Amoníaco. Propiedades físicas y químicas. Recibir y aplicar. El amoníaco es amoníaco líquido. Fórmula, propiedades y aplicaciones del amoniaco

Propiedades físicas.

Bajo presión normal, el amoníaco se licua a -33 ° C y solidifica a -78 ° C. El calor de fusión del NH 3 es de 6 kJ / mol. La temperatura crítica del amoníaco es de 132 ° C, la presión crítica es de 112 atm. Los cilindros que lo contengan deben estar pintados de amarillo y tener una inscripción negra "Amoníaco".

El amoníaco es un gas incoloro con un olor acre característico ("amoníaco"). Su solubilidad en agua es mayor que la de todos los demás gases: un volumen de agua absorbe aproximadamente 1200 volúmenes a 0 ° С y aproximadamente 700 volúmenes de NH 3 a 20 ° С. La solución concentrada comercial normalmente tiene una densidad de 0,91 g / cm 3 y contiene 25% en peso de NH 3 (es decir, cerca de la composición NH 3 .3H 2 O).

Asociado con la asociación del amoníaco líquido está su alto calor de vaporización (23,4 kJ / mol). Dado que la temperatura crítica del amoníaco es alta (+132 ° C) y cuando se evapora, se elimina una gran cantidad de calor del medio ambiente, el amoníaco líquido puede servir como sustancia de trabajo de las máquinas de refrigeración. r por aire = M NH 3 / M aire promedio = 17/29 = 0.5862

El amoníaco líquido es un buen disolvente para una gran cantidad de compuestos orgánicos, así como para muchos inorgánicos. Por ejemplo, el azufre elemental se disuelve bien en amoníaco líquido, cuyas soluciones fuertes son rojas [y por debajo de +18 ° C contienen solvato de S (NH 3) 2]. De las sales, los derivados de amonio y metales alcalinos son los más solubles que otros, y la solubilidad de las sales aumenta en la serie Cl-Br-I. Algunos ejemplos son los siguientes datos (g / 100 g de NH 3 a 25 ° C):

NH 4 Cl	NH 4 Br	NH 4 I	KCl	KBr	KI	AgCl	AgBr	AgI
103	238	369	0,04	13,5	182	0,83	5,9	207

Un curso similar de cambio en la solubilidad de los haluros es característico de varios otros cationes. Muchos nitratos (y KMnO 4) también son bien solubles en amoníaco líquido. Por el contrario, los óxidos, fluoruros, sulfatos y carbonatos son generalmente insolubles en él.

Aprovechando la diferencia en la solubilidad de las sales en el NH 3 líquido y el agua, a veces se pueden revertir las reacciones de intercambio iónico comúnmente observadas. Por ejemplo, el equilibrio según el esquema:

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

En un medio acuoso, se desplaza casi por completo hacia la derecha (debido a la insolubilidad de AgBr), y en un ambiente de amoníaco, hacia la izquierda (debido a la insolubilidad de BaBr 2).

Una propiedad característica del amoniaco como disolvente ionizante es su pronunciado efecto nivelador sobre la disociación de varios electrolitos. Por ejemplo, HClO 4 y HCN en amoníaco líquido, inconmensurables entre sí en disociación en un medio acuoso, se caracterizan por casi las mismas constantes de disociación (5 · 10 -3 y 2 · 10 -3). Las sales se comportan en el amoníaco líquido como electrolitos de fuerza media o débil (por ejemplo, K = 2 · 10 -3 para KBr). Los cloruros suelen estar algo menos disociados y los yoduros algo más disociados, lo que corresponde a los bromuros.

Una característica del amoníaco líquido es su capacidad para disolver los metales más activos, siendo estos últimos ionizados. Por ejemplo, una solución diluida de sodio metálico es azul, conduce una corriente eléctrica similar a las soluciones de electrolitos y contiene cationes Na + (solvatados con amoníaco) y aniones (NH 3) x -. La parte central de tal anión complejo es un electrón libre, que está en interacción de polarización con el medio ambiente (polarón). A concentraciones más altas de Na, su solución adquiere la forma de bronce y exhibe conductividad eléctrica metálica, es decir, junto con el amoníaco solvatado, también están contenidos electrones libres. Por debajo de -42 ° C, las fases azul y bronce pueden coexistir sin mezclarse. El almacenamiento a largo plazo de soluciones de sodio en amoníaco líquido se acompaña de su decoloración como resultado de una reacción muy lenta según el esquema:

2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2 .

