul unor enzime speciale - azotaze. După care procesează azotul în compuși utili, cum ar fi proteinele și aminoacizii.

Stări agregate

Amoniacul poate fi în diferite stări de agregare:

1. Este prezent ca un gaz incolor cu un miros neplăcut, înțepător, în condiții normale.
2. De asemenea, se poate dizolva foarte bine în apă, deci poate fi păstrat sub formă de soluție apoasă cu o anumită concentrație. Se lichefiază și devine lichid ca urmare a presiunii și a răcirii extreme.
3. Amoniacul are o stare solidă în care apare sub formă de cristale cubice incolore.

Intoxicatia cu amoniac

După cum am menționat mai sus, amoniacul este o substanță extrem de toxică și otrăvitoare. Este clasificat ca clasa de pericol a patru.

Otrăvirea cu acest gaz este însoțită de perturbarea multor procese ale corpului:

• În primul rând, sistemul nervos este afectat și absorbția de oxigen este redusă celule nervoase.
• La pătrunderea în faringe, apoi în trahee și bronhii, amoniacul se depune pe membranele mucoase, se dizolvă, formând un alcali, care începe să aibă un efect dăunător asupra organismului, provocând arsuri interne, distrugând țesuturile și celulele.
• Această substanță are, de asemenea, un efect distructiv asupra componentelor grase, care într-o formă sau alta fac parte din toate organele umane.
• Sistemele cardiovascular și endocrin sunt afectate și activitatea lor este perturbată.

După contactul cu amoniacul, aproape întregul corp uman, țesuturile și organele sale interne suferă, iar procesele de viață se deteriorează.

Cel mai adesea, cazurile de otrăvire cu acest gaz apar în instalațiile chimice ca urmare a scurgerii sale, dar puteți fi otrăviți de acesta și acasă, de exemplu, dacă recipientul care conține amoniac nu este închis etanș și vaporii săi se acumulează în cameră. .

Otrăvirea poate apărea chiar și atunci când un tampon îmbibat în amoniac este adus la nas în timpul unei stări de leșin. Dacă victimei i se permite să-l mirosească mai mult de cinci secunde, atunci riscul de intoxicație este mare, așa că amoniacul trebuie întotdeauna tratat cu precauție extremă.

Simptome de otrăvire

Mai jos sunt o serie de semne de intoxicație cu amoniac:

1. Tuse severă, dificultăți de respirație.
2. Arsură în ochi, lacrimare, reacție dureroasă la lumina puternică.
3. Arsuri în gură și nazofaringe.
4. Amețeli, dureri de cap.
5. Dureri abdominale, vărsături.
6. Pragul de auz redus.
7. Cu otrăviri mai grave, sunt posibile următoarele: pierderea conștienței, convulsii, stop respirator, insuficiență cardiacă acută. Combinația de încălcări poate duce victima într-o comă.

Prevenirea în caz de otrăvire

Primul ajutor în acest caz constă în câțiva pași simpli. Mai întâi trebuie să duci victima la Aer proaspat, clătiți-i fața și ochii cu apă curentă. Chiar și cei care nu erau foarte buni la chimie știu de la școală: alcalii sunt neutralizați de acid, așa că gura și nasul trebuie clătite cu apă cu adaos de suc de lămâie sau oțet.

Dacă persoana otrăvită și-a pierdut cunoștința, ar trebui să-l întindeți pe o parte în caz de vărsături, iar dacă pulsul și respirația se opresc, faceți-i un masaj cardiac și respirație artificială.

