Амоняк- NH3, водороден нитрид, при нормални условия - безцветен газ с остър характерен мирис (мирис на амоняк)

Това е така нареченият процес на Хабер (немски физик, разработен физико-химични основиметод).

Реакцията протича с отделяне на топлина и намаляване на обема. Следователно, въз основа на принципа на Льо Шателие, реакцията трябва да се проведе при възможно ниски температуриа при високи налягания - тогава равновесието ще се измести надясно. Скоростта на реакцията при ниски температури обаче е незначителна, а при високи температури скоростта на обратната реакция се увеличава. Провеждането на реакцията при много високи налягания изисква създаването на специална издръжливост високо кръвно наляганеоборудване, което означава големи капиталови инвестиции. В допълнение, равновесието на реакцията, дори при 700 °C, се установява твърде бавно за практическото му използване.

Използването на катализатор (поресто желязо с примеси от Al2O3 и K2O) направи възможно ускоряването на постигането на равновесно състояние. Интересното е, че при търсенето на катализатор за тази роля са изпробвани повече от 20 хиляди различни вещества.

Като се вземат предвид всички горепосочени фактори, процесът на производство на амоняк се извършва при следните условия: температура 500 °C, налягане 350 атмосфери, катализатор. Добивът на амоняк при такива условия е около 30%. В промишлени условия се използва принципът на циркулация - амонякът се отстранява чрез охлаждане, а нереагиралите азот и водород се връщат в колоната за синтез. Това се оказва по-икономично от постигането на по-висок добив на реакция чрез увеличаване на налягането.

За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли.

Обикновено амонякът се получава по лабораторен метод чрез леко нагряване на смес от амониев хлорид и гасена вар.

За да се изсуши амоняк, той се прекарва през смес от вар и сода каустик.

Много сух амоняк може да се получи чрез разтваряне на метален натрий в него и последваща дестилация. Това се прави най-добре в система, изработена от метал под вакуум. Системата трябва да издържа на високо налягане (при стайна температура налягането на наситените амонячни пари е около 10 атмосфери). В промишлеността амонякът се изсушава в абсорбционни колони.

Разходни норми на тон амоняк

Производството на един тон амоняк в Русия изисква средно 1200 nm³ природен газ, в Европа - 900 nm³.

Амоняк в медицината

При ухапвания от насекоми амонякът се използва външно под формата на лосиони. 10% воден разтвор на амоняк е известен като амоняк.

Възможни нежелани реакции: при продължителна експозиция (вдишване) амонякът може да предизвика рефлекторно спиране на дишането.

Локалното приложение е противопоказано при дерматит, екзема, други кожни заболявания, както и при открити травматични наранявания на кожата.

В случай на случайно увреждане на лигавицата на окото, изплакнете с вода (15 минути на всеки 10 минути) или 5% разтвор на борна киселина. Масла и мехлеми не се използват. При засягане на носа и фаринкса - 0,5% разтвор лимонена киселинаили натурални сокове. Ако се приема през устата, пийте вода, плодов сок, мляко, за предпочитане 0,5% разтвор на лимонена киселина или 1% разтвор на оцетна киселина, докато стомашното съдържимо се неутрализира напълно.

Взаимодействие с други лекарства не е известно.

Интересни факти

Парите от амоняк могат да променят цвета на цветята. Например сините и сини венчелистчета стават зелени, яркочервените венчелистчета стават черни.

амоняк –Н.Х. 3

Амонякът (на европейските езици името му звучи като „амоняк“) дължи името си на оазиса Амон в Северна Африка, разположен на кръстопътя на пътищата на караваните. В горещ климат уреята (NH 2) 2 CO, съдържаща се в животинските отпадъци, се разлага особено бързо. Един от продуктите на разлагането е амонякът. Според други източници амонякът е получил името си от древноегипетската дума Амонян. Това е името, дадено на хората, които се покланят на бог Амон. По време на своите ритуали те подушваха амоняк NH 4 Cl, който при нагряване изпарява амоняка.

1. Структура на молекулата

Молекулата на амоняка има формата на триъгълна пирамида с азотен атом на върха. Три несдвоени p-електрона на азотния атом участват в образуването на полярни ковалентни връзки с 1s-електроните на три водородни атома (N-H връзки), четвъртата двойка външни електрони е самотна, тя може да образува донорно-акцепторна връзка с водороден йон, образувайки амониев йон NH 4 + .