Con cesio (solubilidad de 25 moles por 1000 g de NH 3 a -50 ° C), se produce una reacción similar en unos pocos minutos.

El metal disuelto en amoniaco tiende a escindir los electrones de valencia, lo que permite llevar a cabo una especie de reacciones de desplazamiento. Por ejemplo, utilizando la solubilidad en amoniaco líquido KCl y la insolubilidad del CaCl 2, es posible aislar potasio con calcio de acuerdo con el siguiente esquema:

2 КСl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.

Existe una indicación interesante de que la impregnación con amoníaco líquido aumenta en gran medida la ductilidad de la madera. Esto hace que sea relativamente fácil darle ciertas formas específicas, que se retienen después de la eliminación del amoníaco.

La disolución del amoniaco en agua va acompañada de la liberación de calor (alrededor de 33 kJ / mol). El efecto de la temperatura sobre la solubilidad se ilustra con los siguientes datos que muestran el número de partes en peso de NH 3 absorbido por una parte en peso de agua (a presión atmosférica de amoníaco):

Temperatura ° С	-30	0	10	30	50	80	100
Solubilidad	2,78	0,87	0,63	0,40	0,23	0,15	0,07

En condiciones normales, la conductividad eléctrica máxima es aproximadamente una solución de amoníaco 3 N. Su solubilidad en disolventes orgánicos es mucho menor que en agua.

Propiedades químicas.

Formación de un enlace covalente por el mecanismo donante-aceptor.

1. Amoníaco - base de Lewis. Su solución en agua (agua con amoniaco, amoniaco) tiene una reacción alcalina (tornasol - azul; fenolftaleína - frambuesa) debido a la formación de hidróxido de amonio.

NH 3 + H 2 O<-->NH 4 OH<-->NH 4 + + OH -

2. El amoníaco reacciona con los ácidos para formar sales de amonio.

NH 3 + HCl ® NH 4 Cl
2NH 3 + H 2 SO 4 ® (NH 4) 2 SO 4
NH 3 + H 2 O + CO 2® NH 4 HCO 3

Amoníaco - agente reductor (oxidado a N 2 +1 O o N +2 O)

1. Descomposición por calentamiento

2N -3 H 3 - t ° ® N 2 0 + 3H 2

2. Combustión en oxígeno

a) sin catalizador

4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O

b) oxidación catalítica (kat = Pt)

4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6H 2 O

3. Reducción de óxidos de algunos metales

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

Cuando se pasa una corriente de amoníaco sobre CuO calentado, se oxida a nitrógeno libre. La oxidación del amoniaco con ozono conduce a la formación de NH 4 NO 3. Es interesante que el oxígeno ordinario mezclado con ozono aparentemente participa en tal oxidación.

El amoníaco es un buen combustible para aviones inflamable. Al igual que el agua, el amoníaco líquido está fuertemente asociado, principalmente a través de la formación de enlaces H. Sin embargo, son relativamente débiles (alrededor de 4,2 kJ / mol). La viscosidad del amoníaco líquido es casi siete veces menor que la viscosidad del agua. Su densidad (0,68 y 0,61 g / cm 3, respectivamente, a -33 y +20 ° C) también es significativamente menor que la del agua. El amoníaco líquido prácticamente no conduce corriente eléctrica, ya que la disociación electrolítica de acuerdo con el esquema:

NH 3 + NH 3 N NH 4 + + NH 2 -

Insignificante: producto iónico = 2 · 10 -33 (a -50 ° C).

Por encima de 0 ° C (bajo presión), el amoníaco líquido se mezcla con agua en cualquier proporción. En soluciones fuertes de agua en amoniaco a 30 ° C, se demostró que su ionización es baja. Entonces, para una solución de 9 M tenemos / = 1 · 10-11.

Para la caracterización química del amoníaco, tres tipos de reacciones son de importancia primordial: adición, sustitución de hidrógeno y oxidación.

Las reacciones de adición más típicas del amoniaco. En particular, cuando actúa sobre muchas sales, se forman fácilmente amoniatos cristalinos de la composición CaCl 2 · 8NH 3, CuSO 4 · 4NH 3, etc., que son similares a los hidratos cristalinos en cuanto a su formación y estabilidad.

