AMONÍACO(NH 3) es un compuesto químico de nitrógeno con hidrógeno, un gas incoloro con un olor acre característico que irrita las membranas mucosas. Se encuentra en pequeñas cantidades en el aire, el agua de río y de mar, el suelo, especialmente en aquellos lugares donde se descomponen sustancias orgánicas que contienen nitrógeno (ver Pudrición).
El amoníaco fue obtenido por primera vez por el científico inglés D. Priestley (1774) mediante la acción de cal apagada sobre cloruro de amonio. En 1787, se propuso el nombre "amoníaco" para el amoníaco, que se retuvo para él en varios países. En Rusia, en 1801, el químico Ya. D. Zakharov reemplazó este nombre por el más corto "amoníaco".
En condiciones de laboratorio, el amoníaco se obtiene desplazándolo del amoníaco de las sales de amoníaco con soluciones de álcalis fuertes cuando se calienta:
2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 → 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O.
En tecnología, el amoníaco se produce sintéticamente mediante el método desarrollado por el químico alemán F. Haber. La síntesis de amoníaco se lleva a cabo de la siguiente manera: se comprime una mezcla de nitrógeno e hidrógeno con un compresor a 200-220 atm y bajo esta presión se pasa a través de un aparato de contacto que contiene un catalizador (hierro con la adición de óxido de aluminio y potasio) . Después de pasar sobre el catalizador, los gases que contienen aproximadamente un 10% de a entran en el enfriador y luego, en varios aparatos, el amoníaco es absorbido por el agua.
En presencia de la electricidad barata necesaria para crear una temperatura alta, el amoníaco se sintetiza utilizando el método de la cianamida, basado en la interacción del nitrógeno atmosférico y el carburo de calcio. A altas temperaturas, ambas sustancias reaccionan entre sí para formar cianamida de calcio que, cuando se expone a vapor sobrecalentado y a una presión de 6 atm, se descompone fácilmente para formar amoníaco.
La densidad del amoníaco en t ° 0 ° y una presión de 760 mm Hg (1 atm) es 0.589. Masa de 1 litro - 0,771 g A una presión de 7 atm y temperatura ambiente, el amoniaco se encuentra en estado líquido. A una presión de 1 atm, cuando se enfría a t ° - 40 ° se licua. Cuando se enfría a t ° - 75 ° cristaliza. El amoníaco se adsorbe bien por el carbón activado. Disolvamos bien en agua. Se disuelven 750 volúmenes de amoniaco en un volumen de agua a temperatura ambiente. La solución acuosa saturada contiene amoniaco al 33%. Una solución de amoníaco en agua se llama "amoníaco". Con el agua, el amoníaco forma un compuesto muy frágil: el hidróxido de amonio (NH 4 OH), que es una base débil.
El amoníaco se separa fácilmente de una solución acuosa, especialmente cuando se calienta; arde en oxígeno con la formación de agua y nitrógeno:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O;
en presencia de catalizadores, se oxida a óxido nítrico.
Una solución de amoniaco en agua tiene una reacción ligeramente alcalina, ya que contiene iones hidroxilo (OH -). Estos últimos surgen debido al hecho de que algunas de las moléculas de amoníaco se combinan con iones de hidrógeno del agua: NH 3 + HOH = NH +4 + OH -. Algunos de los iones hidroxilo se unen a los iones de amonio, formando hidrato de óxido de amonio NH + 4 + OH - = NH 4 OH. De ello se deduce que la solución de amoniaco contiene simultáneamente moléculas de amoniaco, iones NH +4 y OH -. Sin embargo, la mayor parte del amoníaco disuelto se encuentra en forma de moléculas.
Durante la evaporación, el amoníaco líquido absorbe una gran cantidad de calor (327 calorías por 1 g), por lo que se utilizó en refrigeración. El amoníaco es especialmente importante como fuente de ácido nítrico y sus sales. La síntesis de amoníaco utilizando nitrógeno atmosférico, cuya cantidad es prácticamente inagotable, le permite reponer las reservas de sustancias nitrogenadas en el suelo y hacerlo más fértil. El sulfato de amonio y el nitrato de amonio se preparan para su uso como fertilizantes a partir de amoníaco en grandes cantidades.
