MEGHATÁROZÁS
Ammónia- hidrogén-nitrid.
Képlet – NH3. Moláris tömeg - 17 g/mol.
Az ammónia fizikai tulajdonságai
Az ammónia (NH 3) színtelen, szúrós szagú (az „ammónia szagú”) gáz, a levegőnél könnyebb, vízben jól oldódik (egy térfogat víz akár 700 térfogat ammóniát is felold). A tömény ammóniaoldat 25 tömeg% ammóniát tartalmaz, sűrűsége 0,91 g/cm 3 .
Az ammónia molekulában az atomok közötti kötések kovalensek. Az AB 3 molekula általános képe. A nitrogénatom minden vegyértékpályája hibridizációba lép, ezért az ammónia molekula hibridizációjának típusa sp 3. Az ammónia geometriai szerkezete AB 3 E típusú - trigonális piramis (1. ábra).
Rizs. 1. Az ammónia molekula szerkezete.
Az ammónia kémiai tulajdonságai
Kémiailag az ammónia meglehetősen aktív: sok anyaggal reagál. A „-3” ammóniában a nitrogén oxidációs foka minimális, így az ammónia csak redukáló tulajdonságokat mutat.
Ha az ammóniát halogénekkel, nehézfém-oxidokkal és oxigénnel hevítjük, nitrogén képződik:
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O
4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O
Katalizátor jelenlétében az ammónia nitrogén-oxiddá (II) oxidálható:
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizátor - platina)
A VI. és VII. csoportba tartozó nemfémek hidrogénvegyületeivel ellentétben az ammónia nem mutat savas tulajdonságokat. A molekulájában lévő hidrogénatomokat azonban továbbra is fématomokkal lehet helyettesíteni. Amikor a hidrogént teljesen felváltja egy fém, nitrideknek nevezett vegyületek képződnek, amelyek a nitrogén és a fém közvetlen kölcsönhatása révén is előállíthatók magas hőmérsékleten.
Az ammónia fő tulajdonságai a nitrogénatomon található magányos elektronpárnak köszönhetők. Az ammónia vizes oldata lúgos:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Amikor az ammónia savakkal kölcsönhatásba lép, ammóniumsók képződnek, amelyek hevítéskor bomlanak:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (hevítéskor)
Ammónia termelés
Vannak ipari és laboratóriumi módszerek az ammónia előállítására. A laboratóriumban az ammóniát lúgok hatására melegítik ammóniumsók oldataira:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Ez a reakció az ammóniumionok esetében kvalitatív.
Ammónia alkalmazása
Az ammóniatermelés az egyik legfontosabb technológiai folyamatok világszerte. Évente körülbelül 100 millió tonna ammóniát állítanak elő a világon. Az ammónia folyékony formában vagy 25% -os vizes oldat - ammóniavíz - formájában szabadul fel. Az ammónia fő felhasználási területei a salétromsav előállítása (nitrogéntartalmú ásványi műtrágyák ezt követően), ammóniumsók, karbamid, meténamin, szintetikus szálak (nylon és nylon). Az ammóniát ipari hűtőegységekben hűtőközegként, valamint fehérítőszerként használják pamut, gyapjú és selyem tisztításánál és festésében.
Példák problémamegoldásra
1. PÉLDA
| Gyakorlat | Mekkora az ammónia tömege és térfogata, amely 5 tonna ammónium-nitrát előállításához szükséges? |
| Megoldás | Írjuk fel az ammónium-nitrát ammóniából és salétromsavból történő előállításának reakcióegyenletét: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 A reakcióegyenlet szerint az ammónium-nitrát anyag mennyisége 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Ezután a reakcióegyenletből kiszámított ammónium-nitrát tömege: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 t A reakcióegyenlet szerint az ammóniaanyag mennyisége is egyenlő 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Ezután az ammónia tömegét a következő egyenlettel számítjuk ki: m(NH3)=v(NH3)×M(NH3); m(NH 3) = 1 × 17 = 17 t Készítsünk arányt és keressük meg az ammónia tömegét (praktikus): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17 × 5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Vegyünk hasonló arányt az ammónia térfogatának meghatározásához: 1,06 g NH 3 – x l NH 3 17 t NH 3 – 22,4×10 3 m 3 NH 3 x = 22,4 × 10 3 × 1,06 /17 = 1,4 × 10 3 V(NH 3) = 1,4 × 10 3 m 3 |
| Válasz | Ammónia tömege - 1,06 t, ammónia térfogata - 1,4×10 m |
A nitrogénatom három párosítatlan elektronja miatt (B(N) = III, C.O. (N) = -3) 3 poláris kovalens szigma kötést hoz létre a hidrogénatomokkal. A megmaradt magányos 2s elektronpár képes részt venni a 4. kovalens kötés kialakításában a donor-akceptor mechanizmus szerint üres pályával rendelkező atomokkal
Fizikai tulajdonságok
Normál hőmérsékleten az NH 3 színtelen, szúrós szagú gáz, 1,7-szer könnyebb a levegőnél. Az ammónia nagyon könnyen cseppfolyósítható (forr. -33 °C); a folyékony NH 3 bizonyos szempontból hasonló a vízhez - jó poláris oldószer, ami a benne oldott anyagok ionizációját okozza.