Вид химична връзка:ковалентен полярен, три единичниσ - сигма N-H връзки

2. Физични свойстваамоняк

При нормални условия той е безцветен газ с остър характерен мирис (мирис на амоняк), почти два пъти по-лек от въздуха и отровен.Според физиологичния си ефект върху организма принадлежи към групата на веществата със задушаващо и невротропно действие, способни да причинят токсичен белодробен оток и тежки увреждания при вдишване. нервна система. Амонячните пари силно дразнят лигавиците на очите и дихателните органи, както и кожата. Това е, което възприемаме като остра миризма. Амонячните пари причиняват прекомерно сълзене, болка в очите, химически изгаряния на конюнктивата и роговицата, загуба на зрение, пристъпи на кашлица, зачервяване и сърбеж на кожата. Разтворимостта на NH3 във вода е изключително висока – около 1200 обема (при 0 °C) или 700 обема (при 20 °C) на обем вода.

3.

В лабораторията	В индустрията
За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли: 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 Внимание!Амониевият хидроксид е нестабилна основа, разлага се: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O Когато получавате амоняк, дръжте приемната тръба с дъното нагоре, тъй като амонякът е по-лек от въздуха:	Промишленият метод за производство на амоняк се основава на директното взаимодействие на водород и азот: N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45.9kДж Условия: катализатор – поресто желязо температура – ​​450 – 500 ˚С налягане – 25 – 30 MPa Това е така нареченият процес на Хабер (немски физик, разработил физикохимичните основи на метода).

4. Химични свойства на амоняка

Амонякът се характеризира със следните реакции:

1. с промяна в степента на окисление на азотния атом (окислителна реакция)
2. без промяна на степента на окисление на азотния атом (добавяне)

Реакции, включващи промяна в степента на окисление на азотния атом (окислителни реакции) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 –силен редуциращ агент.

с кислород 1. Изгаряне на амоняк (при нагряване) 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0 2. Каталитично окисление на амоняк (катализаторПт – Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Видео - Експеримент "Окисляване на амоняк в присъствието на хромен оксид"

с метални оксиди 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

със силни окислители 2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl (при нагряване)

амонякът е слабо съединение и се разлага при нагряване 2NH3 ↔ N2 + 3H2

Реакции без промяна на степента на окисление на азотния атом (добавяне - Образуване на амониев йон NH4+чрез донорно-акцепторен механизъм) Видео - Експеримент "Качествена реакция на амоняк" Видео - Експеримент "Дим без огън" Видео - Експеримент "Взаимодействие на амоняк с концентрирани киселини" Видео - Експеримент "Фонтан" Видео - Експеримент "Разтваряне на амоняк във вода"

5. Приложение на амоняк

По обем на производство амонякът заема едно от първите места; Всяка година в света се произвеждат около 100 милиона тона от това съединение. Амонякът се предлага в течна форма или под формата на воден разтвор - амонячна вода, която обикновено съдържа 25% NH3. Огромни количестваДопълнително се използва амоняк за производство на азотна киселинакойто отива към производство на торовеи много други продукти. Амонячната вода също се използва директно като тор, а понякога полетата се поливат директно от резервоари с течен амоняк. От амоняк получават различни амониеви соли, урея, метенамин. Неговата също се използва като евтин хладилен агентв промишлени хладилни агрегати.

Използва се и амоняк за производство на синтетични влакна, например, найлон и найлон. В леката промишленост той използва се при почистване и боядисване на памук, вълна и коприна. В нефтохимическата промишленост амонякът се използва за неутрализиране на киселинните отпадъци, а в производството на естествен каучук амонякът помага да се запази латексът, докато пътува от плантацията до фабриката. Амонякът се използва и при производството на сода по метода Solvay. В стоманодобивната промишленост амонякът се използва за азотиране - насищане на повърхностните слоеве на стоманата с азот, което значително повишава нейната твърдост.

Лекарите използват водни разтвориамоняк (амоняк) в ежедневната практика: памучен тампон, потопен в амоняк, извежда човек от състояние на припадък. Амонякът в тази доза не е опасен за хората.

УПРАЖНЕНИЯ

Симулатор № 1 "Изгаряне на амоняк"

Симулатор № 2 "Химични свойства на амоняка"

ЗАДАЧИ

№1. Извършете трансформации по схемата:

а) Азот → Амоняк → Азотен оксид (II)

б) Амониев нитрат → Амоняк → Азот

в) Амоняк → Амониев хлорид → Амоняк → Амониев сулфат

За ORR съставете е-баланс, за RIO попълнете йонни уравнения.

номер 2. Напишете четири уравнения химически реакции, което води до образуването на амоняк.

