Ammoniak- NH3, vätenitrid, under normala förhållanden - en färglös gas med en skarp karakteristisk lukt (lukt av ammoniak)

Detta är den så kallade Haber-processen (tysk fysiker, utvecklad fysikalisk-kemiska grunder metod).

Reaktionen sker med frigöring av värme och en minskning av volymen. Därför, baserat på Le Chateliers princip, bör reaktionen utföras vid ev låga temperaturer och vid höga tryck - då kommer jämvikten att förskjutas åt höger. Emellertid är reaktionshastigheten vid låga temperaturer försumbar, och vid höga temperaturer ökar hastigheten för den omvända reaktionen. Att utföra reaktionen vid mycket höga tryck kräver skapandet av en speciell, motstå högt blodtryck utrustning, vilket innebär stora kapitalinvesteringar. Dessutom etableras reaktionens jämvikt, även vid 700 °C, för långsamt för praktisk användning.

Användningen av en katalysator (poröst järn med Al2O3 och K2O föroreningar) gjorde det möjligt att påskynda uppnåendet av ett jämviktstillstånd. Intressant nog, när man letade efter en katalysator för denna roll, prövades mer än 20 tusen olika ämnen.

Med hänsyn till alla ovanstående faktorer utförs processen för att producera ammoniak under följande förhållanden: temperatur 500 °C, tryck 350 atmosfärer, katalysator. Utbytet av ammoniak under sådana förhållanden är cirka 30 %. Under industriella förhållanden används cirkulationsprincipen - ammoniak avlägsnas genom kylning och oreagerat kväve och väte återförs till synteskolonnen. Detta visar sig vara mer ekonomiskt än att uppnå ett högre reaktionsutbyte genom att öka trycket.

För att få ammoniak i laboratoriet används verkan av starka alkalier på ammoniumsalter.

Normalt erhålls ammoniak i en laboratoriemetod genom att försiktigt värma en blandning av ammoniumklorid och släckt kalk.

För att torka ammoniak passerar den genom en blandning av kalk och kaustiksoda.

Mycket torr ammoniak kan erhållas genom att lösa natriummetall i den och därefter destillera den. Detta görs bäst i ett system av metall under vakuum. Systemet måste tåla högt tryck (vid rumstemperatur är trycket av mättad ammoniakånga cirka 10 atmosfärer). Inom industrin torkas ammoniak i absorptionskolonner.

Förbrukningshastigheter per ton ammoniak

Produktionen av ett ton ammoniak i Ryssland kräver i genomsnitt 1200 nm³ naturgas, i Europa - 900 nm³.

Ammoniak i medicin

För insektsbett används ammoniak externt i form av lotioner. 10% vattenhaltig ammoniaklösning är känd som ammoniak.

Möjliga biverkningar: vid långvarig exponering (användning vid inandning) kan ammoniak orsaka ett reflexmässigt andningsuppehåll.

Lokal användning är kontraindicerad för dermatit, eksem, andra hudsjukdomar, såväl som för öppna traumatiska skador på huden.

Vid oavsiktlig skada på ögats slemhinna, skölj med vatten (15 minuter var 10:e minut) eller 5% borsyralösning. Oljor och salvor används inte. Om näsan och svalget påverkas - 0,5% lösning citronsyra eller naturliga juicer. Om det tas oralt, drick vatten, fruktjuice, mjölk, helst 0,5 % citronsyralösning eller 1 % ättiksyralösning tills maginnehållet är helt neutraliserat.

Interaktion med andra läkemedel är okänd.

Intressanta fakta

Ångor från ammoniak kan ändra färgen på blommor. Till exempel blir blå och blå kronblad gröna, ljusröda kronblad blir svarta.

Ammoniak -N.H. 3

Ammoniak (på europeiska språk låter dess namn som "ammoniak") har sitt namn till Ammon-oasen i Nordafrika, som ligger vid korsningen av karavanvägar. I varma klimat bryts urea (NH 2) 2 CO, som finns i animaliska avfallsprodukter, ned särskilt snabbt. En av nedbrytningsprodukterna är ammoniak. Enligt andra källor fick ammoniak sitt namn från det gamla egyptiska ordet Amonian. Detta var namnet som gavs till människor som tillbad guden Amon. Under sina ritualer sniffade de ammoniak NH 4 Cl, som vid upphettning avdunstar ammoniak.

1. Molekylstruktur

Ammoniakmolekylen har formen av en trigonal pyramid med en kväveatom i spetsen. Tre oparade p-elektroner i kväveatomen deltar i bildandet av polära kovalenta bindningar med 1s-elektronerna i tre väteatomer (N−H-bindningar), det fjärde paret av yttre elektroner är ensamt, det kan bilda en donator-acceptorbindning med en vätejon, vilket bildar en ammoniumjon NH4+.