En la práctica farmacéutica, se utiliza amoníaco de diversas concentraciones. La solución oficial debe contener un 10% de amoníaco, que se obtiene diluyendo la solución comercial de amoníaco al 25% con agua.
El amoníaco es fundamental para el metabolismo del nitrógeno en las plantas. A través del sistema radicular, las sales de amonio ingresan a las plantas en cantidades muy pequeñas, ya que su contenido en el suelo es pequeño. El amoníaco en el suelo sufre oxidación como resultado de la actividad vital de las bacterias nitrificantes, y las sales resultantes de los ácidos nitroso y nítrico se utilizan después de la formación preliminar de amoníaco a partir de ellos para la síntesis de aminoácidos (y de ellos proteínas) y otros. Sustancias que contienen nitrógeno (ver Metabolismo del nitrógeno).
El amoníaco también se forma en humanos y animales. La fuente de su formación son los aminoácidos que forman parte de los tejidos animales, así como el ácido adenílico. Sin embargo, el contenido de amoníaco en tejidos, sangre y líquido cefalorraquídeo es muy insignificante (0.01-0.1 mg%). Esto se explica por el hecho de que en los tejidos del cuerpo, el amoníaco formado se elimina mediante la síntesis de amidas (ver). La eliminación del amoniaco (la glutamina se sintetiza principalmente en el cuerpo de los animales) es un proceso biológico general que ocurre en los microorganismos, las plantas y el cuerpo de los animales. El producto final de la neutralización y eliminación del amoníaco en el cuerpo humano es la urea (ver).
El amoníaco se forma por contracción muscular, excitación del tejido nervioso. El amoníaco formado durante el trabajo muscular se elimina parcialmente, pero ingresa parcialmente al torrente sanguíneo. El amoníaco también ingresa al torrente sanguíneo desde los intestinos. Se excreta del cuerpo de humanos y animales con la orina en forma de sales de amonio (principalmente sulfato de amonio). Con la acidosis, la excreción de amoníaco en la orina aumenta bruscamente. La principal fuente de amoníaco en la orina es la glutamina, que llega a los riñones a través de la sangre, donde se desamida bajo la influencia de la glutaminasa.
La determinación cuantitativa de amoniaco se lleva a cabo mediante la reacción de neutralización ácida: 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2SO 4. El ácido no utilizado se valora con una solución alcalina en presencia de naranja de metilo como indicador. El amoníaco también se determina cuantitativamente mediante la reacción de color con el reactivo de Nessler (solución alcalina de yoduro de potasio mercurio K 2 Hg 2 I 4). Para determinar el amoníaco en el aire, se extrae un cierto volumen con un aspirador a través de matraces de absorción con 10 N. solución de ácido sulfúrico, y luego se determina por titrimétrico o colorimétrico.
El uso de amoniaco en medicina.
El efecto irritante del amoniaco y sus sales se utiliza en la miel. práctica. Los reflejos que surgen de la irritación de las membranas mucosas del tracto respiratorio superior contribuyen a la excitación del centro respiratorio, especialmente cuando está reprimido (asfixia, intoxicación, etc.). La inhalación de amoníaco provoca un aumento de la respiración y un aumento de la presión arterial; cuando se expone a altas concentraciones, por el contrario, la respiración se detiene y el pulso se ralentiza. Además, con la exposición prolongada a altas concentraciones de amoníaco en el sitio de su aplicación, pueden ocurrir cambios inflamatorios y necrobióticos en los tejidos. El amoníaco también tiene un efecto desinfectante.
De las preparaciones de amoníaco, el amoníaco (Solutio Ammonii caustici, Liquor Ammonii caustici, Ammonium causticum solutum, NH 4 OH) tiene el mayor uso terapéutico: solución acuosa de amoníaco al 10% Líquido transparente e incoloro con un olor acre a amoníaco. Miscible con agua y alcohol en cualquier proporción. El amoniaco provoca irritación de los receptores de las membranas mucosas y estimula de forma refleja los centros motores respiratorios y vasculares. Esta propiedad está asociada a su uso en desmayos o intoxicaciones por alcohol (inhalación o ingestión de 5-10 gotas en 100 ml de agua). El efecto sobre el centro respiratorio es de corta duración y el uso de analépticos es necesario para la estimulación de la respiración a largo plazo. En la práctica quirúrgica, el amoníaco se usa como desinfectante para lavarse las manos (25 ml por 5 litros de agua tibia, el método Kochergin-Spasokukotsky).