Физични свойства.

При нормално налягане амонякът се втечнява при -33 °C и се втвърдява при -78 °C. Топлината на топене на NH3 е 6 kJ/mol. Критичната температура на амоняка е 132 °C, критичното налягане е 112 atm. Цилиндрите, които го съдържат, трябва да бъдат боядисани жълтои имат черен надпис "Амоняк".

Амонякът е безцветен газ с характерна остра миризма („амоняк“). Неговата разтворимост във вода е по-голяма от тази на всички други газове: един обем вода абсорбира около 1200 обема NH3 при 0 °C и около 700 при 20 °C. Търговският концентриран разтвор обикновено има плътност от 0,91 g/cm 3 и съдържа 25 тегл.% NH 3 (т.е. близо до състава на NH 3 · 3H 2 O).

Свързването на течния амоняк се свързва с неговата висока топлина на изпарение (23,4 kJ/mol). Тъй като критичната температура на амоняка е висока (+132 °C) и при изпаряването му се отделя много топлина от околната среда, течният амоняк може да служи като работно вещество в хладилните машини. r по въздух = M NH 3 / M среден въздух = 17 / 29 = 0,5862

Течният амоняк е добър разтворител за много голям бройорганични съединения, както и много неорганични. Например, елементарната сяра се разтваря добре в течен амоняк, чиито силни разтвори са червени на цвят [и под +18 ° C съдържат S(NH 3) 2 солват]. От солите, производните на амония и алкалните метали са най-разтворими от останалите, а разтворимостта на солите се увеличава по протежение на серията Cl-Br-I. Примерите включват следните данни (g/100 g NH3 при 25 °C):

NH4CI NH4Br NH4I KCl KBr KI AgCl AgBr AgI 103 238 369 0,04 13,5 182 0,83 5,9 207

Подобен ход на изменение на разтворимостта на халогенидите е характерен и за редица други катиони. Много нитрати (и KMnO4) също са силно разтворими в течен амоняк. Напротив, оксидите, флуоридите, сулфатите и карбонатите като правило са неразтворими в него.

Възползвайки се от разликата в разтворимостта на солите в течен NH3 и вода, понякога е възможно да се обърнат често наблюдаваните йонообменни реакции. Например, равновесие по схемата:

2 AgNO 3 + BaBr 2 Н 2 AgBr + Ba(NO 3) 2

Във водна среда той е почти напълно изместен надясно (поради неразтворимостта на AgBr), а в амонячна среда - наляво (поради неразтворимостта на BaBr 2).

Характерно свойство на амоняка като йонизиращ разтворител е неговият изразен изравняващ ефект върху дисоциацията на различни електролити. Например, HClO 4 и HCN в течен амоняк, които са несъизмерими при дисоциация във водна среда, се характеризират с почти идентични константи на дисоциация (5·10 -3 и 2·10 -3). Солите се държат в течен амоняк като електролити със средна или слаба сила (например K = 2·10 -3 за KBr). Хлоридите обикновено са малко по-малко дисоциирани, а йодидите са малко по-дисоциирани от съответните бромиди.

Особеност на течния амоняк е способността му да разтваря най-активните метали, а последните се подлагат на йонизация. Например, разреден разтвор на метален натрий има синьо, провежда електрически ток като електролитни разтвори и съдържа Na+ катиони (солватиран с амоняк) и (NH 3) x - аниони. Централната част на такъв сложен анион е свободен електрон, който е в поляризационно взаимодействие с среда(полярон). При по-високи концентрации на Na неговият разтвор придобива вид на бронз и проявява метална електропроводимост, т.е. заедно със солватиран амоняк съдържа и свободни електрони. Под -42 °C синята и бронзовата фаза могат да съществуват едновременно без смесване. Дългосрочно съхранениеразтвори на натрий в течен амоняк са придружени от тяхното обезцветяване в резултат на много бавна реакция съгласно следната схема:

2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2­ .

С цезий (разтворимост 25 мола на 1000 g NH 3 при -50 ° C) подобна реакция се случва след няколко минути.

Метал, разтворен в амоняк, има тенденция да премахва валентните електрони, което създава възможност за извършване на уникални реакции на изместване. Например, използвайки разтворимостта на KCl в течен амоняк и неразтворимостта на CaCl 2, е възможно да се отдели калий от калций съгласно следната схема:

2 KCl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.

Има интересна индикация, че импрегнирането с течен амоняк значително увеличава пластичността на дървото. Това го прави сравнително лесно да му се придадат определени желани форми, които се запазват след отстраняване на амоняка.