Az ammónia nagyon jól oldódik vízben (20°C-on kb. 700 l NH 3 oldódik 1 liter vízben A 25%-os vizes oldatot ún. ammónia».
Hidrogénkötések jönnek létre az NH 3 és a H 2 O molekulák között. Ezért az ammónia vizes oldatban NH 3 H 2 O hidrát formájában létezik.
Megszerzési módszerek
I. Ipari szintézis:
ZN 2 + N 2 = 2NH 3 + Q
Ez a vegyipari termelés egyik legfontosabb folyamata. A reakció erősen reverzibilis; az egyensúly jobbra tolásához nagyon szükséges magas nyomású(1000 atm-ig).
II. Laboratóriumi körülmények között az ammóniát lúgok szilárd ammóniumsók hatására nyerik:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O
Kémiai tulajdonságok
Az NH3 nagyon reaktív anyag. Az ezzel járó reakciók számosak és különböző mechanizmusúak.
Az NH3 erős redukálószer.
ÉN. Ammónia gáz interakcióba lép:
oxigénnel (katalizátor nélkül) 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
oxigénnel (Pt katalizátorok jelenlétében) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
halogénekkel 8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl
alacsony aktivitású fémek oxidjaival 2NH 3 + 3СuО = N 2 + 3Сu + 3Н 2 О
II. A vízben oldott ammónia reakcióba lép különféle oxidálószerekkel, pl.
10NH3 + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5N2 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O
Ha az ammóniát nátrium-hipoklorittal oxidálják, egy másik hidrogén-nitrogénvegyületet kapunk - hidrazin N 2 H 4.
2NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
Az NH 3 vizes oldata gyenge bázis.
A vízzel való kölcsönhatás során keletkező ammónia-hidrát részlegesen disszociál:
NH 3 + H 2 O → NH 3 HON → NH 4 + + OH -
Az NH 4 + komplex kation az NH 3 molekulához H + ionoknak a donor-akceptor mechanizmus szerint történő hozzáadásának terméke. A H 2 O molekulákból felszabaduló OH-ionok hatására az ammóniaoldat enyhén lúgos reakcióba lép, és bázisos tulajdonságokat mutat.
Reakciók savakkal.
Reagál minden savval, például: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 ammónium-nitrát
2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 ammónium-szulfát
NH 3 + H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 ammónium-hidrogén-szulfát
Reakciók fémsókkal.
Ha az ammóniát fémsók vizes oldataiba vezetjük, amelyek hidroxidjai vízben nagyon rosszul oldódnak, Me(OH) x kicsapódik:
3NH 3 + ZH 2 O + AlCl 3 = Al(OH) 3 ↓ +3NH 4 Cl
Az NH 3 komplex vegyületek liganduma (ammónia képződése).
Az NH 3 molekulák nem csak H + ionokkal, hanem számos átmeneti fém kationjával is képesek donor-akceptor kötést kialakítani (Ag +, Cu 2+, Cr 3+, Co 2+ stb.).
Ez összetett ionok - [Аg(NH 3) 2 ] stb. megjelenéséhez vezet, amelyek a komplex vegyületek - ammónia - részét képezik.
Az oldható ammóniavegyületek képződése miatt a komplexképző fém-oxidok, hidroxidok és vízben oldhatatlan sók vizes ammóniaoldatban feloldódnak.
Különösen az Ag 2 O, Cu 2 O, Cu(OH) 2, AgCl könnyen oldódik ammóniában;
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2 [Ag(NH 3) 2 ]OH diamin ezüst (I) hidroxid
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 tetraamin réz(II)-hidroxid
AgCl + 2NH 3 = Cl-diamin ezüst(I)-klorid
Az Ag 2 O, Cu 2 O, Cu(OH) 2 ammóniaoldatait kvalitatív elemzésben (aldehidek, többértékű alkoholok kimutatása) használják reagensként.
Az NH3 aminálószer a szerves szintézisben.
Az ammóniát alkil-aminok, aminosavak és amidok szintézisére használják, például:
2NH3 + C 2 H 5 Br → C 2 H 5 NH 2 + NH 4 Br etil-amin
2NH 3 + CH 2 ClCOOH → H 2 N-CH 2 -COOH + NH 4 Cl glicin
Ammónium sók
Az ammóniumsókban az NH 4 + kation egy alkálifém-kation (például K +) szerepét tölti be. Minden ammóniumsó kristályos anyag, vízben jól oldódik. Némelyikük az anionok miatt színezett. Vizes oldatokban teljesen disszociálnak:
NH 4 NO 3 → NH 4 + + NO 3 -
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → 2NH 4 + + Cr 2 O 7 2-
Megszerzési módszerek
1. Ammónia átvezetése savas oldatokon (lásd az NH 3 kémiai tulajdonságait).
2. Az ammónia kölcsönhatása gázhalmazállapotú hidrogén-halogenidekkel: NH 3 (g.) + HBr (g.) = NH 4 Br (tv.)
Kémiai tulajdonságok
(az ammóniumsókra jellemző)
1. Az erős bázisok kiszorítják az NH 3-t az ammóniumsókból:
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O
(NH 4) 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O
Ez egy kvalitatív reakció az NH 4 + ionra (a felszabaduló NH 3 mennyiségét a nedves vörös lakmuszpapír illata vagy kéksége határozza meg).