Cuando el amoníaco se disuelve en agua, se produce una formación parcial de hidróxido de amonio:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH

En este compuesto, el radical amonio (NH 4) juega el papel de un metal monovalente. Por tanto, la disociación electrolítica del NH 4 OH procede según el tipo principal:

NH 4 OH Ы NH 4 + OH "

Combinando ambas ecuaciones, obtenemos una idea general de los equilibrios que tienen lugar en una solución acuosa de amoníaco:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH Ы NH 4 + OH "

Debido a estos equilibrios, el amoníaco acuoso (a menudo denominado simplemente "amoníaco") tiene un olor acre. Debido a que la concentración de iones OH en la solución es baja, el NH 4 OH se considera una base débil. El hidróxido de amonio es uno de los reactivos químicos más importantes, cuyas soluciones diluidas ("amoníaco") también se utilizan en Medicina y hogar (al lavar la ropa y quitar las manchas).

El análisis de los datos sobre la distribución de NH 3 entre el agua y los líquidos orgánicos muestra que más del 90% de todo el amoníaco disuelto en agua está en forma hidratada. Para la fase de vapor sobre una solución acuosa de amoniaco, la presencia de equilibrio se estableció de acuerdo con el siguiente esquema:

2 NH 3 + H 2 O N 2 NH 3 · H 2 O + 75 kJ,

Caracterizado por el valor de K = 1 · 10 -4 a 20 ° C.

Átomo, molécula.

La molécula de NH 3 tiene una estructura piramidal triangular con un átomo de nitrógeno en la parte superior. R HNH = 107,3 °. Los electrones de los enlaces H-N se desplazan con bastante fuerza del hidrógeno al nitrógeno; por lo tanto, la molécula de amoníaco en su conjunto se caracteriza por una polaridad significativa.

La estructura piramidal del amoniaco es energéticamente más favorable que la plana en 25 kJ / mol. La molécula es polar; el enlace N-H se caracteriza por una energía de 389 kJ / mol, pero para las energías de disociación secuencial de átomos de hidrógeno, se dan valores de 435, 397 y 339 kJ / mol. Las moléculas de amoniaco están unidas por enlaces de hidrógeno débiles:

Una propiedad interesante de las moléculas de amoníaco es su capacidad de inversión estructural, es decir, a "dar la vuelta" por el paso de un átomo de nitrógeno a través del plano de la base de la pirámide formada por átomos de hidrógeno. La barrera potencial a esta inversión es de 25 kJ / mol, solo moléculas suficientemente ricas en energía pueden realizarla. La tasa de inversión es relativamente baja: es 1000 veces menor que la tasa de orientación de las moléculas de NH 3 por un campo eléctrico.

Recepción.

La transferencia de nitrógeno libre en el aire a un estado ligado se lleva a cabo principalmente a través de la síntesis de amoníaco:

N _ {2} + 3 H _ {2} N _ {2} NH _ {3} + 92 kJ.

El principio de desplazamiento del equilibrio muestra que las condiciones más favorables para la formación de amoníaco son la temperatura más baja posible y la presión más alta posible. Sin embargo, incluso a 700 ° C, la velocidad de reacción es tan lenta (y, por lo tanto, el equilibrio se establece tan lentamente) que no cabe duda de su uso práctico. Por el contrario, a temperaturas más altas, cuando el estado de equilibrio se establece rápidamente, el contenido de amoníaco en el sistema se vuelve insignificante. Por lo tanto, la implementación técnica del proceso en consideración resulta imposible, ya que, acelerando el logro del equilibrio con la ayuda del calentamiento, cambiamos simultáneamente su posición hacia el lado desventajoso.

Sin embargo, existe un medio para acelerar el logro del equilibrio sin cambiarlo simultáneamente. Un catalizador a menudo útil es un catalizador adecuado. Un catalizador adecuado es el hierro metálico (dopado con Al 2 O 3 y K 2 O). El proceso generalmente se lleva a cabo a una temperatura de 400-600 ° C (en un catalizador) y presiones de 100-1000 atm. Después de la separación del amoniaco de la mezcla de gases, este último se introduce de nuevo en el ciclo.

En el proceso de búsqueda de un catalizador para la síntesis de amoníaco, se probaron alrededor de 20 mil sustancias diferentes. El catalizador de hierro ampliamente utilizado se prepara generalmente calentando una mezcla íntima de FeO y Fe 2 O 3 (que contiene pequeñas impurezas de Fe, Al 2 O 3 y KOH) en una atmósfera de la composición 3H 2 + N 2. Dado que el N 2 S, CO, CO 2, el vapor de agua y el oxígeno "envenenan" rápidamente el catalizador, la mezcla de nitrógeno e hidrógeno que se le suministra debe liberarse completamente de ellos. Con el modo de funcionamiento correcto, el catalizador funcionará sin problemas durante varios años.