Разтварянето на амоняка във вода е съпроводено с отделяне на топлина (около 33 kJ/mol). Ефектът на температурата върху разтворимостта се илюстрира от данните по-долу, показващи броя на тегловните части NH3, абсорбирани от една тегловна част вода (при атмосферно налягане на амоняк):

Температура °C	-30	0	10	30	50	80	100
Разтворимост	2,78	0,87	0,63	0,40	0,23	0,15	0,07

При нормални условия приблизително 3 N разтвор на амоняк има максимална електропроводимост. Разтворимостта му в органични разтворители е много по-малка, отколкото във вода.

Химични свойства.

Образуване на ковалентна връзка по донорно-акцепторен механизъм.

1. Амонякът е основа на Люис. Разтворът му във вода (амонячна вода, амоняк) има алкална реакция (лакмус - син; фенолфталеин - пурпурен) поради образуването на амониев хидроксид.

NH3 + H2O<-->NH4OH<-->NH 4 + + OH -

2. Амонякът реагира с киселини, за да образува амониеви соли.

NH3 + HCl® NH4Cl
2NH3 + H2SO4® (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2® NH4HCO3

Амонякът е редуциращ агент (окислява се до N 2 +1 O или N +2 O)

1. Топлинно разлагане

2N -3 H 3 - t°® N 2 0 + 3H 2

2. Горене в кислород

а) без катализатор

4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O

б) каталитично окисление (kat = Pt)

4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6H 2 O

3. Редукция на някои метални оксиди

3Cu +2 O + 2N -3 H 3 ® 3Cu0 + N 2 0 + 3H 2 O

Когато поток от амоняк премине през нагрят CuO, той се окислява до свободен азот. Окисляването на амоняка с озон води до образуването на NH4NO3. Интересно е, че обикновеният кислород, смесен с озон, очевидно също участва в това окисление.

Амонякът е добро горимо реактивно гориво. Подобно на водата, течният амоняк е силно свързан, главно чрез образуването на Н-връзки. Те обаче са относително слаби (около 4,2 kJ/mol). Вискозитетът на течния амоняк е почти седем пъти по-малък от вискозитета на водата. Плътността му (съответно 0,68 и 0,61 g/cm3 при -33 и +20 °C) също е значително по-малка от тази на водата. Електрически токтечният амоняк практически не се провежда, тъй като електролитната дисоциация следва схемата:

NH 3 + NH 3 и NH 4 + + NH 2 -

Незначително малък: йонен продукт = 2·10 -33 (при -50 °C).

Над 0 °C (под налягане) течният амоняк се смесва с вода във всяко съотношение. Използвайки силни разтвори на вода в амоняк при 30 °C, беше показано, че неговата йонизация е ниска. И така, за 9 M разтвор имаме / = 1·10 -11.

За химични характеристикиамонячните реакции са от първостепенно значение три вида: добавяне, водородно заместване и окисление.

Най-характерните присъединителни реакции за амоняк. По-специално, когато действа върху много соли, лесно се образуват кристални амонячни съединения от състава CaCl 2 · 8NH 3, CuSO 4 · 4NH 3 и др., подобни по естество на образуване и стабилност на кристалните хидрати.

Когато амонякът се разтвори във вода, частично се образува амониев хидроксид:

NH3 + H2OS NH4OH

В това съединение амониевият радикал (NH 4) играе ролята на едновалентен метал. Следователно електролитната дисоциация на NH 4 OH протича според основния тип:

NH 4 OH и NH 4 + OH"

Комбинирайки двете от тези уравнения, получаваме обща представа за равновесията, които се провеждат във воден разтвор на амоняк:

NH 3 + H 2 O S NH 4 OH S NH 4 + OH"

Поради наличието на тези равновесия, воден разтвор на амоняк (често наричан просто "амоняк") има остра миризма. Поради факта, че концентрацията на OH" йони в разтвора е ниска, NH 4 OH се счита за слаба основа. Амониевият хидроксид е един от най-важните химични реагенти, чиито разредени разтвори ("амоняк") също се използват в лекарство и домакинство(при пране на дрехи и премахване на петна).

Анализът на данните за разпределението на NH 3 между водата и органичните течности показва, че повече от 90% от целия амоняк, разтворен във вода, е в хидратирана форма. За парната фаза над водно-амонячен разтвор наличието на равновесие се установява по следната схема:

2 NH 3 + H 2 O S 2 NH 3 H 2 O + 75 kJ,

Характеризира се със стойността K = 1·10 -4 при 20 °C.