Consecințele otrăvirii

După intoxicația cu amoniac, o persoană se poate confrunta cu consecințe ireversibile foarte grave. În primul rând, sistemul nervos central suferă, ceea ce implică o serie de complicații:

• Creierul încetează să-și îndeplinească pe deplin funcțiile și începe să funcționeze defectuos, din această cauză, inteligența scade și boală mintală, amnezie, ticuri nervoase.
• Sensibilitatea unor părți ale corpului scade.
• Funcționarea aparatului vestibular este perturbată. Din această cauză, o persoană simte amețeală constantă.
• Organele auzului încep să-și piardă funcționalitatea, ceea ce duce la surditate.
• Când învelișurile ochilor sunt deteriorate, vederea și acuitatea ei scad, în cel mai rău caz Orbirea așteaptă victima.
• Debutul morții. Depinde de cât de mare a fost concentrația de gaz în aer și de cât de mulți vapori de amoniac au intrat în organism.

Cunoașterea și respectarea măsurilor de siguranță prescrise înseamnă să vă protejați de riscul de amenințare propria viata sau o soartă mai rea - dizabilitate, pierderea auzului sau a vederii.

Kr. punct 132,25 °C Entalpia de formare -45,94 kJ/mol Presiunea aburului 8,5 ± 0,1 atm Proprietăți chimice pK a 9.21 Solubilitate in apa 89,9 (la 0 °C) Clasificare Reg. numar CAS PubChem Reg. numărul EINECS 231-635-3 ZÂMBETE InChI RTECS BO0875000 ChEBI Număr ONU 1005 ChemSpider Datele sunt date pentru condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu se specifică altfel.

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).

• Amoniacul reacționează cu alcanii halogenați prin adăugare nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (metodă de producere a aminelor):

N H 3 + CH H 3 C l → [ CH 3 N H 3 ] C l (\displaystyle (\mathsf (NH_(3)+CH_(3)Cl\rightarrow Cl)))(clorhidrat de metil amoniu)

• Produce amide cu acizi carboxilici, anhidridele acestora, halogenuri acide, esteri și alți derivați. 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”. Unsprezece ani mai târziu, în 1785, K. Berthollet a stabilit exact compoziție chimică amoniac De atunci, cercetările au început în întreaga lume cu privire la producerea amoniacului 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 scăderii rezervelor de nitrați a devenit mai acută sfârşitul secolului al 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 lui Le Chatelier) și un catalizator de osmiu. Pe 2 iulie 1909, Haber a testat aparatul în prezența lui K. Bosch și A. Mittash, ambii de la Fabrica de anilină și sifon din Baden (BASF), și a obținut amoniac. Până în 1911, K. Bosch a creat o versiune la scară largă a aparatului pentru BASF, iar apoi prima fabrică de sinteză a amoniacului din lume a fost construită și pusă în funcțiune la 9 septembrie 1913, care era situată în Oppau (acum un cartier din orașul Ludwigshafen am Rhein) și aparținea 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 produs 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 produșii de descompunere este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic Amonian. Acesta era numele dat oamenilor care se închinau zeului Amon. În timpul ritualurilor lor, 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 un ion 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 accelerată semnificativ în prezența chiar și a unor impurități 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 metal-amoniac, care conțin electroni liberi, sunt cei mai puternici agenți reducători.

Complexarea

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca liganzi. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri d-metalice 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 sunt formate din 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 viețuitoare sunt capabile să folosească azotul diatomic liber, neutru al atmosferei, gazul N2. Prin urmare, pentru a include azotul atmosferic în circulația biologică, în special în sinteza aminoacizilor și a nucleotidelor, este necesar un proces numit „fixare a azotului”. Unele plante depind de disponibilitatea amoniacului și a altor reziduuri azotate eliberate în sol de resturile organice în descompunere ale altor plante și animale. Altele, cum ar fi leguminoasele fixatoare de azot, profită de o simbioză cu bacteriile fixatoare de azot (rizobii), care sunt capabile să producă amoniac din azotul atmosferic.