2. Melegítéskor az ammóniumsók lebomlanak:
a) a nem oxidáló aniont tartalmazó ammóniumsók bomlása során NH 3 szabadul fel:
NH 4 Cl → NH 3 + HCl
(NH 4) 2 SO 4 → NH 3 + NH 4 HSO 4
(NH 4) 3 PO 4 → 3NH 3 + H 3 PO 4
(NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2 + H 2 O
NH 4 HCO 3 → NH 3 + CO 2 + H 2 O;
b) ha a só oxidáló aniont tartalmaz, akkor intramolekuláris redox bomlás következik be:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O
(NH 4) 2Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
3. Vizes oldatokban az ammóniumsókat a kation hidrolizálja:
NH 4 + + H 2 O → NH 3 H 2 O + H +
Ammónia- NH3, hidrogén-nitrid, normál körülmények között - színtelen gáz, éles jellegzetes szaggal (ammónia szaga)
Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, aki kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait).
A reakció a hő felszabadulásával és a térfogat csökkenésével megy végbe. Ezért Le Chatelier elve alapján a reakciót a lehető legalacsonyabb hőmérsékleten és magas nyomáson kell végrehajtani – ekkor az egyensúly jobbra tolódik el. Alacsony hőmérsékleten azonban a reakciósebesség elhanyagolható, magas hőmérsékleten pedig a fordított reakció sebessége nő. A reakció nagyon nagy nyomáson történő végrehajtásához speciális berendezések létrehozása szükséges, amelyek ellenállnak a nagy nyomásnak, és ezért nagy tőkebefektetéseknek. Ezenkívül a reakció egyensúlya még 700 °C-on is túl lassan jön létre a gyakorlati felhasználáshoz.
A katalizátor (pórusos vas Al2O3 és K2O szennyeződésekkel) alkalmazása lehetővé tette az egyensúlyi állapot elérésének felgyorsítását. Érdekes módon, amikor ehhez a szerephez katalizátort kerestek, több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki.
Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállításának folyamatát a következő időpontban hajtják végre következő feltételekkel: hőmérséklet 500 °C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Az ammónia hozama ilyen körülmények között körülbelül 30%. Ipari körülmények között a cirkulációs elvet alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszavezetik a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével.
Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak ammóniumsókra.
Az ammóniát általában laboratóriumi módszerrel nyerik ammónium-klorid és oltott mész keverékének enyhe melegítésével.
Az ammónia szárításához mész és nátronlúg keverékén engedik át.
Nagyon száraz ammóniát nyerhetünk, ha feloldunk benne fémnátriumot, majd desztilláljuk. Ezt a legjobban egy fémből készült rendszerben lehet megtenni vákuum alatt. A rendszernek ellenállnia kell a nagy nyomásnak (szobahőmérsékleten a telített ammóniagőz nyomása körülbelül 10 atmoszféra). Az iparban az ammóniát abszorpciós oszlopokon szárítják.
Felhasználási arányok tonnánként ammóniára
Egy tonna ammónia előállításához Oroszországban átlagosan 1200 nm³ földgázt fogyasztanak, Európában - 900 nm³.
Ammónia az orvostudományban
Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg, lotionok formájában használják. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ammóniának nevezik.
Lehetséges mellékhatások: Hosszan tartó expozíció (belélegzés) esetén az ammónia reflex légzésleállást okozhat.
Helyi alkalmazás ellenjavallt dermatitisz, ekcéma, egyéb bőrbetegségek, valamint a bőr nyílt traumás sérülései esetén.
A szem nyálkahártyájának véletlen sérülése esetén öblítse le vízzel (10 percenként 15 perccel) vagy 5%-os oldattal. bórsav. Olajokat és kenőcsöket nem használnak. Ha az orr és a garat érintett - 0,5% -os oldat citromsav vagy természetes gyümölcslevek. Szájon át történő bevétel esetén igyon vizet, gyümölcslevet, tejet, lehetőleg 0,5%-os citromsavoldatot vagy 1%-os oldatot ecetsav amíg a gyomortartalom teljesen semlegesíti.
Interakció másokkal gyógyszerek ismeretlen.
Érdekes tények
Az ammónia gőzei megváltoztathatják a virágok színét. Például a kék és kék szirmok zöldre, az élénkvörös szirmok feketére válnak.
ammónia –N.H. 3
Az ammónia (az európai nyelveken a neve „ammóniának” hangzik) az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti nevét, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton az állati eredetű salakanyagokban található karbamid (NH 2) 2 CO különösen gyorsan bomlik le. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi szóról kapta a nevét Amonian. Így nevezték azokat az embereket, akik Amon istent imádták. Szertartásaik során ammóniát NH 4 Cl-t szippantottak, amely hevítéskor az ammóniát elpárologtatja.