Typ av kemisk bindning:kovalent polär, tre enklaσ - sigma N-H-bindningar

2. Fysiska egenskaper ammoniak

Under normala förhållanden är det en färglös gas med en skarp karakteristisk lukt (lukt av ammoniak), nästan dubbelt så lätt som luft och giftig.Enligt dess fysiologiska effekt på kroppen tillhör den gruppen av ämnen med kvävande och neurotropa effekter, som kan orsaka toxiskt lungödem och allvarlig skada vid inandning. nervsystemet. Ammoniakångor irriterar starkt slemhinnorna i ögonen och andningsorganen, samt hud. Detta är vad vi uppfattar som en stickande lukt. Ammoniakångor orsakar överdriven tårbildning, ögonsmärta, kemiska brännskador på bindhinnan och hornhinnan, synförlust, hostattacker, rodnad och klåda i huden. Lösligheten av NH 3 i vatten är extremt hög - cirka 1200 volymer (vid 0 °C) eller 700 volymer (vid 20 °C) per volym vatten.

3.

I laboratoriet	I industrin
För att få ammoniak i laboratoriet används verkan av starka alkalier på ammoniumsalter: NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaSO4 + 2H2O Uppmärksamhet!Ammoniumhydroxid är en instabil bas, sönderdelas: NH4OH ↔ NH3 + H2O När du tar emot ammoniak, håll mottagarröret med botten uppåt, eftersom ammoniak är lättare än luft:	Den industriella metoden för att producera ammoniak är baserad på den direkta interaktionen mellan väte och kväve: N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9k J Villkor: katalysator – poröst järn temperatur – 450 – 500 ˚С tryck – 25 – 30 MPa Detta är den så kallade Haber-processen (en tysk fysiker som utvecklade de fysikalisk-kemiska grunderna för metoden).

4. Kemiska egenskaper hos ammoniak

Ammoniak kännetecknas av följande reaktioner:

1. med en förändring i kväveatomens oxidationstillstånd (oxidationsreaktion)
2. utan att ändra kväveatomens oxidationstillstånd (addition)

Reaktioner som involverar en förändring av kväveatomens oxidationstillstånd (oxidationsreaktioner) N-3 → NO → N+2 NH 3 –starkt reduktionsmedel.

med syre 1. Ammoniakförbränning (vid uppvärmning) 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H20 2. Katalytisk oxidation av ammoniak (katalysatorPt – Rh, temperatur) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Video - Experiment "Oxidation av ammoniak i närvaro av kromoxid"

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

med starka oxidationsmedel 2 NH3 + 3 Cl2 = N2 + 6 HCl (vid uppvärmning)

ammoniak är en svag förening och sönderdelas vid upphettning 2NH3 ↔ N2 + 3H2

Reagerar utan att ändra kväveatomens oxidationstillstånd (tillägg - Ammoniumjonbildning NH4+genom donator-acceptormekanism) Video - Experiment "Kvalitativ reaktion på ammoniak" Video - Experiment "Smoke without fire" Video - Experiment "Interaktion mellan ammoniak och koncentrerade syror" Video - Experiment "Fountain" Video - Experiment "Att lösa upp ammoniak i vatten"

5. Applicering av ammoniak

När det gäller produktionsvolymer intar ammoniak en av de första platserna; Varje år produceras cirka 100 miljoner ton av denna förening över hela världen. Ammoniak finns tillgänglig i flytande form eller i form av en vattenlösning - ammoniakvatten, som vanligtvis innehåller 25% NH 3. Enorma mängder ammoniak används vidare att producera salpetersyra som går till konstgödselproduktion och många andra produkter. Ammoniakvatten används också direkt som gödningsmedel, och ibland vattnas åkrar direkt från tankar med flytande ammoniak. Från ammoniak få olika ammoniumsalter, urea, metenamin. Hans används även som ett billigt köldmedium i industriella kylaggregat.

Ammoniak används också för framställning av syntetiska fibrer till exempel nylon och nylon. I lätt industri han används vid rengöring och färgning av bomull, ull och siden. I den petrokemiska industrin används ammoniak för att neutralisera surt avfall, och i naturgummiindustrin hjälper ammoniak till att bevara latex när den färdas från plantage till fabrik. Ammoniak används också vid framställning av soda med Solvay-metoden. Inom stålindustrin används ammoniak för nitrering - mättande av stålets ytskikt med kväve, vilket avsevärt ökar dess hårdhet.

Läkare använder vattenlösningar ammoniak (ammoniak) i vardagen: en bomullstuss doppad i ammoniak tar en person ut ur ett tillstånd av svimning. Ammoniak i denna dos är inte farligt för människor.

ÖVNINGAR

Simulator nr 1 "Ammoniakförbränning"

Simulator nr 2 "Kemiska egenskaper hos ammoniak"

UPPDRAG UPPGIFTER

№1. Utför transformationer enligt schemat:

a) Kväve → Ammoniak → Kväveoxid (II)

b) Ammoniumnitrat → Ammoniak → Kväve

c) Ammoniak → Ammoniumklorid → Ammoniak → Ammoniumsulfat

För ORR, kompilera en e-balans, för RIO, kompletta joniska ekvationer.