En la artritis crónica y la neuralgia, el linimento de amoníaco (Linimentum ammoniatum, Linimentum volatile) se usa como agente distractor: un líquido homogéneo espeso de color blanco amarillento con olor a amoníaco. Se obtiene agitando una mezcla de aceite de girasol (74 partes) y ácido oleico (1 parte) con solución de amoniaco (25 partes).
Una solución de amoníaco cuando se toma por vía oral tiene un efecto expectorante (ver. Gotas de amoníaco-anís).
Las soluciones de amoníaco se utilizan para neutralizar las toxinas ácidas de las picaduras de insectos, serpientes y karakurt (lociones o inyecciones en el lugar de la picadura). Existe evidencia del uso de soluciones débiles de amoniaco (0,1-0,2%) como agente antiinflamatorio para panaritiums, forúnculos, abscesos y similares.
Riesgos laborales
La intoxicación por amoníaco en las condiciones de producción es a menudo aguda y ocurre solo en caso de emergencia; El envenenamiento crónico es posible, pero menos común.
El umbral de acción refleja para los seres humanos es de 25 mg / m 3. La sensación de irritación se observa a 100 mg / m 3. El trabajo es difícil a 140-210 mg / m 3, imposible - a 350 mg / m 3 y más.
En la intoxicación aguda, hay secreción nasal, transpiración y dolor de garganta, salivación, ronquera, hiperemia de las membranas mucosas del tracto respiratorio superior y los ojos.
En intoxicaciones graves, se agregan sensación de opresión y dolor en el pecho, tos paroxística severa, asfixia, dolor de cabeza, dolor de estómago, vómitos y retención urinaria. Se produce un trastorno agudo de la respiración y la circulación sanguínea. Posibles quemaduras de la membrana mucosa del tracto respiratorio superior y el desarrollo de neumonía, con menos frecuencia edema pulmonar tóxico. Surge una gran emoción. En algunos casos, la causa de la muerte es la inflamación de los bronquios y los pulmones. En caso de contacto directo con la piel o las membranas mucosas de los ojos, es posible que se produzca una quemadura química. Las consecuencias de la intoxicación aguda pueden ser opacidad corneal y pérdida de visión, ronquera de la voz, a veces su pérdida completa, bronquitis crónica, activación del proceso tuberculoso.
Chron. la intoxicación puede desarrollarse con la exposición constante a bajas concentraciones de amoniaco. La concentración de amoniaco 40 mg / m 3 es el umbral de acción crónica (exposición las 24 horas del día). En la orina de animales envenenados, el contenido de amoníaco aumenta significativamente. En la autopsia de animales expuestos a intoxicaciones, hay una inflamación purulenta de la tráquea y los bronquios, neumonía y pleuresía; Los cambios patológicos por parte de los órganos parenquimatosos, aparentemente, están asociados con una reacción a una quemadura.
El amoníaco en el cuerpo se vuelve rápidamente inofensivo y, por lo tanto, su efecto acumulativo es insignificante o incluso poco probable. En la intoxicación crónica en humanos, hay pérdida del olfato, conjuntivitis, catarro crónico de las membranas mucosas de la nariz, tracto respiratorio superior y bronquios.
Primeros auxilios: en caso de contacto con los ojos de salpicaduras de soluciones de amoniaco, enjuagar inmediatamente los ojos con agua corriente. Luego se utilizan vaselina o aceite de oliva, novocaína con adrenalina, sulfacil - sodio (albucid - sodio). Si salpica sobre la piel, lávese inmediatamente con un chorro de agua fuerte. En caso de lesiones cutáneas con amoníaco gaseoso, lociones de una solución al 5% de ácido acético o cítrico. En caso de intoxicación: aire fresco, inhalación de vapor tibio acidificado, mentol al 10% en cloroformo, medicamentos suaves (codeína, dionina - 0.01 g), oxígeno, calor.
Con espasmo de la glotis: calor local, inhalación, atropina, si está indicado, traqueotomía. Remedios cardíacos según indicaciones. En caso de paro respiratorio, respiración artificial. Tratamiento y prevención del edema pulmonar (ver).