Para un mayor desarrollo de la industria del amoníaco sintético, puede resultar esencial que a presiones de 2000 atm y más, la síntesis de amoníaco a partir de una mezcla de nitrógeno e hidrógeno se desarrolle bien incluso sin un catalizador especial. El rendimiento práctico de amoniaco a 850 ° C y 4500 atm es del 97%. Es especialmente importante que a presiones ultra altas, la presencia de diversas impurezas en los gases iniciales no afecte el curso del proceso.

La síntesis de amoniaco se realizó prácticamente en 1913, cuando de esta manera se logró obtener 7 toneladas de NH 3. Actualmente, esta síntesis es el principal método industrial para la obtención de nitrógeno ligado con una producción mundial anual de decenas de millones de toneladas.

Además de la síntesis directa de amoníaco a partir de elementos, en 1905 se desarrolló algún valor industrial para la unión de nitrógeno en el aire. método de la cianamida... Este último se basa en el hecho de que a 1000 ° C el carburo de calcio (obtenido mediante la calcinación de una mezcla de cal y carbón en un horno eléctrico) reacciona con nitrógeno libre según la ecuación:

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

La cianamida de calcio así obtenida (Ca = N-Cє N) es un polvo gris (de impureza de carbono). Bajo la acción del vapor de agua sobrecalentado (es decir, calentado por encima de 100 ° C), se descompone con la liberación de amoníaco:

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

La descomposición de la cianamida de calcio con agua es lenta a temperatura ambiente. Por tanto, puede utilizarse como fertilizante nitrogenado, introduciéndolo en el suelo mucho antes de la siembra. La presencia de calcio lo hace especialmente indicado para suelos podzólicos. "La cianamida desempeña el papel no solo de fertilizante nitrogenado, sino también de cal, y la cal es un suplemento libre del nitrógeno" (D.N. Pryanishnikov).

En condiciones de laboratorio, el NH 3 se obtiene tratando el NH 4 Cl sólido con una solución saturada de KOH. El gas liberado se puede secar pasándolo a través de un recipiente con KOH sólido u óxido de calcio (CaO) recién calcinado. Es imposible usar H 2 SO 4 y CaCl 2 para secar, ya que el amoníaco forma compuestos con ellos.

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

El amoníaco solo se puede recolectar usando el método (A), porque es más ligero que el aire y muy soluble en agua.

Acción sobre el cuerpo.

El amoniaco irrita fuertemente las membranas mucosas incluso con un contenido de 0,5% en el aire. La intoxicación aguda por amoníaco causa daño a los ojos y al tracto respiratorio, dificultad para respirar y neumonía. Los primeros auxilios son aire fresco, enjuague de los ojos con abundante agua e inhalación de vapor de agua. La intoxicación crónica por amoníaco causa indigestión, catarro de las vías respiratorias superiores y deterioro de la audición. La concentración máxima permitida de NH 3 en el aire de las instalaciones industriales es de 0,02 mg / l. Las mezclas de amoníaco con aire que contienen de 16 a 28% en volumen de amoníaco son explosivas.

Solicitud.

Porque la descomposición de la cianamida de calcio con agua avanza lentamente a temperaturas normales, luego se puede utilizar como fertilizante nitrogenado, introduciéndola en el suelo mucho antes de la siembra. La presencia de calcio lo hace especialmente indicado para suelos podzólicos. "La cianamida desempeña el papel no solo de fertilizante nitrogenado, sino también de cal, y la cal es un suplemento libre del nitrógeno" (D.N. Pryanishnikov).

El amoníaco comercial generalmente contiene aproximadamente un 10% de amoníaco. También encuentra uso médico. En particular, la inhalación de sus vapores o la ingestión (3-10 gotas por vaso de agua) se utiliza para aliviar el estado de intoxicación grave. Lubricar la piel con amoniaco debilita el efecto de las picaduras de insectos. Es conveniente limpiar ventanas y pisos pintados con pintura al óleo con amoniaco muy diluido, mientras que es más duradero para quitar rastros de moscas, para limpiar objetos plateados o niquelados.