Nr 2. Skriv fyra ekvationer kemiska reaktioner, vilket resulterar i bildning av ammoniak.

Fysiska egenskaper.

Under normalt tryck kondenserar ammoniak vid -33 °C och stelnar vid -78 °C. Smältvärmen för NH 3 är 6 kJ/mol. Den kritiska temperaturen för ammoniak är 132 °C, det kritiska trycket är 112 atm. Cylindrar som innehåller det måste målas gul och har en svart inskription "Ammoniak".

Ammoniak är en färglös gas med en karakteristisk stickande lukt ("ammoniak"). Dess löslighet i vatten är större än för alla andra gaser: en volym vatten absorberar cirka 1200 volymer NH 3 vid 0 °C och cirka 700 vid 20 °C. Den kommersiella koncentrerade lösningen har vanligtvis en densitet av 0,91 g/cm3 och innehåller 25 viktprocent NH3 (dvs nära sammansättningen av NH3·3H2O).

Föreningen av flytande ammoniak är förknippad med dess höga avdunstningsvärme (23,4 kJ/mol). Eftersom den kritiska temperaturen för ammoniak är hög (+132 °C) och när den avdunstar avlägsnas mycket värme från omgivningen, kan flytande ammoniak fungera som ett arbetsämne i kylmaskiner. r med flyg = M NH 3 / M medelluft = 17 / 29 = 0,5862

Flytande ammoniak är ett bra lösningsmedel för mycket stort antal organiska föreningar, såväl som många oorganiska. Till exempel löser elementärt svavel sig bra i flytande ammoniak, vars starka lösningar är röda [och under +18 ° C innehåller S(NH 3) 2-solvat]. Av salterna är derivat av ammonium och alkalimetaller de mest lösliga än andra, och salternas löslighet ökar längs Cl-Br-I-serien. Exempel inkluderar följande data (g/100 g NH 3 vid 25 °C):

NH4Cl NH4Br NH4I KCl KBr KI AgCl AgBr AgI 103 238 369 0,04 13,5 182 0,83 5,9 207

Ett liknande förändringsförlopp i halogeniders löslighet är karakteristiskt för ett antal andra katjoner. Många nitrater (och KMnO4) är också mycket lösliga i flytande ammoniak. Tvärtom är oxider, fluorider, sulfater och karbonater som regel olösliga i det.

Genom att dra fördel av skillnaden i löslighet av salter i flytande NH 3 och vatten är det ibland möjligt att vända de vanligen observerade jonbytesreaktionerna. Till exempel, jämvikt enligt schemat:

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

I en vattenhaltig miljö förskjuts den nästan helt till höger (på grund av AgBrs olöslighet), och i en ammoniakmiljö - till vänster (på grund av olösligheten av BaBr 2).

En karakteristisk egenskap hos ammoniak som joniserande lösningsmedel är dess uttalade utjämningseffekt på dissociationen av olika elektrolyter. Till exempel kännetecknas HClO 4 och HCN i flytande ammoniak, vilka är inkompatibla vid dissociation i ett vattenhaltigt medium, av nästan identiska dissociationskonstanter (5·10 -3 och 2·10 -3). Salter beter sig i flytande ammoniak som elektrolyter med medel eller svag styrka (till exempel K = 2·10 -3 för KBr). Klorider är vanligtvis något mindre dissocierade och jodider är något mer dissocierade än motsvarande bromider.

En speciell egenskap hos flytande ammoniak är dess förmåga att lösa upp de mest aktiva metallerna, och de senare genomgår jonisering. Till exempel har en utspädd lösning av natriummetall blå, leder elektrisk ström som elektrolytlösningar och innehåller Na+ katjoner (solvatiserade med ammoniak) och (NH 3) x - anjoner. Den centrala delen av en sådan komplex anjon är en fri elektron, som är i polarisationsinteraktion med miljö(polaron). Vid högre koncentrationer av Na får dess lösning ett utseende som brons och uppvisar metallisk elektrisk ledningsförmåga, dvs tillsammans med solvatiserad ammoniak innehåller den också fria elektroner. Under -42 °C kan blå- och bronsfaserna samexistera utan att blandas. Långtidsförvaring natriumlösningar i flytande ammoniak åtföljs av deras missfärgning som ett resultat av en mycket långsam reaktion enligt följande schema:

2 Na + 2 NH3 = 2 NaNH2 + H2­ .

Med cesium (löslighet 25 mol per 1000 g NH3 vid -50 ° C) inträffar en liknande reaktion på några minuter.

En metall löst i ammoniak tenderar att ta bort valenselektroner, vilket skapar möjligheten att utföra unika förskjutningsreaktioner. Till exempel, genom att använda lösligheten av KCl i flytande ammoniak och olösligheten av CaCl 2, är det möjligt att separera kalium från kalcium enligt följande schema:

2 KCl + Ca® CaCl2 + 2 K.

Det finns en intressant indikation på att impregnering med flytande ammoniak ökar träets formbarhet avsevärt. Detta gör det relativt enkelt att ge den vissa önskade former, som bevaras efter avlägsnande av ammoniak.