La prevención se reduce a sellar equipos y comunicaciones. Cuando se trabaja en áreas peligrosas, se debe usar una máscara de gas industrial filtrante de grado K (caja verde) y se debe monitorear sistemáticamente la concentración de amoníaco en el aire de las instalaciones industriales.
MPC en la atmósfera de locales industriales - 20 mg / m 3.
Amoniaco forense
El amoníaco puede causar intoxicación en estado gaseoso o cuando se ingiere en soluciones acuosas. El cuadro clínico en caso de intoxicación por amoníaco (per os) es similar al observado en caso de intoxicación con sustancias cáusticas, pero hay características: el olor a vómito, secreción nasal, lagrimeo, tos severa es característico; Se observa paresia de las extremidades inferiores. En un estudio forense, se presta atención al color rojo brillante de la membrana mucosa de la boca, faringe, esófago y estómago, que a veces adquiere un color más oscuro. Se observa neumonía focal en los pulmones y nefritis aguda en los riñones.
Al abrir el cadáver, se siente el olor a amoniaco, que persiste durante varios días. Para la detección forense cualitativa de amoníaco, se utiliza la capacidad de sus vapores para colorear papel tornasol rojo azul y un papel humedecido con una solución de sulfato de cobre. Para excluir el amoníaco formado durante la descomposición del biol. objetos, en paralelo, se realiza una prueba con un trozo de papel impregnado con una solución de acetato de plomo. En este caso, el ennegrecimiento ocurre en presencia de sulfuro de hidrógeno, que acompaña al amoníaco durante la descomposición. Cuando las dos primeras hojas de papel se vuelven azules y la tercera se oscurece, ya no es posible establecer la presencia de amoníaco que ha ingresado al cuerpo por un método químico.
La determinación cuantitativa de amoníaco en el estudio de material cadavérico, por regla general, no se puede realizar.
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El amoníaco es una sustancia gaseosa con un olor penetrante y desagradable. ¿Qué propiedades posee y con qué sustancias reacciona?
Estructura de la molécula
La fórmula electrónica del amoníaco es la siguiente:
Arroz. 1. Fórmula electrónica de amoniaco.
De los cuatro pares de electrones unidos al átomo de nitrógeno, tres son comunes y uno no compartido. La formación de la molécula de NH 3 implica tres electrones p no apareados del átomo de nitrógeno, cuyos orbitales de electrones son mutuamente perpendiculares, y los electrones 1s de tres átomos de hidrógeno. La molécula tiene la forma de una pirámide regular: hay átomos de hidrógeno en las esquinas del triángulo y un átomo de nitrógeno en la parte superior de la pirámide. El ángulo entre los enlaces H-N-H es de 107,78 grados.
Propiedades físicas
El amoníaco es un gas incoloro con un olor acre característico. El punto de ebullición del amoniaco es de -33,4 grados Celsius, el punto de fusión es de -77,8 grados.
El amoníaco se disuelve bien en agua (a 20 grados en 1 volumen de agua, se disuelven hasta 700 volúmenes de amoníaco). La solución concentrada tiene una densidad de amoniaco de 0,91 g / cm3.
Una solución de amoníaco en agua se llama agua de amoníaco o amoníaco. Cuando se hierve, el amoníaco disuelto se evapora de la solución.
Arroz. 2. Alcohol amónico.
Algo peor, el amoníaco es soluble en solventes orgánicos (alcohol, acetona, cloroformo, benceno). El amoníaco disuelve bien muchas sustancias que contienen nitrógeno.
El amoníaco líquido tiene un alto calor de vaporización (a -50 grados 145 kJ / kg, a 0 grados 1260 kJ / kg, a 50 grados 1056 kJ / kg).
La masa molar y la masa molecular del amoníaco es 17
Propiedades químicas
Químicamente, el amoniaco es bastante activo. las reacciones que involucran amoníaco van acompañadas de un cambio en el estado de oxidación del nitrógeno o de la formación de un tipo especial de enlace covalente. La alta solubilidad de una sustancia química en agua se debe a la formación de enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.