Атом, молекула.

Молекулата NH3 има структурата триъгълна пирамидас азотен атом на върха.Р HNH = 107,3°. Електрони H-N връзкиса доста силно изместени от водород към азот, така че молекулата на амоняка като цяло се характеризира със значителна полярност.

Пирамидалната структура на амоняка е енергийно по-благоприятна от плоската с 25 kJ/mol. Молекулата е полярна; N-H връзкасе характеризира с енергия от 389 kJ/mol, но за енергиите на последователна дисоциация на водородни атоми стойностите са дадени като 435, 397 и 339 kJ/mol. Молекулите на амоняка са свързани чрез слаби водородни връзки:

Интересно свойство на амонячните молекули е способността им да претърпяват структурна инверсия, т.е. до „обръщане отвътре навън“ чрез преминаване на азотен атом през равнината на основата на пирамидата, образувана от водородни атоми. Потенциалната бариера за тази инверсия е 25 kJ/mol; само молекули, достатъчно богати на енергия, могат да я осъществят. Скоростта на инверсия е сравнително ниска - тя е 1000 пъти по-малка от скоростта на ориентация на NH 3 молекулите от електрическо поле.

разписка.

Прехвърлянето на свободен азот от въздуха в свързано състояние се осъществява главно чрез синтеза на амоняк:

N 2 + 3 H 2 S 2 NH 3 + 92 kJ.

Принципът на изместване на равновесието показва, че най-благоприятните условия за образуване на амоняк са възможно най-ниската температура и възможно най-високото налягане. Въпреки това, дори при 700 °C скоростта на реакцията е толкова ниска (и следователно равновесието се установява толкова бавно), че не може да става въпрос за неговата практическа употреба. Напротив, с повече високи температури, когато равновесното състояние се установи бързо, съдържанието на амоняк в системата става незначително. По този начин техническото изпълнение на разглеждания процес се оказва невъзможно, тъй като ускорявайки постигането на равновесие с помощта на нагряване, ние едновременно изместваме позицията му в неблагоприятна страна.

Съществува обаче средство за ускоряване на постигането на равновесно състояние, без едновременно да се измества равновесието. Подходящият катализатор често е полезен инструмент. Подходящ катализатор е металното желязо (с примеси от Al 2 O 3 и K 2 O). Процесът обикновено се провежда при температура 400-600 °C (върху катализатор) и налягане 100-1000 atm. След като амонякът се отдели от газовата смес, последният се въвежда отново в цикъла.

В процеса на търсене на катализатор за синтеза на амоняк бяха изпробвани около 20 хиляди различни вещества. Широко използваният железен катализатор обикновено се приготвя чрез нагряване на близка смес от FeO и Fe 2 O 3 (съдържащи малки примеси от Fe, Al 2 O 3 и KOH) в атмосфера от 3H 2 +N 2. Тъй като H 2 S, CO, CO 2, водните пари и кислородът бързо „тровят“ катализатора, азотно-водородната смес, подадена към него, трябва внимателно да се освободи от тях. При правилни технологични условия катализаторът работи без прекъсване няколко години.

За по-нататъшно развитиев производството на синтетичен амоняк може да е важно, че при налягания от 2000 atm и по-високи, синтезът на амоняк от смес азот-водород протича добре дори без специален катализатор. Практическият добив на амоняк при 850 °C и 4500 atm е 97%. Особено важно е, че при свръхвисоки налягания наличието на различни примеси в изходните газове не оказва влияние върху хода на процеса.

Синтезът на амоняк е практически осъществен през 1913 г., когато по този начин са получени 7 тона NH3. В момента този синтез е основният индустриален методполучаване на фиксиран азот с годишно глобално производство в размер на десетки милиони тонове.

В допълнение към директния синтез на амоняк от елементи, методът, разработен през 1905 г., има известно индустриално значение за фиксиране на атмосферен азот. цианамиден метод. Последното се основава на факта, че при 1000 °C калциевият карбид (получен чрез калциниране на смес от вар и въглища в електрическа пещ) реагира със свободния азот съгласно уравнението:

CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 kJ.

Калциев цианамид, получен по този начин (Ca=N-Cє N) е сив (от въглероден примес) прах. Когато е изложен на прегрята (т.е. нагрята над 100 °C) водна пара, тя се разлага с отделяне на амоняк:

CaCN 2 + 3 H 2 O = CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 kJ.