În unele organisme, amoniacul se formează din azotul atmosferic folosind enzime numite nitrogenaze. Acest proces se numește fixare a azotului. Deși este puțin probabil să se dezvolte vreodată metode biomimetice care să poată concura în productivitate cu metodele chimice de producere a amoniacului din azot, oamenii de știință fac totuși eforturi mari pentru a înțelege mai bine mecanismele fixării biologice a azotului. Interesul științific pentru această problemă este parțial motivat de structura neobișnuită a centrului 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 secundar final al metabolismului aminoacizilor, și anume produsul dezaminării catalizat de enzime precum glutamat dehidrogenaza. Excreția de amoniac nemodificat este o cale comună pentru detoxifierea amoniacului la creaturile acvatice (pești, nevertebrate acvatice și unii 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 solidelor urinei. Cu toate acestea, majoritatea păsărilor, reptilelor, insectelor și arahnidelor emit acid uric mai degrabă decât uree ca principal reziduu de azot.

Amoniacul joacă și el rol important atât în ​​fiziologia normală cât și în cea patologică a animalelor. Amoniacul este produs în timpul metabolismului normal al aminoacizilor, dar este foarte toxic în concentrații mari. Ficatul animalelor transformă amoniacul în uree printr-o serie de reacții secvențiale cunoscute sub numele de ciclul ureei. Funcția hepatică afectată, cum ar fi cea observată în ciroză, poate afecta capacitatea ficatului de a detoxifica amoniacul și de a-l transforma în uree, ducând la niveluri crescute de amoniac în sânge, o afecțiune numită hiperamoniemie. Un rezultat similar - creșterea nivelului de amoniac liber din sânge și dezvoltarea hiperamoniemiei - este cauzat de prezența defectelor genetice congenitale în enzimele ciclului ureei, cum ar fi ornitin carbamiltransferaza. 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 în amoniac de către rinichi şi dioxid de carbonși, ca urmare, crește nivelul de amoniac din sânge. Hiperamoniemia contribuie la tulburările de conștiență 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 acidurii organice.

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, sindrom de compresie tisulară sau de zdrobire, procese purulent-necrotice extinse, gangrena extremităților, sepsis etc. , precum și pentru unele tulburări endocrine, cum ar fi diabetul zaharat, tireotoxicoza severă. Probabilitatea apariției hiperamoniemiei în aceste condiții patologice este deosebit de mare în cazurile în care starea patologică, pe lângă catabolismul proteic crescut, provoacă și o afectare pronunțată a funcției de detoxifiere a ficatului sau a funcției excretoare a rinichilor.

Amoniacul este important pentru menținerea echilibrului 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, ținând cont de formarea a două molecule de bicarbonat din ketoglutarat, are ca rezultat o pierdere totală de acizi și 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 +) și, prin urmare, poate promova în continuare eliminarea acizilor din organism.

Amoniacul și ionii de amoniu sunt un produs secundar toxic al metabolismului la animale. 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, amoniacul produs în timpul metabolismului este transformat în acid uric, care este un reziduu solid și poate fi excretat cu pierderi minime de apă.

Acțiune fiziologică

După efectul său fiziologic asupra organismului, aparține grupului de substanțe cu efecte asfixiante și neurotrope, care, dacă sunt inhalate, pot provoca edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului 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. Acesta este ceea ce o persoană percepe ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare excesivă, dureri oculare, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, crize de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură și este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura atunci când se evaporă, iar atunci când intră în contact cu pielea, apar degerături de diferite grade. 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 globală anuală ajunge la 150 de milioane de tone. Folosit în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (folosind metoda amoniacului) și alte produse din industria chimică. 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 Al 2 O 3 și K 2 O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant, la 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 producere 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) )))

De obicei, amoniacul se obține într-o metodă de laborator prin încălzirea blândă 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)\în 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 ridicată (la temperatura camerei, presiunea vaporilor saturați de amoniac 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 necesită o medie de 1200 nm³ gaz natural, în Europa - 900 nm³.

Grodno Azot din Belarus consumă 1200 nm³ de gaz natural 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 gaz natural 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 este folosit extern sub formă de loțiuni. 10 % soluție de apă amoniacul este cunoscut ca