Upplösningen av ammoniak i vatten åtföljs av frigöring av värme (ca 33 kJ/mol). Effekten av temperatur på lösligheten illustreras av data nedan, som visar antalet viktdelar NH 3 som absorberas av en viktdel vatten (under atmosfäriskt ammoniaktryck):

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

Under normala förhållanden har cirka 3 N ammoniaklösning den maximala elektriska ledningsförmågan. Dess löslighet i organiska lösningsmedel är mycket mindre än i vatten.

Kemiska egenskaper.

Bildning av en kovalent bindning genom en donator-acceptormekanism.

1. Ammoniak är en Lewis-bas. Dess lösning i vatten (ammoniakvatten, ammoniak) har en alkalisk reaktion (lackmus - blå; fenolftalein - crimson) på grund av bildandet av ammoniumhydroxid.

NH3 + H2O<-->NH4OH<-->NH4 + + OH -

2. Ammoniak reagerar med syror och bildar ammoniumsalter.

NH3 + HCl® NH4Cl
2NH3 + H2SO4® (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2® NH 4 HCO 3

Ammoniak är ett reduktionsmedel (oxiderar till N 2 +1 O eller N +2 O)

1. Värmenedbrytning

2N-3H3-t°® N20 + 3H2

2. Förbränning i syre

a) utan katalysator

4N-3 H3 + 3O2® 2N20 + 6H2O

b) katalytisk oxidation (kat = Pt)

4N -3 H3 + 5O2® 4N +2O + 6H2O

3. Reduktion av vissa metalloxider

3Cu +2 O + 2N -3 H3® 3Cu0 + N20 + 3H2O

När en ström av ammoniak leds över upphettad CuO oxideras den till fritt kväve. Ozonoxidationen av ammoniak leder till bildandet av NH 4 NO 3. Det är intressant att vanligt syre blandat med ozon tydligen också tar en del i denna oxidation.

Ammoniak är ett bra brännbart flygbränsle. Liksom vatten är flytande ammoniak starkt associerad, främst genom bildning av H-bindningar. De är dock relativt svaga (ca 4,2 kJ/mol). Viskositeten för flytande ammoniak är nästan sju gånger lägre än viskositeten för vatten. Dess densitet (0,68 respektive 0,61 g/cm3 vid -33 och +20 °C) är också betydligt mindre än vatten. Elström flytande ammoniak leder praktiskt taget inte, eftersom elektrolytisk dissociation följer schemat:

NH 3 + NH 3 ы NH 4 + + NH 2 -

Obetydligt liten: jonisk produkt = 2·10 -33 (vid -50 °C).

Över 0 °C (under tryck) blandas flytande ammoniak med vatten i valfritt förhållande. Med hjälp av starka lösningar av vatten i ammoniak vid 30 °C visades det att dess jonisering är låg. Så för en 9 M lösning har vi / = 1·10 -11.

För kemiska egenskaper ammoniakreaktioner är av primär betydelse tre typer: addition, vätesubstitution och oxidation.

De mest karakteristiska tillsatsreaktionerna för ammoniak. Speciellt när det verkar på många salter bildas lätt kristallina ammoniakföreningar med sammansättningen CaCl2·8NH3, CuSO4 · 4NH3, etc., liknande kristallina hydrater i form av bildning och stabilitet.

När ammoniak löses i vatten bildas delvis ammoniumhydroxid:

NH3 + H2OS NH4OH

I denna förening spelar ammoniumradikalen (NH 4) rollen som en envärd metall. Därför fortsätter den elektrolytiska dissociationen av NH 4 OH enligt huvudtypen:

NH 4 OH ы NH 4 + OH"

Genom att kombinera båda dessa ekvationer får vi en allmän uppfattning om de jämvikter som äger rum i en vattenhaltig ammoniaklösning:

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

På grund av närvaron av dessa jämvikter har en vattenlösning av ammoniak (ofta kallad helt enkelt "ammoniak") en stickande lukt. På grund av att koncentrationen av OH"-joner i lösningen är låg anses NH 4 OH vara en svag bas. Ammoniumhydroxid är ett av de viktigaste kemiska reagensen, vars utspädda lösningar ("ammoniak") också används i medicin och hushåll(vid tvätt av kläder och borttagning av fläckar).

Analys av data om fördelningen av NH 3 mellan vatten och organiska vätskor visar att mer än 90 % av all ammoniak löst i vatten är i hydratiserad form. För ångfasen ovanför en vattenhaltig ammoniaklösning fastställdes närvaron av jämvikt enligt följande schema:

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

Kännetecknas av värdet K = 1·10 -4 vid 20 °C.

Atom, molekyl.

