Amonjaka. Fiziskās un ķīmiskās īpašības. Iegūt un izmantot. Amonjaka ir pārsteidzošs alkohols. Amonjaka formula, īpašības un pielietošana

Fiziskās īpašības.

Saskaņā ar parasto spiedienu amonjaka ir sašķidrināts pie -33 ° C un sacietē -78 ° C temperatūrā. Kušanas NH 3 siltums ir 6 kJ / mol. Kritiskā amonjaka temperatūra 132 ° C, kritiskais spiediens - 112 ATM. Cilindri, kas satur tās cilindrus, jābūt krāsotiem dzeltenā krāsā un ir melnā uzraksts "amonjaks".

Amonjaka ir bezkrāsaina gāze ar raksturīgu asu smaržu ("ammonisks alkohols"). Tās šķīdība ūdenī ir lielāka par visām citām gāzēm: viens ūdens daudzums absorbē 0 ° C temperatūrā no aptuveni 1200, un 20 ° C temperatūrā - aptuveni 700 NH 300 apjomi. Ogļu koncentrēts šķīdums parasti ir blīvums 0,91 g / cm 3 un satur 25 Wt.% NH 3 (I.E., tuvu kompozīcijai NH 3 · 3h 2 o).

Ar šķidrās amonjaka asociāciju ir pievienots lielais iztvaikošanas siltums (23.4 kJ / mol). Tā kā amonjaka kritiskā temperatūra ir ļoti (+132 ° C) un tā iztvaikošanas laikā no vides tiek pārbaudīta daudz siltuma, šķidrā amonjaka var kalpot kā saldēšanas iekārtu darba viela.r ar air \u003d m nh 3 / M KP vecumā \u003d 17/29 \u003d 0,5862

Šķidrais amonjaka ir labs šķīdinātājs ļoti daudziem organiskiem savienojumiem, kā arī daudziem neorganiskiem. Piemēram, elementārā sēra krāsa ir labi šķīst šķidrā amonjaka, kuru spēcīgie šķīdumi ir sarkani [un zem +18 ° C satur solvātu S (NH 3) 2]. Amonija un sārmu metāla atvasinājumi ir labāk šķīst no sāļiem, un par rindu CL-BR-I šķīdība sāļiem palielinās. Piemēri ietver šādus datus (g / 100 g NH 3 pie 25 ° C temperatūrā):

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

Līdzīgs izmaiņām halogenīda šķīdība ir raksturīga vairākām citām cācijām. Labi šķīst šķidrā amonjaka, arī daudzi nitrāti (un kmno 4). Turpretī oksīdi, fluorīdi, sulfāti un karbonāti parasti nešķīst.

Izmantojot sāļu šķīdības atšķirību šķidrā NH 3 un ūdenī, jūs dažreiz varat ārstēt parasti novērotās jonu apmaiņas reakcijas. Piemēram, līdzsvars saskaņā ar shēmu:

2 Agno 3 + babr 2 s 2 agbr + ba (no 3) 2

Ūdens vidē, tas ir gandrīz vērsts uz labo pusi (sakarā ar Insolubleness Agbr), un amonjaku vidēji - pa kreisi (sakarā ar Noliecības WAVR 2).

Amonjaka raksturīgais īpašums kā jonizējošais šķīdinātājs ir tās strauji izteikts izlīdzināšanas efekts par dažādu elektrolītu disociāciju. Piemēram, nesamērojamas viens ar otru ar disociāciju ūdens vidē HClo 4 un HCN šķidrā amonjaku raksturo gandrīz tādas pašas disociācijas konstantes (5 · 10 -3 un 2 · 10 -3). Sāļi uzvesties šķidrā amonjaka kā elektrolīti vidēja stipruma vai vāja (piemēram, K \u003d 2 · 10 -3 KVR). Hlorīdus parasti atdalās nedaudz mazāk, un jodīdi ir nedaudz vairāk atbilstoši bromīdam.