El amoníaco es capaz de reaccionar con las siguientes sustancias:
- al interactuar con los ácidos, el amoniaco los neutraliza, formando sales de amonio:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
- cuando interactúa con halógenos, el amoníaco generalmente se oxida a nitrógeno libre:
8NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6NH 4 Br
- mezclado con oxígeno, el amoníaco arde con una llama de color amarillo verdoso:
4NH 3 + 3O 2 = 6H 2 O + 2N 2
- cuando se calienta, el amoníaco reduce el óxido de cobre (II) y se oxida a nitrógeno libre:
3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
- con la ayuda de esta reacción, se puede obtener oxígeno en condiciones de laboratorio.
Recibir y usar
En el laboratorio, el amoniaco se obtiene calentando con cloruro de amonio NH 4 Cl con cal apagada Ca (OH) 2:
2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl + 2NH 3 + 2H 2 O
- el amoniaco liberado contiene vapor de agua.
En la industria, el amoniaco se obtiene a partir de nitrógeno e hidrógeno. La reacción de síntesis de amoníaco procede con la liberación de calor y una disminución de volumen:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
La temperatura requerida para la síntesis de amoníaco se logra precalentando la mezcla de nitrógeno-hidrógeno y liberando el calor de reacción. El catalizador para la síntesis de amoniaco es el hierro esponjoso, activado por algunos metales. El sulfuro de hidrógeno, el oxígeno, el monóxido y dióxido de carbono, los vapores y otras mezclas contenidas en una mezcla de nitrógeno e hidrógeno reducen drásticamente la actividad del catalizador. La síntesis se lleva a cabo a una temperatura de 500-550 grados y una presión de 15 a 100 MPa.
El esquema de la planta de síntesis de amoníaco se ve así:
Arroz. 3. Diagrama de producción de amoniaco.
La mayor parte del amoniaco sintetizado en la industria se utiliza para obtener ácido nítrico y otras sustancias que contienen nitrógeno. Su uso en unidades frigoríficas se basa en una ligera licuefacción y posterior evaporación con absorción de calor.
Las soluciones acuosas de amoníaco se utilizan en laboratorios e industrias químicas como una base volátil débil. Además, las soluciones acuosas se utilizan en medicina y en la vida cotidiana.
¿Qué hemos aprendido?
El estudio del amoniaco está incluido en el curso de química escolar obligatorio. El amoníaco es un compuesto químico que contiene nitrógeno e hidrógeno. El gas es una sustancia incolora con un olor pronunciado y reacciona con ácidos, agua, halógenos, oxígeno y otras sustancias complejas y simples.
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Los productos químicos, el equipo y los instrumentos de laboratorio son los componentes principales de cualquier laboratorio. Independientemente de la importancia de las propiedades y los efectos, los reactivos químicos siempre han sido y serán la base de todas las investigaciones, experimentos o experimentos de laboratorio. Su enorme número proporciona un vasto campo para las actividades de muchos químicos y farmacólogos. Cuando se combinan, pueden convertirse en sustancias inofensivas y venenosas que pueden causar daños graves. Aunque los reactivos químicos como el yodo cristalino, el ácido nítrico y el amoníaco acuoso son peligrosos, su uso en la práctica de laboratorio es de particular importancia.
Definición
(en los idiomas hebreos - "amoníaco") es un gas incoloro, cuyo olor es familiar para todos, incluso para aquellos que están muy lejos de la química. Es extremadamente picante, específico, recuerda el olor del amoníaco, que puede causar lagrimeo. El amoniaco es muy tóxico, la mitad del peso del aire, cuya mezcla es explosiva. Se mezcla bien con alcohol y algunos otros disolventes orgánicos en todas las proporciones. A 10 ° C, se condensa en un líquido que hierve a 33,7 ° C. Este reactivo químico se disuelve fácilmente en agua con liberación de calor activa. Esta solución se llama amoníaco acuoso o agua amoniacal. En la industria alimentaria, como aditivo E527.
La solución de amoniaco no es compatible con:
- Ácidos orgánicos;
- sales de metales de valencia;
- almidón
- sales de mercurio;
- yodo, etc.
La historia del descubrimiento del amoníaco.
Traducido del griego, significa sal de Amón; así se llamaba al amoníaco en la antigüedad. El amoníaco fue descubierto por el químico británico D. Priestley, conocido como el descubridor del oxígeno y el dióxido de carbono. Fue él quien llamó a este gas "aire alcalino o álcali volátil", ya que una solución acuosa de amoníaco tenía todas las propiedades y signos de un álcali. Gracias al químico francés Berthollet, recibió el término oficial "amoníaco". Esta definición se utiliza en muchos idiomas de Europa occidental.