1. Molekula szerkezete
Az ammónia molekula trigonális piramis alakú, amelynek csúcsán nitrogénatom található. A nitrogénatom három párosítatlan p-elektronja részt vesz a poláris kovalens kötések kialakításában három hidrogénatom 1s-elektronjaival (N−H kötés), a negyedik külső elektronpár magányos, donor-akceptor kötést tud kialakítani. hidrogénionnal, ammóniumiont képezve NH 4 + .
A kémiai kötés típusa:kovalens poláris, három szimplaσ - szigma N-H kötések
2. Fizikai tulajdonságok ammónia
Normál körülmények között színtelen, jellegzetes szagú (ammónia szagú), a levegőnél majdnem kétszer könnyebb és mérgező gáz.A szervezetre gyakorolt élettani hatása szerint a fulladást okozó és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belélegezve mérgező tüdőödémát és súlyos károsodást okozhatnak. idegrendszer. Az ammónia gőzei erősen irritálják a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint bőr. Ezt szúrós szagként érzékeljük. Az ammóniagőzök túlzott könnyezést, szemfájdalmat, a kötőhártya és a szaruhártya kémiai égését, látásvesztést, köhögési rohamokat, bőrpírt és viszketést okoznak. Az NH 3 vízoldhatósága rendkívül magas - körülbelül 1200 térfogatrész (0 °C-on) vagy 700 térfogatrész (20 °C-on) víz térfogatára vonatkoztatva.
3.
|
A laboratóriumban |
Az iparban |
|
Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak az ammóniumsókra: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O (NH 4) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O Figyelem !Az ammónium-hidroxid instabil bázis, lebomlik: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O Amikor ammóniát fogad, tartsa a vevőcsövet alul felfelé, mivel az ammónia könnyebb, mint a levegő: |
Az ammónia előállításának ipari módszere a hidrogén és a nitrogén közvetlen kölcsönhatásán alapul: N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 k J Körülmények: katalizátor – porózus vas hőmérséklet – 450 – 500 ˚С nyomás – 25-30 MPa Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, aki kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait). |
4. Az ammónia kémiai tulajdonságai
Az ammóniát a következő reakciók jellemzik:
- a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával (oxidációs reakció)
- a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás)
|
A nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával járó reakciók (oxidációs reakciók) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 –erős redukálószer. |
|
oxigénnel 1. Ammónia égése (fűtött állapotban) 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0 2. Az ammónia katalitikus oxidációja (katalizátorPt – Rh, hőfok) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Videó - Kísérlet "Ammónia oxidációja króm-oxid jelenlétében" |
|
fém-oxidokkal 2 NH 3 + 3 CuO = 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O |
|
erős oxidálószerekkel 2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl (fűtött állapotban) |
|
Az ammónia gyenge vegyület, hevítés hatására bomlik 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 |
|
Reakciók a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás - Ammóniumion képződés NH4+donor-akceptor mechanizmussal) Videó – Kísérlet „Minőségi reakció az ammóniára” Videó – Kísérlet „Füst tűz nélkül” Videó - Kísérlet "Az ammónia kölcsönhatása koncentrált savakkal" Videó – „Szökőkút” kísérlet Videó - Kísérlet "Az ammónia feloldása vízben" |
5. Ammónia alkalmazása
A termelési mennyiségeket tekintve az ammónia az egyik első helyet foglalja el; Évente körülbelül 100 millió tonna ebből a vegyületből készül világszerte. Az ammónia folyékony formában vagy vizes oldat - ammóniás víz - formájában kapható, amely általában 25% NH 3 -ot tartalmaz. Hatalmas mennyiségek ammóniát használnak tovább salétromsav előállítására ami arra jár műtrágyagyártásés sok más termék. Az ammóniás vizet közvetlenül műtrágyaként is használják, és néha a mezőket közvetlenül a tartályokból öntözik folyékony ammóniával. Ammóniából különböző ammóniumsókat, karbamidot, meténamint kapnak. Övé olcsó hűtőközegként is használják ipari hűtőegységekben.
Ammóniát is használnak szintetikus szálak előállítására például nejlon és nylon. A könnyűiparban ő pamut, gyapjú és selyem tisztítására és festésére használják. A petrolkémiai iparban az ammóniát használják a savas hulladékok semlegesítésére, a természetes gumiiparban pedig az ammónia segít megőrizni a latexet az ültetvényről a gyárra haladva. Az ammóniát a Solvay-módszerrel szódagyártásban is használják. Az acéliparban ammóniát használnak nitridálásra - az acél felületi rétegeinek nitrogénnel való telítésére, ami jelentősen növeli a keménységét.