Al eliminar las manchas, en muchos casos se obtienen buenos resultados con las siguientes composiciones (en volumen): a) 4 partes de amoniaco, 5 partes de éter y 7 partes de alcohol de vino (alcohol desnaturalizado); b) 5 partes de amoniaco, 2 partes de gasolina y 10 partes de alcohol de vino; c) 10 partes de amoniaco, 7 partes de alcohol de vino, 3 partes de cloroformo y 80 partes de gasolina; d) 5 partes de amoniaco, 3 partes de acetona y 20 partes de una solución alcohólica de jabón.

Se recomienda limpiar la pintura al óleo que se haya manchado la ropa con trozos de algodón, humedecidos primero con trementina y luego con amoníaco. Para quitar las manchas de tinta, suele ser suficiente tratarla con amoniaco y aclarar con agua.

El amoníaco (NH 3) es uno de los productos químicos industriales más utilizados en la industria y el comercio.

Amoníaco, ¿por qué lo necesita nuestro cuerpo? Resulta que se forma constantemente en todos los órganos y tejidos y es una sustancia insustituible en muchos procesos biológicos, sirve como precursor para la formación de aminoácidos y la síntesis de nucleótidos. En la naturaleza, el amoníaco se forma durante la descomposición de compuestos orgánicos que contienen nitrógeno.

Propiedades químicas y físicas del amoníaco.

A temperatura ambiente, el amoníaco es un gas incoloro e irritante con un olor penetrante y sofocante;
en su forma pura se conoce como amoniaco anhidro;
higroscópico (absorbe fácilmente la humedad);
tiene propiedades alcalinas, el cáustico se disuelve fácilmente en agua;
comprime fácilmente y forma un líquido transparente bajo presión.

¿Dónde se usa el amoníaco?

Aproximadamente el 80% del amoníaco se utiliza para fabricar productos industriales.

El amoníaco se utiliza en agricultura como fertilizante.

Presente en plantas frigoríficas para depuración de agua.

Se utiliza en la producción de plásticos, explosivos, textiles, pesticidas, tintes y otros químicos.

Se encuentra en muchas soluciones de limpieza doméstica e industrial. Los productos para el hogar que contienen amoníaco se elaboran con la adición de 5-10% de amoníaco, la concentración de amoníaco en soluciones industriales es mayor: 25%, lo que las hace más cáusticas.

¿Cómo afecta el amoníaco al cuerpo humano?

La mayoría de las personas están en contacto con amoníaco, inhalando como gas o evaporación. Dado que el amoníaco existe en la naturaleza y se encuentra en los detergentes, pueden ser fuentes de este.

El uso generalizado de amoníaco en áreas agrícolas e industriales también significa que un aumento en su concentración en el aire puede ocurrir durante emisiones accidentales o ataques terroristas deliberados.

El gas de amoníaco anhidro es más liviano que el aire y, por lo tanto, se eleva alto, por lo que generalmente se dispersa y no se acumula en las tierras bajas. Sin embargo, en presencia de humedad (humedad relativa alta), el amoníaco anhidro licuado forma vapores más pesados que el aire. Estos vapores pueden transportarse sobre el suelo o sobre tierras bajas.

¿Cómo actúa el amoniaco?

El amoníaco comienza a interactuar inmediatamente después del contacto con la humedad en la superficie de la piel, ojos, boca, tracto respiratorio y superficies parcialmente mucosas y forma una sustancia muy corrosiva. hidróxido de amonio ... Causas del hidróxido de amonio necrosis tisular debido a la rotura de las membranas celulares, conduce a la destrucción celular. Una vez que la proteína y las células se descomponen, el agua se extrae en una respuesta inflamatoria, lo que resulta en un daño mayor.

¿Cuáles son los síntomas del envenenamiento por amoniaco?

Aliento... El olor a amoniaco en la nariz es irritante y acre. La exposición a altas concentraciones de amoníaco en el aire provoca una sensación de ardor en la nariz, la garganta y el tracto respiratorio. Esto puede provocar edema bronquiolar y alveolar y daño de las vías respiratorias como resultado de una insuficiencia respiratoria. La inhalación de concentraciones bajas puede provocar tos, irritación de nariz y garganta. El olor a amoníaco advierte de su presencia con suficiente antelación, pero el amoníaco también conduce a un debilitamiento del sentido del olfato, lo que hace que sea menos probable que se note en el aire en concentraciones bajas.