Decapante de amoniaco
La tarea principal de este equipo de laboratorio es la destilación y decapado de amoniaco con vapor de agua, la medición de la fracción másica de proteína en leche pasteurizada, esterilizada o cruda, bebidas lácteas fermentadas. 
Este aparato consta de:
- Erlenmeyer;
- embudos de goteo con grifo;
- adaptador de vidrio de laboratorio;
- Matraz de vidrio Kjeldahl;
- Tubos de goma y de conexión curvados en forma de T;
- embudo de separación;
- frigorífico esférico;
- receptor de gotas;
- piezas de vidrio (conectadas por tubos de goma).
Aplicación de amoniaco
En las últimas décadas, la producción de amoniaco en el mercado mundial ha ocupado uno de los primeros lugares, con aproximadamente 100 millones de toneladas, y puede producirse tanto en forma líquida como en forma de agua amoniacal. Su alcance es muy amplio, pero cubre principalmente la industria y la medicina.
1. Industria:
- obtención de ácido nítrico para la producción de fertilizantes artificiales;
- producción de sales de amonio, urotropina, urea;
- neutralizar los residuos ácidos;
- uso como refrigerante económico en la fabricación de refrigeradores;
- obtención de fibras sintéticas (nailon, nailon);
- al limpiar y teñir lana, seda y algodón.
2. Medicina. Debido al efecto irritante, el amoníaco en forma de solución acuosa 
La solución (amoníaco) está muy extendida tanto en las instituciones médicas como en la vida cotidiana: irrita las membranas mucosas del tracto respiratorio superior, lo que ayuda a sacar a una persona de un estado de desmayo, estimulando su centro respiratorio. Sin embargo, la inhalación de amoníaco puede causar lagrimeo severo, tos, pérdida de la visión, enrojecimiento y picazón de la piel, dolor en los ojos, a veces daño al sistema nervioso y edema pulmonar.
En la práctica quirúrgica, la solución se utiliza como desinfectante. Además, las lociones con solución de amoníaco se utilizan para neutralizar las toxinas de las picaduras de insectos y serpientes.
Medidas de precaución
El amoníaco es un gas tóxico, un veneno mortal para el ser humano, por lo que su uso requiere medidas especiales de seguridad. Al manipularlo, como con cualquier otro gas venenoso, para proteger el sistema respiratorio, las membranas mucosas de los ojos y la piel, se debe utilizar un respirador, guantes de nitrilo, gafas, una bata, así como otros productos de goma para proteger la piel. .
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Amoníaco- uno de los compuestos nitrogenados más importantes.
El nitrógeno, que forma parte de las proteínas y los ácidos nucleicos, es uno de los componentes que forman la base de la vida. Por lo tanto, fue muy importante aprender a sintetizar compuestos químicos con nitrógeno. Al principio utilizaban electricidad, pero este método resultó ser muy caro. Una forma más simple fue la reacción química de la combinación de nitrógeno en el aire con hidrógeno en un compuesto químico: amoníaco!
Producción de amoniaco
Producción de amoniaco en la industria se asocia con su síntesis directa a partir de sustancias simples. Como ya se señaló, el aire es la fuente de nitrógeno y el hidrógeno se obtiene del agua.
3H 2 + N 2 → 2NH 3 + Q
Reacción síntesis de amoniaco es reversible, por lo que es importante elegir las condiciones en las que el rendimiento de amoníaco en una reacción química será mayor. Para ello, la reacción se lleva a cabo a alta presión (de 15 a 100 MPa). En el transcurso de la reacción, los volúmenes de gases (hidrógeno y nitrógeno) se reducen 2 veces, por lo tanto, la alta presión permite un aumento en la cantidad de amoníaco formado. El hierro esponjoso puede servir como catalizador en esta reacción. Es interesante que el hierro esponjoso actúa como catalizador solo a temperaturas superiores a 500 0 C. Pero un aumento de temperatura promueve la descomposición de la molécula de amoníaco en hidrógeno y nitrógeno. Para evitar la desintegración de moléculas, tan pronto como la mezcla de gas pase a través del hierro esponjoso, ¡el amoníaco formado se enfría inmediatamente! Además, tras un fuerte enfriamiento, el amoníaco se convierte en líquido.