Az orvosok vizes ammóniaoldatokat (ammónia) használnak a mindennapi gyakorlatban: az ammóniába mártott vattakorong kihozza az embert az ájulásból. Ebben az adagban az ammónia nem veszélyes az emberre.
FELADATOK
1. számú szimulátor "Ammónia égés"
2. szimulátor "Az ammónia kémiai tulajdonságai"
MEGADÁSI FELADATOK
№1. Hajtsa végre az átalakításokat a séma szerint:
a) Nitrogén → Ammónia → Nitrogén-oxid (II)
b) Ammónium-nitrát → Ammónia → Nitrogén
c) Ammónia → Ammónium-klorid → Ammónia → Ammónium-szulfát
Az ORR-hez állítson össze egy e-mérleget a RIO-hoz, töltse ki az ionos egyenleteket.2. sz. Írjon fel négy egyenletet az ammóniatermelő kémiai reakciókra!
Fizikai tulajdonságok.
Normál nyomáson az ammónia -33 °C-on cseppfolyósodik és -78 °C-on megszilárdul. Az NH 3 olvadási hője 6 kJ/mol. Az ammónia kritikus hőmérséklete 132 °C, kritikus nyomása 112 atm. Az ezt tartalmazó palackokat sárgára kell festeni, és feketével kell ráírni az „Ammonia” szót.
Az ammónia színtelen, jellegzetes szúrós szagú gáz („ammónia”). Vízben való oldhatósága nagyobb, mint az összes többi gázé: egy térfogatrész víz körülbelül 1200 térfogatrész NH 3-t nyel el 0 °C-on, és körülbelül 700 térfogatrész 20 °C-on. A kereskedelemben kapható koncentrált oldat sűrűsége általában 0,91 g/cm3, és 25 tömeg% NH3-t tartalmaz (azaz közel az NH 3 · 3H 2 O összetételéhez).
A folyékony ammónia asszociációja annak magas párolgási hőjéhez kapcsolódik (23,4 kJ/mol). Mivel az ammónia kritikus hőmérséklete magas (+132 °C), és elpárolgása során sok hő távozik a környezetből, a folyékony ammónia munkaanyagként szolgálhat a hűtőgépekben. r levegővel = M NH 3 / M átlagos levegő = 17 / 29 = 0,5862
A folyékony ammónia jó oldószer nagyon sok szerves vegyülethez, valamint sok szervetlenhez is. Például az elemi kén jól oldódik folyékony ammóniában, amelynek erős oldatai vörös színűek [és +18 °C alatt S(NH 3) 2 szolvátot tartalmaznak]. A sók közül az ammónium- és alkálifém-származékok oldódnak legjobban, mint mások, a sók oldhatósága a Cl-Br-I sorozat mentén növekszik. A példák közé tartoznak a következő adatok (g/100 g NH 3 25 °C-on):
|
A halogenidek oldhatóságának hasonló változása számos más kationra is jellemző. Sok nitrát (és a KMnO4) folyékony ammóniában is jól oldódik. Éppen ellenkezőleg, az oxidok, fluoridok, szulfátok és karbonátok általában nem oldódnak benne.
Kihasználva a sók folyékony NH 3-ban és vízben való oldhatóságának különbségét, néha lehetséges az általánosan megfigyelt ioncsere reakciók megfordítása. Például egyensúly a séma szerint:
2 AgNO 3 + BaBr 2 Н 2 AgBr + Ba(NO 3) 2
BAN BEN vízi környezet szinte teljesen jobbra tolódik (az AgBr oldhatatlansága miatt), ammónia környezetben pedig - balra (a BaBr 2 oldhatatlansága miatt).
Az ammónia, mint ionizáló oldószer, jellegzetes tulajdonsága a különböző elektrolitok disszociációjára kifejtett kiegyenlítő hatása. Például a folyékony ammóniában lévő HClO 4 és HCN, amelyek disszociációja aránytalan vizes közegben, csaknem azonos disszociációs állandókkal (5·10 -3 és 2,10 -3) jellemző. A sók folyékony ammóniában közepes vagy gyenge erősségű elektrolitként viselkednek (például K = 2·10 -3 KBr esetén). A kloridok általában valamivel kevésbé, a jodidok pedig valamivel jobban disszociálnak, mint a megfelelő bromidok.
A folyékony ammónia különleges tulajdonsága, hogy képes feloldani a legaktívabb fémeket, amelyek ionizáción mennek keresztül. Például a fémnátrium híg oldata kék színű, elektromos áramot vezet, mint az elektrolit oldatok, és Na+ kationokat (ammoniával oldva) és (NH 3) x - anionokat tartalmaz. Egy ilyen komplex anion központi része egy szabad elektron, amely polarizációs kölcsönhatásban áll környezet(polaron). Nagyobb Na-koncentráció esetén oldata bronz megjelenését ölti, és fémes elektromos vezetőképességet mutat, azaz a szolvatált ammóniával együtt szabad elektronokat is tartalmaz. -42 °C alatt a kék és a bronzfázis keveredés nélkül képes együtt élni. A nátrium-oldatok folyékony ammóniában való hosszú távú tárolását nagyon lassú reakció eredményeként elszíneződésük kíséri az alábbi séma szerint:
2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2 .