Los niños que están expuestos a la misma cantidad de amoníaco que los adultos reciben una dosis más alta porque la superficie de sus pulmones es mucho más grande en relación con su cuerpo. Además, pueden estar más expuestos al amoníaco debido a su baja estatura: están más cerca del suelo, donde la concentración de vapores es mayor.

Contacto con la piel o los ojos... El contacto con concentraciones bajas de amoníaco en el aire o líquidos puede causar irritación rápida de los ojos o la piel. Las concentraciones más altas de amoníaco pueden provocar lesiones graves y quemaduras ... El contacto con líquidos concentrados de amoníaco, como detergentes industriales, puede causar daño corrosivo, incluidas quemaduras en la piel, daño ocular o ceguera ... Es posible que el daño severo al ojo no sea visible hasta una semana después de la exposición. El contacto con amoníaco licuado también puede causar congelación .

Consumo con alimentos... Obtener una alta concentración de amoníaco al tragar la solución de amoníaco puede dañar la boca, la garganta y el estómago.

Hidrógeno, en condiciones normales: un gas incoloro con un olor característico acre (olor a amoníaco)

Los halógenos (cloro, yodo) con amoníaco forman explosivos peligrosos: haluros de nitrógeno (cloruro de nitrógeno, yoduro de nitrógeno).

Con los haloalcanos, el amoníaco entra en una reacción de adición nucleofílica, formando un ion amonio sustituido (un método para producir aminas):

(clorhidrato de metil amonio)

Con los ácidos carboxílicos, sus anhídridos, halogenuros de ácido, éteres y otros derivados, da amidas. Con aldehídos y cetonas - bases de Schiff, que pueden reducirse a las correspondientes aminas (aminación reductora).

A 1000 ° C, el amoníaco reacciona con el carbón para formar ácido cianhídrico HCN y se descompone parcialmente en nitrógeno e hidrógeno. También puede reaccionar con el metano para formar el mismo ácido cianhídrico:

Historia del nombre

El amoníaco (en idiomas europeos su nombre suena como "amoníaco") debe su nombre al oasis de Ammon en el norte de África, ubicado en el cruce de las rutas de las caravanas. En climas cálidos, la urea (NH 2) 2 CO, contenida en los desechos animales, se descompone con especial rapidez. Uno de los productos de descomposición es el amoníaco. Según otras fuentes, el amoníaco obtuvo su nombre de la palabra egipcia antigua amonio... Este era el nombre de las personas que adoran al dios Amón. Durante sus ceremonias rituales, olían amoníaco NH 4 Cl, que evapora el amoníaco cuando se calienta.

Amoniaco liquido

El amoníaco líquido, aunque en pequeña medida, se disocia en iones (autoprotólisis), en los que se manifiesta su similitud con el agua:

La constante de autoionización del amoníaco líquido a -50 ° C es aproximadamente 10 -33 (mol / l) ².

Las amidas metálicas resultantes de la reacción con amoniaco contienen un ion negativo NH 2 -, que también se forma durante la autoionización del amoniaco. Por tanto, las amidas metálicas son análogos de los hidróxidos. La velocidad de reacción aumenta al pasar de Li a Cs. La reacción se acelera significativamente en presencia de incluso pequeñas impurezas de H2O.

Las soluciones de amoníaco metálico tienen conductividad eléctrica metálica, en la que los átomos de metal se desintegran en iones positivos y electrones solvatados rodeados de moléculas de NH 3. Las soluciones de amoníaco metálico, que contienen electrones libres, son los agentes reductores más fuertes.

Complejación

Debido a sus propiedades donadoras de electrones, las moléculas de NH 3 pueden entrar en compuestos complejos como ligando. Por lo tanto, la introducción de un exceso de amoníaco en soluciones de sales de d-metales conduce a la formación de sus complejos amino:

La complejación suele ir acompañada de un cambio de color en la solución. Entonces, en la primera reacción, el color azul (CuSO 4) se convierte en azul oscuro (el color del complejo), y en la segunda reacción, el color cambia de verde (Ni (NO 3) 2) a azul violeta. Los complejos más fuertes con NH 3 forman cromo y cobalto en el estado de oxidación +3.