NH 3-molekylen har strukturen triangulär pyramid med en kväveatom överst. R HNH = 107,3°. Elektroner H-N-bindningarär ganska kraftigt förskjutna från väte till kväve, så ammoniakmolekylen som helhet kännetecknas av betydande polaritet.

Ammoniakens pyramidstruktur är energimässigt gynnsammare än den platta med 25 kJ/mol. Molekylen är polär; N-H anslutning kännetecknas av en energi på 389 kJ/mol, men för energierna för sekventiell dissociation av väteatomer anges värdena som 435, 397 och 339 kJ/mol. Ammoniakmolekyler är förbundna med svaga vätebindningar:

En intressant egenskap hos ammoniakmolekyler är deras förmåga att genomgå strukturell inversion, d.v.s. att "vända ut och in" genom att föra en kväveatom genom planet för basen av pyramiden som bildas av väteatomer. Den potentiella barriären för denna inversion är 25 kJ/mol endast molekyler som är tillräckligt rika på energi kan utföra den. Inversionshastigheten är relativt låg - den är 1000 gånger mindre än orienteringshastigheten för NH3-molekyler av ett elektriskt fält.

Mottagande.

Överföringen av fritt kväve från luften till ett bundet tillstånd utförs huvudsakligen genom syntes av ammoniak:

N2 + 3 H2S2NH3 + 92 kJ.

Principen för skiftande jämvikt visar att de mest gynnsamma förutsättningarna för bildning av ammoniak är lägsta möjliga temperatur och högsta möjliga tryck. Men även vid 700 °C är reaktionshastigheten så låg (och därför upprättas jämvikten så långsamt) att det inte kan vara fråga om dess praktisk användning. Tvärtom, med mer höga temperaturer När jämviktstillståndet etableras snabbt, blir ammoniakhalten i systemet försumbar. Således visar sig den tekniska implementeringen av den övervägda processen vara omöjlig, eftersom genom att påskynda uppnåendet av jämvikt med hjälp av uppvärmning, flyttar vi samtidigt dess position till en ogynnsam sida.

Det finns emellertid ett sätt att påskynda uppnåendet av ett jämviktstillstånd utan att samtidigt förskjuta jämvikten. En lämplig katalysator är ofta ett användbart verktyg. En lämplig katalysator är metalliskt järn (med föroreningar av Al 2 O 3 och K 2 O). Processen utförs vanligtvis vid en temperatur av 400-600 °C (på en katalysator) och tryck på 100-1000 atm. Efter att ammoniak separerats från gasblandningen återinförs den senare i cykeln.

I processen att leta efter en katalysator för syntesen av ammoniak prövades cirka 20 tusen olika ämnen. Den allmänt använda järnkatalysatorn framställs vanligtvis genom att värma en tät blandning av FeO och Fe 2 O 3 (innehållande små föroreningar av Fe, Al 2 O 3 och KOH) i en atmosfär av 3H 2 + N 2. Eftersom H 2 S, CO, CO 2, vattenånga och syre snabbt "förgiftar" katalysatorn, måste kväve-väteblandningen som tillförs den försiktigt befrias från dem. Med rätt tekniska förutsättningar fungerar katalysatorn oavbrutet i flera år.

För vidareutveckling Inom industrin för syntetisk ammoniak kan det vara betydelsefullt att syntesen av ammoniak från en kväve-väteblandning går bra även utan en speciell katalysator vid tryck på 2000 atm och högre. Det praktiska utbytet av ammoniak vid 850 °C och 4500 atm är 97 %. Det är särskilt viktigt att vid ultrahöga tryck inte förekomsten av olika föroreningar i källgaserna påverkar processens förlopp.

Syntesen av ammoniak realiserades praktiskt taget 1913, då 7 ton NH 3 erhölls på detta sätt. För närvarande är denna syntes den viktigaste industriell metod erhåller fast kväve med en årlig global produktion som uppgår till tiotals miljoner ton.

Förutom den direkta syntesen av ammoniak från grundämnen har metoden som utvecklades 1905 viss industriell betydelse för att fixera atmosfäriskt kväve. cyanamidmetoden. Det senare är baserat på det faktum att kalciumkarbid (erhållen genom att kalcinera en blandning av kalk och kol i en elektrisk ugn) vid 1000 °C reagerar med fritt kväve enligt ekvationen:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C + 293 kJ.

Kalciumcyanamid erhållen på detta sätt (Ca=N-Cє N) är ett grått (från kolförorening) pulver. När den utsätts för överhettad (d.v.s. upphettad över 100 °C) vattenånga, sönderdelas den med frigöring av ammoniak:

CaCN2 + 3 H2O = CaCO3 + 2 NH3 + 222 kJ.

Nedbrytningen av kalciumcyanamid av vatten sker långsamt vid vanliga temperaturer. Därför kan det användas som kvävegödselmedel, lägga det till jorden långt före sådd. Närvaron av kalcium gör den särskilt lämplig för podzoliska jordar. "Cyanamid spelar inte bara rollen som ett kvävehaltigt gödningsmedel, utan också ett kalkgödselmedel, och kalk är ett gratis tillskott till kväve" (D.N. Pryanishnikov).