Céziummal (oldhatósága 25 mol/1000 g NH 3 -50 °C-on) néhány perc alatt hasonló reakció megy végbe.
Az ammóniában oldott fém hajlamos eltávolítani a vegyértékelektronokat, ami lehetőséget teremt egyedi elmozdulási reakciók végrehajtására. Például a KCl folyékony ammóniában való oldhatósága és a CaCl 2 oldhatatlansága alapján a kálium a kalciumtól a következő séma szerint választható el:
2 KCl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.
Érdekes jel van arra, hogy a folyékony ammóniával való impregnálás nagymértékben megnöveli a fa rugalmasságát. Ezáltal viszonylag könnyű bizonyos kívánt formákat adni, amelyek az ammónia eltávolítása után megmaradnak.
Az ammónia vízben való oldódása hőleadással jár (kb. 33 kJ/mol). A hőmérséklet hatását az oldhatóságra az alábbi adatok szemléltetik, amelyek az egy tömegrész víz által elnyelt NH 3 tömegrészek számát mutatják (atmoszférikus ammónianyomás alatt):
|
Hőmérséklet °C |
-30 | 0 | 10 | 30 | 50 | 80 | 100 |
| Oldhatóság | 2,78 | 0,87 | 0,63 | 0,40 | 0,23 | 0,15 | 0,07 |
Normál körülmények között körülbelül 3 N ammóniaoldat rendelkezik a maximális elektromos vezetőképességgel. Oldhatósága szerves oldószerekben sokkal kisebb, mint vízben.
Kémiai tulajdonságok.
Kovalens kötés kialakulása donor-akceptor mechanizmussal.
1. Az ammónia egy Lewis-bázis. Vizes oldata (ammóniás víz, ammónia) lúgos reakcióba lép (lakmusz - kék; fenolftalein - karmazsinvörös) az ammónium-hidroxid képződése miatt.
NH 3 + H 2 O<-->NH4OH<-->NH 4 + + OH -
2. Az ammónia savakkal reagál, és ammóniumsókat képez.
NH 3 + HCl® NH 4 Cl
2NH3 + H2SO4® (NH 4) 2SO 4
NH 3 + H 2 O + CO 2® NH 4 HCO 3
Az ammónia redukálószer (N 2 +1 O-ra vagy N +2 O-ra oxidálódik)
1. Hőbomlás
2N -3 H 3 - t° ® N 2 0 + 3H 2
2. Égés oxigénben
a) katalizátor nélkül
4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O
b) katalitikus oxidáció (kat = Pt)
4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N + 2 O + 6H 2 O
3. Egyes fém-oxidok redukciója
3Cu +2O + 2N -3H3® 3Cu0 +N20 + 3H2O
Ha egy ammóniaáramot melegített CuO-n vezetünk át, az szabad nitrogénné oxidálódik. Az ammónia ózon általi oxidációja NH 4 NO 3 képződéséhez vezet. Érdekes, hogy az ózonnal kevert közönséges oxigén is részt vesz ebben az oxidációban.
Az ammónia jó éghető üzemanyag. A vízhez hasonlóan a folyékony ammónia is nagymértékben kapcsolódik, főként H-kötések képződésén keresztül. Azonban viszonylag gyengék (kb. 4,2 kJ/mol). A folyékony ammónia viszkozitása majdnem hétszer kisebb, mint a víz viszkozitása. Sűrűsége (-33 és +20 °C-on 0,68, illetve 0,61 g/cm3) szintén lényegesen kisebb, mint a vízé. Elektromosság A folyékony ammónia gyakorlatilag nem vezet, mivel az elektrolitikus disszociáció a séma szerint:
NH 3 + NH 3 ы NH 4 + + NH 2 -
Jelentősen kicsi: ionos termék = 2·10 -33 (-50 °C-on).
0 °C felett (nyomás alatt) a folyékony ammónia bármilyen arányban keveredik vízzel. Tovább erős megoldások vízben ammóniában 30 °C-on kimutatták, hogy ionizációja alacsony. Tehát egy 9 M-es megoldásnál / = 1·10 -11.
Az ammónia kémiai jellemzői szempontjából a reakciók elsődleges fontosságúak három fajta: addíció, hidrogén szubsztitúció és oxidáció.
Az ammónia legjellemzőbb addíciós reakciói. Különösen, ha sok sóra hat, könnyen képződnek CaCl 2 · 8NH 3, CuSO 4 · 4NH 3 stb. összetételű kristályos ammóniavegyületek, amelyek képződési jellegét és stabilitását tekintve hasonlóak a kristályos hidrátokhoz.