Papel biológico

El amoníaco es el producto final del metabolismo del nitrógeno en humanos y animales. Se forma durante el metabolismo de proteínas, aminoácidos y otros compuestos nitrogenados. Es altamente tóxico para el cuerpo, por lo que la mayor parte del amoníaco durante el ciclo de la ornitina es convertido por el hígado en un compuesto más inofensivo y menos tóxico: la carbamida (urea). Luego, la urea es excretada por los riñones y parte de la urea puede ser convertida por el hígado o los riñones nuevamente en amoníaco.

El hígado también puede utilizar el amoníaco para el proceso inverso: la resíntesis de aminoácidos a partir del amoníaco y los análogos ceto de aminoácidos. Este proceso se denomina "aminación reductiva". Así, el ácido aspártico se obtiene del ácido oxaloacético, el glutámico del ácido α-cetoglutárico, etc.

Acción fisiológica

En cuanto a su efecto fisiológico sobre el organismo, pertenece al grupo de sustancias de acción asfixiante y neurotrópica, capaces de provocar edema pulmonar tóxico y daño severo al sistema nervioso durante el daño por inhalación. El amoníaco tiene efectos tanto locales como de reabsorción.

Los vapores de amoniaco irritan fuertemente las membranas mucosas de los ojos y los órganos respiratorios, así como la piel. Esta es una persona que lo percibe como un olor acre. Los vapores de amoniaco provocan lagrimeo profuso, dolor ocular, quemaduras químicas de la conjuntiva y la córnea, pérdida de visión, ataques de tos, enrojecimiento y picazón de la piel. Cuando el amoníaco licuado y sus soluciones entran en contacto con la piel, se produce una sensación de ardor, una quemadura química con ampollas, es posible la ulceración. Además, el amoníaco licuado absorbe calor cuando se evapora y se produce congelación de diversos grados al contacto con la piel. El olor a amoniaco se siente a una concentración de 37 mg / m³.

Solicitud

El amoníaco es uno de los productos más importantes de la industria química, su producción mundial anual alcanza los 150 millones de toneladas. Se utiliza principalmente para la producción de fertilizantes nitrogenados (nitrato y sulfato de amonio, urea), explosivos y polímeros, ácido nítrico, sosa (por el método del amoníaco) y otros productos químicos. El amoniaco líquido se utiliza como disolvente.

Tasas de consumo por tonelada de amoniaco

La producción de una tonelada de amoníaco en Rusia consume una media de 1200 nm³ de gas natural, en Europa, 900 nm³.

El bielorruso "Grodno Azot" consume 1200 nm³ de gas natural por tonelada de amoníaco, después de la modernización se espera que disminuya el consumo a 876 nm³.

Los productores ucranianos consumen entre 750 Nm³ y 1170 Nm³ de gas natural por tonelada de amoníaco.

Según la tecnología UHDE, se declara el consumo de 6,7 - 7,4 Gcal de recursos energéticos por tonelada de amoniaco.

Amoniaco en medicina

Para las picaduras de insectos, el amoníaco se usa externamente en forma de lociones. Una solución acuosa de amoníaco al 10% se conoce como amoníaco.

Posibles efectos secundarios: con exposición prolongada (uso por inhalación), el amoníaco puede provocar un paro respiratorio reflejo.

La aplicación local está contraindicada en dermatitis, eccemas, otras enfermedades de la piel, así como en lesiones traumáticas abiertas de la piel.

En caso de daño accidental a la membrana mucosa del ojo, enjuague con agua (15 minutos cada 10 minutos) o solución de ácido bórico al 5%. No se utilizan aceites ni ungüentos. En caso de daño en la nariz y la garganta: solución de ácido cítrico al 0,5% o jugos naturales. En caso de ingestión, beber agua, zumo de frutas, leche, preferentemente solución de ácido cítrico al 0,5% o solución de ácido acético al 1% hasta que el contenido del estómago esté completamente neutralizado.

Se desconoce la interacción con otros medicamentos.