Under laboratorieförhållanden erhålls NH 3 genom att behandla fast NH 4 Cl med en mättad KOH-lösning. Den frigjorda gasen kan torkas genom att passera genom ett kärl med fast KOH eller nybränd kalciumoxid (CaO). H 2 SO 4 och CaCl 2 kan inte användas för torkning, eftersom ammoniak bildar föreningar med dem.

2NH4Cl + Ca(OH)2 - t°® CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O

Ammoniak kan endast samlas in med metod (A), eftersom Det är lättare än luft och mycket lösligt i vatten.

Effekt på kroppen.

Ammoniak irriterar kraftigt slemhinnor även vid 0,5 % halt i luften. Akut ammoniakförgiftning orsakar skador på ögon och luftvägar, andnöd och lunginflammation. Första hjälpen är frisk luft, skölj ögonen med mycket vatten, andas in vattenånga. Kronisk ammoniakförgiftning orsakar matsmältningsbesvär, katarr i de övre luftvägarna och hörselnedsättning. Högsta tillåtna koncentration av NH 3 i luften produktionslokaler anses vara 0,02 mg/l. Blandningar av ammoniak med luft innehållande från 16 till 28 volymprocent ammoniak är explosiva.

Ansökan.

Därför att Eftersom nedbrytningen av kalciumcyanamid av vatten går långsamt vid normala temperaturer, kan den användas som kvävegödselmedel och tillsätta det i jorden långt före sådd. Närvaron av kalcium gör den särskilt lämplig för podzoliska jordar. "Cyanamid spelar inte bara rollen som ett kvävehaltigt gödningsmedel, utan också ett kalkgödselmedel, och kalk är ett gratis tillskott till kväve" (D.N. Pryanishnikov).

Ammoniak som kommer till försäljning innehåller vanligtvis cirka 10 % ammoniak. Den har också medicinska användningsområden. I synnerhet används inandning av dess ångor eller oralt intag (3-10 droppar per glas vatten) för att lindra ett tillstånd av allvarlig berusning. Att smörja huden med ammoniak försvagar effekten av insektsbett. Mycket utspädd ammoniak är praktiskt för att torka fönster och tvätta oljemålade golv, medan starkare ammoniak är användbart för att ta bort spår av flugor och rengöra silver- eller förnicklade föremål.

Vid borttagning av fläckar bra resultat i många fall ger de följande sammansättningar (i volym): a) 4 delar ammoniak, 5 delar eter och 7 delar vinalkohol (denaturerad alkohol); b) 5 delar ammoniak, 2 delar bensin och 10 delar vinalkohol; c) 10 delar ammoniak, 7 delar vinalkohol, 3 delar kloroform och 80 delar bensin; d) 5 delar ammoniak, 3 delar aceton och 20 delar alkohollösning av tvål.

Klädd på sig oljefärg Det rekommenderas att skrubba med bitar av bomullsull, först fuktade med terpentin och sedan med ammoniak. För att få bort en bläckfläck räcker det oftast med att behandla den med ammoniak och skölja med vatten.

Ämne: Ammoniak. Fysikaliska och kemiska egenskaper. Kvitto och ansökan.

Lektionens mål: känna till ammoniakmolekylens struktur, fysikaliska och kemiska egenskaper, användningsområden; kunna bevisa ammoniakens kemiska egenskaper: skriva ner ekvationer för ammoniakens reaktioner med syre, vatten, syror och betrakta dem utifrån teorin om elektrolytisk dissociation och redoxprocesser.

Lektionens framsteg

1. Organisatoriskt ögonblick lektion.

2. Studera nytt material.

Ammoniak – NH 3

Ammoniak (på europeiska språk låter dess namn som "ammoniak") har sitt namn till Ammon-oasen i Nordafrika, som ligger vid korsningen av karavanvägar. I varma klimat, urea (NH 2 ) 2 CO som finns i animaliska avfallsprodukter sönderdelas särskilt snabbt. En av nedbrytningsprodukterna är ammoniak. Enligt andra källor fick ammoniak sitt namn från det gamla egyptiska ordet amonium. Detta var namnet som gavs till människor som tillbad guden Amon. Under sina rituella ceremonier sniffade de ammoniak NH 4 Cl, som vid upphettning avdunstar ammoniak.

1. Molekylstruktur

Ammoniakmolekylen har formen av en trigonal pyramid med en kväveatom i spetsen. Tre oparade p-elektroner i kväveatomen deltar i bildandet av polära kovalenta bindningar med 1s-elektronerna i tre väteatomer (N-H-bindningar), det fjärde paret av yttre elektroner är ensamt, det kan bilda en donator-acceptorbindning med en vätejon, vilket bildar en ammoniumjon NH 4 + .