Amikor az ammóniát vízben oldjuk, részben ammónium-hidroxid képződik:
NH 3 + H 2 O S NH 4 OH
Ebben a vegyületben az ammónium gyök (NH 4) egy vegyértékű fém szerepét tölti be. Ezért az NH 4 OH elektrolitikus disszociációja a fő típus szerint megy végbe:
NH 4 OH ы NH 4 + OH"
A két egyenletet kombinálva általános képet kapunk a vizes ammóniaoldatban lejátszódó egyensúlyokról:
NH 3 + H 2 O S NH 4 OH S NH 4 + OH"
Ezen egyensúlyok jelenléte miatt az ammónia vizes oldatának (amelyet gyakran egyszerűen "ammóniának" neveznek) szúrós szaga van. Mivel az OH" ionok koncentrációja az oldatban alacsony, az NH 4 OH gyenge bázisnak számít. Az ammónium-hidroxid az egyik legfontosabb kémiai reagens, melynek hígított oldatait ("ammóniát") is felhasználják gyógyszer és háztartás(ruhamosásnál és foltok eltávolításánál).
Az NH 3 víz és szerves folyadékok közötti megoszlására vonatkozó adatok elemzése azt mutatja, hogy a vízben oldott összes ammónia több mint 90%-a hidratált formában van. A vizes-ammónia oldat feletti gőzfázis esetében az egyensúly jelenlétét a következő séma szerint állapítottuk meg:
2 NH 3 + H 2 O S 2 NH 3 H 2 O + 75 kJ,
A K = 1·10 -4 érték jellemzi 20 °C-on.
Atom, molekula.
Az NH 3 molekula háromszög alakú piramis szerkezetű, amelynek csúcsán nitrogénatom található. R HNH=107,3°. Elektronok H-N kötések meglehetősen erősen eltolódnak hidrogénről nitrogénre, így az ammónia molekula egészét jelentős polaritás jellemzi.
Az ammónia piramis szerkezete energetikailag 25 kJ/mol-al kedvezőbb, mint a lapos. A molekula poláris; N-H csatlakozás 389 kJ/mol energiával jellemezhető, de a hidrogénatomok szekvenciális disszociációs energiáinál az értékek 435, 397 és 339 kJ/mol. Az ammónia molekulákat gyenge hidrogénkötések kötik össze:
Az ammónia molekulák érdekes tulajdonsága, hogy képesek szerkezeti inverzión, azaz nitrogénatomot a hidrogénatomok alkotta piramisalap síkján keresztül „kifelé fordítani”. Ennek az inverziónak a potenciális gátja 25 kJ/mol, csak a kellően energiában gazdag molekulák képesek végrehajtani. Az inverziós sebesség viszonylag alacsony - 1000-szer kisebb, mint az NH 3 molekulák elektromos tér általi orientációjának sebessége.
Nyugta.
A szabad nitrogén levegőből kötött állapotba történő átvitele főként ammónia szintézisén keresztül történik:
N 2 + 3 H 2 S 2 NH 3 + 92 kJ.
Az egyensúly eltolódásának elve azt mutatja, hogy az ammónia képződésének a lehető legtöbb körülmény a legkedvezőbb. alacsony hőmérsékletés esetleg magasabb vérnyomás. A reakciósebesség azonban még 700 °C-on is olyan kicsi (és ezért olyan lassan jön létre az egyensúly), hogy gyakorlati hasznosításáról szó sem lehet. Éppen ellenkezőleg, többel magas hőmérsékletek, amikor az egyensúlyi állapot gyorsan létrejön, a rendszer ammóniatartalma elhanyagolhatóvá válik. Így a vizsgált folyamat technikai megvalósítása lehetetlennek bizonyul, mivel az egyensúly elérését melegítés segítségével felgyorsítva ezzel egyidejűleg kedvezőtlen oldalra toljuk el annak helyzetét.
Van azonban mód az egyensúlyi állapot elérésének felgyorsítására anélkül, hogy az egyensúlyt egyidejűleg eltolnánk. A megfelelő katalizátor gyakran hasznos eszköz. Megfelelő katalizátor a fémvas (Al 2 O 3 és K 2 O szennyeződésekkel). Az eljárást általában 400-600 °C hőmérsékleten (katalizátoron) és 100-1000 atm nyomáson hajtják végre. Miután az ammóniát elválasztották a gázelegyből, az utóbbit visszavezetik a ciklusba.
Az ammónia szintéziséhez szükséges katalizátor keresése során körülbelül 20 ezer különböző anyagot próbáltak ki. A széles körben használt vaskatalizátort általában úgy állítják elő, hogy FeO és Fe 2 O 3 szoros keverékét (amely kis mennyiségű Fe, Al 2 O 3 és KOH szennyeződéseket tartalmaz) 3H 2 +N 2 atmoszférában melegítenek. Mivel a H 2 S, CO, CO 2, vízgőz és oxigén gyorsan „megmérgezi” a katalizátort, a hozzájuttatt nitrogén-hidrogén keveréket gondosan meg kell szabadítani tőlük. Megfelelő technológiai feltételek mellett a katalizátor több évig megszakítás nélkül működik.