Разлагането на калциев цианамид с вода протича бавно при обикновени температури. Поради това може да се използва като азотен тор, добавяйки го в почвата много преди сеитбата. Наличието на калций го прави особено подходящ за подзолисти почви. „Цианамидът играе ролята не само на азотен тор, но и на варовиков тор, а варовик е безплатна добавка към азота“ (D.N. Pryanishnikov).

В лабораторни условия NH3 се получава чрез третиране на твърд NH4Cl с наситен разтвор на KOH. Освободеният газ може да бъде изсушен чрез преминаване през съд с твърд КОН или прясно калциниран калциев оксид (CaO). H 2 SO 4 и CaCl 2 не могат да се използват за сушене, тъй като амонякът образува съединения с тях.

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

Амонякът може да се събира само по метод (А), тъй като Той е по-лек от въздуха и много добре разтворим във вода.

Ефект върху тялото.

Амонякът силно дразни лигавиците дори при 0,5% съдържание във въздуха. Острото отравяне с амоняк причинява увреждане на очите и дихателните пътища, задух и пневмония. Средствата за първа помощ са чист въздух, изплакнете очите обилно с вода, вдишайте водни пари. Хроничното отравяне с амоняк причинява лошо храносмилане, катар на горните дихателни пътища и загуба на слуха. Максимално допустима концентрация на NH 3 във въздуха производствени помещениясчитано за 0,02 mg/l. Взривоопасни са смеси от амоняк с въздух, съдържащи от 16 до 28 об.% амоняк.

Приложение.

защото Тъй като разлагането на калциевия цианамид с вода протича бавно при нормални температури, той може да се използва като азотен тор, добавяйки го към почвата много преди сеитбата. Наличието на калций го прави особено подходящ за подзолисти почви. „Цианамидът играе ролята не само на азотен тор, но и на варовиков тор, а варовик е безплатна добавка към азота“ (D.N. Pryanishnikov).

Амонякът, който се продава, обикновено съдържа около 10% амоняк. Има и медицински цели. По-специално, вдишването на неговите пари или приемането му през устата (3-10 капки на чаша вода) се използва за облекчаване на състояние на тежка интоксикация. Смазването на кожата с амоняк отслабва ефекта от ухапвания от насекоми. Силно разреденият амоняк е удобен за бърсане на прозорци и измиване на боядисани с масло подове, докато по-силен амоняк е полезен за премахване на следи от мухи и почистване на сребърни или никелирани предмети.

При премахване на петна добри резултатив много случаи те дават следните състави (по обем): а) 4 части амоняк, 5 части етер и 7 части винен алкохол (денатуриран алкохол); б) 5 части амоняк, 2 части бензин и 10 части винен спирт; в) 10 части амоняк, 7 части винен спирт, 3 части хлороформ и 80 части бензин; г) 5 части амоняк, 3 части ацетон и 20 части спиртен разтвор на сапун.

Облякох дрехи маслена бояПрепоръчва се търкане с парчета памучна вата, първо навлажнени с терпентин и след това с амоняк. За да премахнете петно ​​от мастило, обикновено е достатъчно да го обработите с амоняк и да го изплакнете с вода.

Тема: Амоняк. Физични и химични свойства. Получаване и приложение.

Цели на урока: познава структурата на молекулата на амоняка, физични и химични свойства, области на приложение; да може да докаже химичните свойства на амоняка: напишете уравнения за реакциите на амоняка с кислород, вода, киселини и ги разгледайте от гледна точка на теорията на електролитната дисоциация и редокс процесите.

Напредък на урока

1. Организационен моментурок.

2. Изучаване на нов материал.

Амоняк – NH3

Амонякът (на европейските езици името му звучи като „амоняк“) дължи името си на оазиса Амон в Северна Африка, разположен на кръстопътя на пътищата на караваните. В горещ климат, уреята (NH 2 ) 2 CO, съдържащ се в животинските отпадъци, се разлага особено бързо. Един от продуктите на разлагането е амонякът. Според други източници амонякът е получил името си от древноегипетската дума amonian. Това е името, дадено на хората, които се покланят на бог Амон. По време на ритуалните си церемонии те подушвали амоняк NH 4 Cl, който при нагряване изпарява амоняка.

1. Структура на молекулата

Молекулата на амоняка има формата на триъгълна пирамида с азотен атом на върха. Три несдвоени р-електрона на азотния атом участват в образуването на полярни ковалентни връзки с 1s-електроните на три водородни атома (N-H връзки), четвъртата двойка външни електрони е самотна, тя може да образува донорно-акцепторна връзка с водороден йон, образувайки амониев йон NH 4 + .