2. Fysikaliska egenskaper hos ammoniak

Under normala förhållanden är det en färglös gas med en skarp karakteristisk lukt (lukt av ammoniak), nästan dubbelt så lätt som luft och giftig. Enligt sin fysiologiska effekt på kroppen tillhör den gruppen av ämnen med kvävande och neurotropa effekter, som vid inandning kan orsaka toxiska lungödem och allvarliga skador på nervsystemet. Ammoniak har både lokala och resorptiva effekter. Ammoniakångor irriterar starkt slemhinnorna i ögonen och andningsorganen samt huden. Detta är vad vi uppfattar som en stickande lukt. Ammoniakångor orsakar överdriven tårbildning, ögonsmärta, kemiska brännskador på bindhinnan och hornhinnan, synförlust, hostattacker, rodnad och klåda i huden. Löslighet NH 3 i vatten är extremt stort - cirka 1200 volymer (vid 0 °C) eller 700 volymer (vid 20 °C) i en volym vatten.

3. Ammoniakproduktion

I laboratoriet

I industrin

För att få ammoniak i laboratoriet används verkan av starka alkalier på ammoniumsalter:

NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O

(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaSO4 + 2H2O

Uppmärksamhet! Ammoniumhydroxid är en instabil bas, sönderdelas: NH 4 OH ↔ NH3 + H2O

När du tar emot ammoniak, håll mottagarröret med botten uppåt, eftersom ammoniak är lättare än luft:

Den industriella metoden för att producera ammoniak är baserad på den direkta interaktionen mellan väte och kväve:

N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ

Villkor:

katalysator – poröst järn

temperatur – 450 – 500 ˚С

tryck – 25 – 30 MPa

Detta är den så kallade Haber-processen (en tysk fysiker som utvecklade de fysikalisk-kemiska grunderna för metoden).

4. Kemiska egenskaper hos ammoniak

Ammoniak kännetecknas av följande reaktioner:

1. med en förändring i kväveatomens oxidationstillstånd (oxidationsreaktion)

2. utan att ändra kväveatomens oxidationstillstånd (addition)

Reaktioner som involverar en förändring av kväveatomens oxidationstillstånd (oxidationsreaktioner)

N-3 → NO → N+2

NH 3 – ett starkt reduktionsmedel.

med syre

1. Ammoniakförbränning(vid uppvärmning)

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20

2. Katalytisk oxidation av ammoniak (katalysator Pt – Rh, temperatur)

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

med metalloxider

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

med starka oxidationsmedel

2NH3 + 3CI2 = N2 + 6HCl (vid uppvärmning)

ammoniak är en svag förening och sönderdelas vid upphettning

2NH3 ↔ N2 + 3H2

Reagerar utan att ändra kväveatomens oxidationstillstånd (tillsats - Bildning av ammoniumjon NH 4 + vardera donator-acceptor mekanism)

5. Applicering av ammoniak

När det gäller produktionsvolymer intar ammoniak en av de första platserna; Varje år produceras cirka 100 miljoner ton av denna förening över hela världen. Ammoniak finns i flytande form eller som en vattenlösning - ammoniakvatten, som vanligtvis innehåller 25% NH 3 . Enorma mängder ammoniak används sedan för att producera salpetersyra, som används för att göra konstgödsel och många andra produkter. Ammoniakvatten används också direkt som gödningsmedel, och ibland vattnas åkrar direkt från tankar med flytande ammoniak. Olika ammoniumsalter, urea och metenamin erhålls från ammoniak. Det används också som ett billigt köldmedium i industriella kylaggregat.

Ammoniak används också för att producera syntetiska fibrer till exempel nylon och nylon. I lätt industri används det för rengöring och färgning av bomull, ull och siden. I den petrokemiska industrin används ammoniak för att neutralisera surt avfall, och i naturgummiindustrin hjälper ammoniak till att bevara latex när den färdas från plantage till fabrik. Ammoniak används också vid framställning av soda med Solvay-metoden. Inom stålindustrin används ammoniak för nitrering - mättande av stålets ytskikt med kväve, vilket avsevärt ökar dess hårdhet.

Läkare använder vattenlösningar av ammoniak (ammoniak)i vardagen: en bomullstuss doppad i ammoniak tar en person ut ur ett tillstånd av svimning. Ammoniak i denna dos är inte farligt för människor.

3. Konsolidering av det studerade materialet

Nr 1. Utför transformationer enligt schemat:

a) Kväve → Ammoniak → Kväveoxid (II)

b) Ammoniumnitrat → Ammoniak → Kväve

c) Ammoniak → Ammoniumklorid → Ammoniak → Ammoniumsulfat

För ORR, kompilera en e-balans, för RIO, kompletta joniska ekvationer.

Nr 2. Skriv fyra ekvationer för de kemiska reaktioner som producerar ammoniak.

4. Läxor

s. 24, ex. 2,3; testa

Egenskaper för ammoniak NH 3 (gas) vid atmosfärstryck

Ammoniak (NH 3) är ett giftigt brandfarligt gasformigt ämne som har egenskapen att bilda en explosiv blandning vid kontakt med luft.