A szintetikus ammóniaipar további fejlesztése szempontjából jelentős lehet, hogy 2000 atm és annál nagyobb nyomáson speciális katalizátor nélkül is jól megy az ammónia szintézise nitrogén-hidrogén keverékből. Az ammónia gyakorlati hozama 850 °C-on és 4500 atm nyomáson 97%. Különösen fontos, hogy ultramagas nyomáson a különböző szennyeződések jelenléte a forrásgázokban ne befolyásolja a folyamat menetét.
Az ammónia szintézise gyakorlatilag 1913-ban valósult meg, amikor 7 tonna NH 3 -t nyertek így. Jelenleg ez a szintézis a fő ipari módszer a rögzített nitrogén előállítására, éves globális termelése több tízmillió tonna.
Az 1905-ben kidolgozott módszernek az ammónia elemekből történő közvetlen szintézise mellett van némi ipari jelentősége a légköri nitrogén rögzítésére. ciánamid módszer. Ez utóbbi azon a tényen alapszik, hogy 1000 °C-on kalcium-karbid (mész és szén keverékének égetésével nyert elektromos sütő) reagál a szabad nitrogénnel a következő egyenlet szerint:
CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 kJ.
Az így kapott kalcium-cianamid (Ca=N-Cє N) szürke (szénszennyeződésből származó) por. Túlhevített (azaz 100 °C fölé melegített) vízgőz hatására ammónia felszabadulásával bomlik:
CaCN 2 + 3 H 2 O = CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 kJ.
A kalcium-cianamid víz általi bomlása normál hőmérsékleten lassan megy végbe. Ezért használható mint nitrogén műtrágya, jóval a vetés előtt a talajba juttatva. A kalcium jelenléte különösen alkalmassá teszi podzolos talajokra. „A cianamid nemcsak nitrogéntartalmú műtrágyaként, hanem mészműtrágyaként is szerepet játszik, a mész pedig a nitrogén szabad adaléka” (D. N. Pryanishnikov).
Laboratóriumi körülmények között az NH 3-t úgy nyerik, hogy szilárd NH 4 Cl-t telített KOH-oldattal kezelnek. A felszabaduló gázt szilárd KOH-val vagy frissen kalcinált kalcium-oxiddal (CaO) tartalmazó edényen átengedve száríthatjuk. A H 2 SO 4 és a CaCl 2 nem használható szárításra, mivel az ammónia vegyületeket képez velük.
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 - t° ® CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O
Az ammónia csak az (A) módszerrel gyűjthető, mert Könnyebb a levegőnél és nagyon jól oldódik vízben.
Hatás a testre.
Az ammónia erősen irritálja a nyálkahártyát már 0,5%-os levegőtartalom esetén is. Az akut ammóniamérgezés szem- és légúti károsodást, légszomjat és tüdőgyulladást okoz. Az elsősegélynyújtás eszközei Friss levegő, öblítse ki a szemet bő vízzel, lélegezze be a vízgőzt. A krónikus ammóniamérgezés emésztési zavarokat, felső légúti hurutot és halláskárosodást okoz. Az NH 3 maximális megengedett koncentrációja a levegőben termelő helyiségek 0,02 mg/l-nek tekinthető. A 16-28 térfogat% ammóniát tartalmazó ammónia és levegő keverékek robbanásveszélyesek.
Alkalmazás.
Mert Mivel a kalcium-cianamid víz általi lebomlása normál hőmérsékleten lassan megy végbe, nitrogénműtrágyaként használható, jóval a vetés előtt a talajba juttatva. A kalcium jelenléte különösen alkalmassá teszi podzolos talajokra. „A cianamid nemcsak nitrogéntartalmú műtrágyaként, hanem mészműtrágyaként is szerepet játszik, a mész pedig a nitrogén szabad adaléka” (D. N. Pryanishnikov).
A kereskedelmi forgalomba kerülő ammónia általában körülbelül 10% ammóniát tartalmaz. Megtalálja és orvosi felhasználás. Különösen a gőzeinek belélegzése vagy szájon át történő bevétele (3-10 csepp per pohár víz) szolgál a súlyos mérgezés enyhítésére. A bőr ammóniával való kenése gyengíti a rovarcsípés hatását. Az erősen hígított ammónia alkalmas ablaktörlésre és olajfestett padlók mosására. Az erősebb alkohol hasznos a legyek nyomainak eltávolítására és az ezüst- vagy nikkelezett tárgyak tisztítására.
A foltok eltávolításakor sok esetben a következő összetételek (térfogat szerint) adnak jó eredményt: a) 4 rész ammónia, 5 rész éter és 7 rész boralkohol (denaturált alkohol); b) 5 rész ammónia, 2 rész benzin és 10 rész boralkohol; c) 10 rész ammónia, 7 rész boralkohol, 3 rész kloroform és 80 rész benzin; d) 5 rész ammónia, 3 rész aceton és 20 rész alkoholos szappanoldat.
A ruhákra kerülő olajfestéket először terpentinnel, majd ammóniával megnedvesített vattadarabokkal javasolt letörölni. A tintafolt eltávolításához általában elegendő ammóniával kezelni és vízzel leöblíteni.