2. Физични свойства на амоняка

При нормални условия той е безцветен газ с остър характерен мирис (мирис на амоняк), почти два пъти по-лек от въздуха и отровен. По физиологично действие върху организма принадлежи към групата на веществата със задушаващо и невротропно действие, които при вдишване могат да причинят токсичен белодробен оток и тежки увреждания на нервната система. Амонякът има както локален, така и резорбтивен ефект. Амонячните пари силно дразнят лигавиците на очите и дихателните органи, както и кожата. Това е, което възприемаме като остра миризма. Амонячните пари причиняват прекомерно сълзене, болка в очите, химически изгаряния на конюнктивата и роговицата, загуба на зрение, пристъпи на кашлица, зачервяване и сърбеж на кожата. Разтворимост NH 3 във вода е изключително голяма – около 1200 обема (при 0 °C) или 700 обема (при 20 °C) в обем вода.

3. Производство на амоняк

В лабораторията

В индустрията

За получаване на амоняк в лабораторията се използва действието на силни основи върху амониеви соли:

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

внимание! Амониевият хидроксид е нестабилна основа, разлага се: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O

Когато получавате амоняк, дръжте приемната тръба с дъното нагоре, тъй като амонякът е по-лек от въздуха:

Промишленият метод за производство на амоняк се основава на директното взаимодействие на водород и азот:

N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ

Условия:

катализатор – поресто желязо

температура – ​​450 – 500 ˚С

налягане – 25 – 30 MPa

Това е така нареченият процес на Хабер (немски физик, разработил физикохимичните основи на метода).

4. Химични свойства на амоняка

Амонякът се характеризира със следните реакции:

1. с промяна в степента на окисление на азотния атом (окислителна реакция)

2. без промяна на степента на окисление на азотния атом (добавяне)

Реакции, включващи промяна в степента на окисление на азотния атом (окислителни реакции)

N -3 → N 0 → N +2

NH 3 – силен редуциращ агент.

с кислород

1. Изгаряне на амоняк(при нагряване)

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0

2. Каталитично окисляване на амоняк (катализатор Pt – Rh, температура)

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

с метални оксиди

2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

със силни окислители

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагряване)

амонякът е слабо съединение и се разлага при нагряване

2NH3 ↔ N2 + 3H2

Реакции без промяна на степента на окисление на азотния атом (добавка - Образуване на амониев йон NH 4 + всеки донорно-акцепторен механизъм)

5. Приложение на амоняк

По обем на производство амонякът заема едно от първите места; Всяка година в света се произвеждат около 100 милиона тона от това съединение. Амонякът се предлага в течна форма или като воден разтвор - амонячна вода, която обикновено съдържа 25% NH 3 . След това огромни количества амоняк се използват за производството на азотна киселина, която се използва за производството на торове и много други продукти. Амонячната вода също се използва директно като тор, а понякога полетата се поливат директно от резервоари с течен амоняк. От амоняка се получават различни амониеви соли, урея и метенамин. Използва се и като евтин хладилен агент в промишлени хладилни агрегати.

За производството се използва и амоняк синтетични влакна, например, найлон и найлон. В леката промишленост се използва за почистване и боядисване на памук, вълна и коприна. В нефтохимическата промишленост амонякът се използва за неутрализиране на киселинните отпадъци, а в производството на естествен каучук амонякът помага да се запази латексът, докато пътува от плантацията до фабриката. Амонякът се използва и при производството на сода по метода Solvay. В стоманодобивната промишленост амонякът се използва за азотиране - насищане на повърхностните слоеве на стоманата с азот, което значително повишава нейната твърдост.

Лекарите използват водни разтвори на амоняк (амоняк)в ежедневната практика: памучен тампон, потопен в амоняк, извежда човек от състояние на припадък. Амонякът в тази доза не е опасен за хората.

3. Затвърдяване на изучения материал

номер 1. Извършете трансформации по схемата:

а) Азот → Амоняк → Азотен оксид (II)

б) Амониев нитрат → Амоняк → Азот

в) Амоняк → Амониев хлорид → Амоняк → Амониев сулфат

За ORR съставете е-баланс, за RIO попълнете йонни уравнения.

номер 2. Напишете четири уравнения за химичните реакции, които произвеждат амоняк.

4. Домашна работа

С. 24, пр. 2.3; тест

Свойства на амоняка NH 3 (газ) при атмосферно налягане

Амонякът (NH3) е токсично запалимо газообразно вещество, което има свойството да образува експлозивна смес при контакт с въздуха.