Producción de amoniaco en condiciones de laboratorio, se produce a partir de una mezcla de cloruro de amonio sólido (NH 4 Cl) y cal apagada. Cuando se calienta, el amoníaco se libera intensamente.
2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Propiedades del amoniaco
Amoníaco en condiciones normales: gas con un olor acre y desagradable. ¡El amoníaco es venenoso! A 20 0 C, 700 litros de amoniaco se disuelven en agua. La solución resultante se llama agua amoniacal... Debido a esta solubilidad, el amoníaco no se puede recolectar ni almacenar por encima del agua.
Amoníaco es un agente reductor activo. Esta propiedad se debe a los átomos de nitrógeno, que tienen un estado de oxidación de "-3". Las propiedades reductoras del nitrógeno se observan durante la combustión del amoníaco en el aire. Dado que el estado de oxidación más estable para el nitrógeno es 0, se libera nitrógeno libre como resultado de esta reacción.
Si se utilizan catalizadores (platino Pt y óxido de cromo Cr 2 O 3) en la reacción de combustión, se obtiene óxido de nitrógeno.
4NH 3 + 5 O 2 → 4NO + 6H 2 O
Amoníaco puede reducir los metales de sus óxidos. Entonces, la reacción con óxido de cobre se usa para obtener nitrógeno.
2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O
Reacción de hidróxido de cobre con amoniaco. Amoníaco posee las propiedades de bases y álcalis. Cuando se disuelve en agua, se forma un ion. amonio e ión hidróxido. En este caso, el compuesto NH 4 OH - ¡no existe! Por lo tanto, la fórmula agua amoniacal¡Es mejor escribirlo como la fórmula del amoníaco!
Propiedades básicas amoníaco también se manifiestan en reacciones con ácidos.
NH 3 + HCl → NH 4 Cl (amoniaco)
NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 (nitrato de amonio)
Amoníaco reacciona con la materia orgánica. Por ejemplo, los aminoácidos artificiales se producen mediante la reacción de amoníaco y ácidos carboxílicos sustituidos con cloro A. El cloruro de hidrógeno (gas HCl) liberado como resultado de la reacción está asociado con un exceso de amoníaco, como resultado del cual se forma amoníaco (o cloruro de amonio NH 4 Cl).
Muchos compuestos complejos contienen como ligando amoníaco... La solución de amoníaco de óxido de plata, que se utiliza para detectar aldehídos, es un compuesto complejo: hidroximamina de plata.
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O → 2OH
Sales de amonio
Sales de amonio- Sustancias sólidas cristalinas sin color. Casi todos se disuelven en agua, y se caracterizan por tener las mismas propiedades que conocemos las sales metálicas. Interactúan con los álcalis, mientras que se libera amoníaco.
NH 4 Cl + KOH → KCl + NH 3 + H 2 O
Además, si utiliza adicionalmente papel indicador, esta reacción se puede utilizar como una reacción cualitativa a las sales. amonio... Las sales de amonio interactúan con otras sales y ácidos. Por ejemplo,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 → 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
Sales de amonio inestable al calor. Algunos de ellos, como el cloruro de amonio (o amoniaco), sublime (se evaporan cuando se calienta), otros, como el nitrito de amonio, se descomponen
NH 4 Cl → NH 3 + HCl
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
La reacción química final, la descomposición del nitrito de amonio, se utiliza en los laboratorios químicos para producir nitrógeno puro.
Amoníaco- es una base débil, por lo tanto, se hidrolizan las sales formadas por el amoniaco en una solución acuosa. En las soluciones de estas sales, hay una gran cantidad de iones de hidronio, por lo que la reacción de las sales de amonio es ácida.
NH 4 + + H 2 O → NH 3 + H 3 O +
Aplicación de amoniaco y sus sales se basan en propiedades específicas. Amoníaco sirve como materia prima para la producción de sustancias que contienen nitrógeno, y también en la composición de sales se usa ampliamente como fertilizantes minerales. Se puede comprar una solución acuosa de amoníaco en las farmacias con el nombre amoníaco.
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):
- 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 efecto asfixiante y neurotrópico, 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
- //
- // 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.