Vid normalt tryck och rumstemperatur finns den i form av en gas. För användning i produktion och transport görs ammoniak (nitrid) flytande.

Teknisk ammoniak används som den huvudsakliga råvaran i produktionen stor mängdämnen som innehåller och används i olika industrier: mineralgödsel, och cyanvätesyror, i allmänhet organisk syntes, etc.

Tabellen visar ammoniakens densitet och termofysiska egenskaper i gasformigt tillstånd beroende på temperatur vid ett tryck på 760 mmHg. Ammoniakens egenskaper anges vid temperaturer från -23 till 627 °C.

Tabellen visar följande egenskaper hos ammoniak:

• ammoniakdensitet, kg/m3;
• värmeledningskoefficient, W/(m deg);
• dynamisk viskositet, ;
• Prandtl nummer.

Tabellen visar att ammoniakens egenskaper är väsentligt beroende av temperaturen. Så, När temperaturen ökar, minskar densiteten av ammoniak, och Prandtl-nummer; andra egenskaper hos denna gas ökar deras värden.

Till exempel vid temperatur 27°C(300 K) ammoniak har en densitet lika med 0,715 kg/m 3 och när den värms upp till 627°C (900 K), minskar densiteten av ammoniak till ett värde av 0,233 kg/m3.

Densiteten av ammoniak vid rumstemperatur och normalt atmosfärstryck är betydligt lägre under dessa förhållanden.

Obs: Var försiktig! Värmeledningsförmågan för ammoniak i tabellen indikeras till styrkan 10 3. Glöm inte att dividera med 1000.

Egenskaper hos ammoniak (torr mättad ånga)

Tabellen visar de termofysiska egenskaperna hos torr mättad ammoniak beroende på temperatur.
Egenskaper anges i temperaturområdet från -70 till 70 °C.

Tabellen visar följande egenskaper hos ammoniakånga:

• ammoniakdensitet, kg/m3;
• fasövergångsvärme, kJ/kg;
• specifik värmekapacitet, kJ/(kg grader);
• termisk diffusivitet, m 2 /s;
• dynamisk viskositet, Pa s;
• kinematisk viskositet, m2/s;
• Prandtl nummer.

Ammoniakens egenskaper är starkt beroende av temperaturen. Det finns ett direkt samband mellan temperatur och tryck hos mättad ammoniakånga.
Densiteten av mättad ammoniakånga ökar avsevärt. Värden för termisk diffusivitet och viskositet minskar. Värmeledningsförmågan för mättad ammoniakånga i tabellen indikeras till styrkan 10 4. Glöm inte att dividera med 10 000.

Egenskaper hos flytande ammoniak i mättat tillstånd

Tabellen visar de termofysiska egenskaperna hos mättad ammoniakvätska beroende på temperatur.
Egenskaperna för ammoniak i mättat flytande tillstånd ges i temperaturområdet från -70 till 70 °C.

Tabellen visar följande egenskaper hos flytande ammoniak:

• mättat ångtryck, MPa;
• ammoniakdensitet, kg/m3;
• specifik värmekapacitet, kJ/(kg grader);
• värmeledningsförmåga, W/(m deg);
• termisk diffusivitet, m 2 /s;
• dynamisk viskositet, Pa s;
• kinematisk viskositet, m2/s;
• ytspänningskoefficient, N/m;
• Prandtl nummer.

Densiteten av ammoniak i flytande tillstånd är mindre beroende av temperaturen än densiteten av dess ånga. Endast dynamisk viskositet minskar avsevärt med ökande temperatur på flytande ammoniak.

Värmeledningsförmåga för ammoniak i flytande och gasformigt tillstånd

Tabellen visar ammoniakens värmeledningsförmåga i flytande och gasformigt tillstånd beroende på temperatur och tryck.
Värmeledningsförmågan för ammoniak (dimension W/(m deg)) anges i temperaturområdet från 27 till 327 °C och tryck från 1 till 1000 atmosfärer.

Värmeledningsförmågan för ammoniak i tabellen indikeras till styrkan 10 3. Glöm inte att dividera med 1000.
Värmekonduktivitetsvärden ovanför linjen är indikerade för flytande ammoniak, vars värmeledningsförmåga minskar med ökande temperatur.

Ammoniakgasens värmeledningsförmåga ökar vid upphettning. En ökning av trycket leder till en ökning av värmeledningsförmågan för både flytande och gasformig ammoniak.

Följande tabell visar värmeledningsförmåga hos ammoniak vid låga temperaturer och atmosfärstryck.

på mättnadslinjen beroende på temperatur visas i tabellen nedan. Det bör noteras att den termiska ledningsförmågan hos flytande ammoniak minskar vid upphettning.

Obs: Var försiktig! Värmeledningsförmågan för ammoniak i tabellerna indikeras till styrkan 10 3. Glöm inte att dividera med 1000.