При нормално налягане и стайна температура съществува под формата на газ. За използване в производството и транспорта амонякът (нитрид) се втечнява.

Като основна суровина в производството се използва технически амоняк голямо количествовещества, съдържащи и използвани в различни индустрии: минерални торове, и циановодородни киселини, в общия органичен синтез и др.

Таблицата показва плътността и топлофизичните свойства на амоняка в газообразно състояние в зависимост от температурата при налягане 760 mmHg. Свойствата на амоняка са показани при температури от -23 до 627 °C.

Таблицата показва следното свойства на амоняка:

• плътност на амоняка, kg/m3;
• коефициент на топлопроводимост, W/(m deg);
• динамичен вискозитет, ;
• Числото на Прандтл.

Таблицата показва, че свойствата на амоняка зависят значително от температурата. така че С повишаване на температурата плътността на амоняка намаляваи числото на Прандтл; други характеристики на този газ повишават своите стойности.

Например при температура 27°C(300 K) амонякът има плътност, равна на 0,715 kg/m 3, а при нагряване до 627 ° C (900 K) плътността на амоняка намалява до стойност от 0,233 kg / m 3.

Плътността на амоняка при стайна температура и нормално атмосферно налягане е значително по-ниска при тези условия.

Забележка: Бъдете внимателни! Топлинната проводимост на амоняка в таблицата е посочена на степен 10 3. Не забравяйте да разделите на 1000.

Свойства на амоняка (суха наситена пара)

Таблицата показва топлофизичните свойства на сухия наситен амоняк в зависимост от температурата.
Свойствата са дадени в температурен диапазон от -70 до 70 °C.

Таблицата показва следното свойства на амонячните пари:

• плътност на амоняка, kg/m3;
• топлина на фазов преход, kJ/kg;
• специфичен топлинен капацитет, kJ/(kg deg);
• топлопроводимост, m 2 / s;
• динамичен вискозитет, Pa s;
• кинематичен вискозитет, m 2 / s;
• Числото на Прандтл.

Свойствата на амоняка силно зависят от температурата. Съществува пряка връзка между температурата и налягането на наситените амонячни пари.
Плътността на наситените амонячни пари се увеличава значително. Стойностите на топлопроводимост и вискозитет намаляват. Топлинната проводимост на наситените амонячни пари в таблицата е посочена на степен 10 4. Не забравяйте да разделите на 10 000.

Свойства на течния амоняк в наситено състояние

Таблицата показва топлофизичните свойства на наситена амонячна течност в зависимост от температурата.
Дадени са свойствата на амоняка в наситено течно състояние в температурния диапазон от -70 до 70 °C.

Таблицата показва следното свойства на течния амоняк:

• налягане на наситените пари, MPa;
• плътност на амоняка, kg/m3;
• специфичен топлинен капацитет, kJ/(kg deg);
• топлопроводимост, W/(m deg);
• топлопроводимост, m 2 / s;
• динамичен вискозитет, Pa s;
• кинематичен вискозитет, m 2 / s;
• коефициент на повърхностно напрежение, N/m;
• Числото на Прандтл.

Плътността на амоняка в течно състояние е по-малко зависима от температурата, отколкото плътността на неговите пари. Само динамичният вискозитет намалява значително с повишаване на температурата на течния амоняк.

Топлопроводимост на амоняка в течно и газообразно състояние

Таблицата показва топлопроводимостта на амоняка в течно и газообразно състояние в зависимост от температурата и налягането.
Топлопроводимостта на амоняка (размер W/(m deg)) е показана в температурния диапазон от 27 до 327 °C и налягане от 1 до 1000 атмосфери.

Топлинната проводимост на амоняка в таблицата е посочена на степен 10 3. Не забравяйте да разделите на 1000.
Стойностите на топлопроводимостта над линията са посочени за течен амоняк, чиято топлопроводимост намалява с повишаване на температурата.

Топлинната проводимост на газа амоняк се увеличава при нагряване. Увеличаването на налягането води до увеличаване на стойността на топлопроводимост както за течния, така и за газообразния амоняк.

Следващата таблица показва топлопроводимост на амонякапри ниски температури и атмосферно налягане.

на линията на насищане в зависимост от температурата е показано в таблицата по-долу. Трябва да се отбележи, че топлопроводимостта на течния амоняк намалява при нагряване.

Забележка: Бъдете внимателни! Топлинната проводимост на амоняка в таблиците е посочена на степен 10 3. Не забравяйте да разделите на 1000.