Productores de amoniaco

Productores de amoniaco en Rusia

Compañía	2006, miles de toneladas	2007, miles de toneladas
OJSC "Togliattiazot"]]	2 635	2 403,3
OJSC NAK "Azot"	1 526	1 514,8
OJSC "Acron"	1 526	1 114,2
JSC "Nevinnomyssky Azot", Nevinnomyssk	1 065	1 087,2
OJSC "Minudobreniya" (Rossosh)	959	986,2
JSC "AZOT"	854	957,3
OJSC "Azot"	869	920,1
OJSC Kirovo-Chepetskiy Khim. combinar "	956	881,1
OJSC Cherepovetsky "Azot"	936,1	790,6
Kuibyshevazot CJSC	506	570,4
Gazprom Salavat neftekhim "	492	512,8
"Abonos minerales" (Perm)	437	474,6
OJSC "Dorogobuzh"	444	473,9
OJSC "Fertilizantes minerales de Voskresensk"	175	205,3
JSC Shchekinoazot	58	61,1
LLC "MendeleevskAzot"	-	-
Total	13 321,1	12 952,9

Rusia representa alrededor del 9% de la producción mundial de amoníaco. Rusia es uno de los mayores exportadores de amoníaco del mundo. Aproximadamente el 25% del volumen total de producción de amoníaco se exporta, lo que representa aproximadamente el 16% de las exportaciones mundiales.

Productores de amoniaco en Ucrania

Las nubes de Júpiter están compuestas de amoníaco.

ver también

Notas (editar)

Enlaces

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// Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - SPb. , 1890-1907.
// Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - SPb. , 1890-1907.
// Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - SPb. , 1890-1907.

Literatura

Akhmetov N. S. Química general e inorgánica. - M.: Escuela superior, 2001.

El nitruro de hidrógeno con la fórmula NH 3 se llama amoníaco. Es un gas ligero (más ligero que el aire) con un olor acre. La estructura de la molécula determina las propiedades físicas y químicas del amoniaco.

Estructura

Una molécula de amoníaco consta de un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. Los enlaces entre los átomos de hidrógeno y nitrógeno son covalentes. La molécula de amoníaco tiene la forma de una pirámide trigonal.

Hay tres electrones libres en el orbital 2p del nitrógeno. Tres átomos de hidrógeno se hibridan con ellos, formando el tipo de hibridación sp 3.

Arroz. 1. La estructura de la molécula de amoniaco.

Si un átomo de hidrógeno se reemplaza por un radical hidrocarbonado (C n H m), se obtiene una nueva sustancia orgánica: una amina. No solo se puede reemplazar un átomo de hidrógeno, sino los tres. Dependiendo del número de átomos sustituidos, se distinguen tres tipos de aminas:

primario(metilamina - CH _ {3} NH _ {2});
secundario(dimetilamina - CH _ {3} - NH - CH _ {3});
terciario(trimetilamina - CH 3 -N- (CH 3) 2).

C 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 y otras sustancias que contienen varios átomos de carbono e hidrógeno pueden unirse a la molécula de amoníaco.

Arroz. 2. Formación de aminas.

El amoníaco y las aminas tienen un par libre de electrones de nitrógeno, por lo que las propiedades de las dos sustancias son similares.

Físico

Propiedades físicas básicas del amoniaco:

gas incoloro;
Olor fuerte;
buena solubilidad en agua (para un volumen de agua 700 volúmenes de amoníaco a 20 ° С, a 0 ° С - 1200);
más liviano que el aire.

El amoniaco se licua a -33 ° C y se solidifica a -78 ° C. La solución concentrada contiene un 25% de amoniaco y tiene una densidad de 0,91 g / cm 3. El amoníaco líquido disuelve sustancias orgánicas e inorgánicas, pero no conduce la electricidad.

En la naturaleza, el amoníaco se libera durante la descomposición y descomposición de sustancias orgánicas que contienen nitrógeno (proteínas, urea).

Químico

El estado de oxidación del nitrógeno en la composición del amoníaco es -3, el hidrógeno es +1. Cuando se forma amoníaco, el hidrógeno oxida el nitrógeno y le quita tres electrones. Debido al par restante de electrones de nitrógeno y la fácil separación de los átomos de hidrógeno, el amoníaco es un compuesto activo que reacciona con sustancias simples y complejas.

Las principales propiedades químicas se describen en la tabla.

Interacción	Productos de reacción	La ecuacion
Con oxigeno	Se quema para formar nitrógeno o reacciona con oxígeno en presencia de un catalizador (platino) para formar óxido nítrico.	4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
Con halógenos	Nitrógeno, ácido	2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr
	Hidróxido de amonio o amoniaco	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
Con ácidos	Sales de amonio	NH _ {3} + HCl → NH _ {4} Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4
	Reemplaza el metal para formar nueva sal.	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu
Con óxidos metálicos	Reduce el metal, se forma nitrógeno.	2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Arroz. 3. Combustión de amoníaco. Evaluación del informe

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