Šķidrā amonjaka iezīme ir tās spēja izšķīdināt aktīvākos metālus, un lateri ir pakļauti jonizācijai. Piemēram, atšķaidīts metāla nātrija šķīdums ir zila krāsa, elektriskā strāva tiek veikta ar elektrolītu risinājumiem un satur Na + katjonus (atrisināt ar amonjaku) un anjonu (NH 3) X -. Šādas sarežģītās anjona centrālā daļa ir bezmaksas elektrons polarizācijas mijiedarbībā ar vidi (polar). Pie augstākas koncentrācijas NA, tā risinājums iegūst formu bronzas un parāda metāla elektrovadītspēju, ti., kopā ar atrisināto amonjaku satur bezmaksas elektronus. Zemāk -42 ° C zils un bronzas fāzes var pastāvēt bez sajaukšanas. Nātrija šķīdumu ilgtermiņa uzglabāšanu šķidrā amonjaka ir pievienots to krāsas krāsas izmaiņas, kā rezultātā ļoti lēna reakcija saskaņā ar shēmu:

2 NA + 2 NH 3 \u003d 2 NANH 2 + H 2 .

C Cēzija (šķīdība 25 molu uz 1000 g NH 3 at -50 ° C) Līdzīga reakcija notiek dažu minūšu laikā.

Metāls, kas izšķīdināts amonjūnā, mēdz šķelšanos valences elektronu, kas rada iespēju veikt savdabīgas pārvietošanas reakcijas. Piemēram, izmantojot šķīdība šķidrā amonjaka KSL un CACL 2, kālija izolācijas kalcija insoluabilitity saskaņā ar shēmu:

2 ksl + ca ® cacl 2 + 2 K.

Ir interesanta norāde, ka impregnēšana ar šķidro amonjaku stingri palielina koksnes plastiskumu. Tas ļauj salīdzinoši viegli piešķirt tai tām vai citām noteiktām formām, kas pēc amonjaka izņemšanas tiek saglabātas.

Amonjaka izšķīdināšanu ūdenī ir pievienots siltuma izlaišana (aptuveni 33 kJ / mol). Šķīdības temperatūras ietekmi ilustrē zemāk norādītajiem datiem, kas parāda NH 3 svaru skaitu, absorbē vienu ūdens svaru (zem amonjaka spiediena, kas vienāds ar atmosfēras):

Temperatūra ° S.	-30	0	10	30	50	80	100
Šķīdība	2,78	0,87	0,63	0,40	0,23	0,15	0,07

Ar maksimālo elektroenerģijas vadītspēju normālos apstākļos aptuveni 3 n amonjaka šķīdums. Tās šķīdība organiskajos šķīdinātājos ir ievērojami mazāks nekā ūdenī.

Ķīmiskās īpašības.

Kovalentas saites veidošanos donor-akceptētāja mehānismā.

1. Amonjaks - Lūisa pamats. Tās šķīdums ūdenī (amonija ūdenī, amonjaka spirts) ir sārmaina reakcija (Lacmus - zils; fenolftalīns - aveņu), jo veidošanos amonija hidroksīda.

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

2. Amonjaks reaģē ar skābēm, veidojot amonija sāļus.

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

Amonjaka - samazināšanas līdzeklis (oksidēts līdz n 2 +1 o vai n +2 o)

1. Sadalīšanās kad apsildāmi

2N -3 h 3 - t ° ® n 2 0 + 3h 2

2. Degšana skābeklī

a) bez katalizatora

4N -3 h 3 + 3o 2 ® 2N 2 0 + 6N 2 O

b) Katalītiskā oksidācija (kat \u003d PT)

4N -3 h 3 + 5o 2 ® 4N +2 O + 6N 2 O

3. Dažu metālu oksīdu atjaunošana

3CU +2 O + 2N -3 H 3 ® 3CU0 + N 2 0 + 3N 2 O

Kad amonjaka reaktīvs pārkarsētu cuo, tas ir oksidēts uz brīvu slāpekli. Amonjaka oksidācija rada NH 4 Nr. 3 veidošanos. Interesanti, ka kāda dalība šādā oksidācijā ir acīmredzami sajaukts ar ozonu parasto skābekli.

Amonjaks ir labs degošs reaktīvais degviela. Tāpat kā ūdens, šķidrā amonjaka ir stipri saistīta, galvenokārt sakarā ar veidošanos N-saites. Tomēr tie ir salīdzinoši vāji (aptuveni 4,2 kJ / mol). Šķidrās amonjaka viskozitāte ir gandrīz septiņas reizes mazāk ūdens viskozitātes. Tās blīvums (0,68 un 0,61 g / cm 3, attiecīgi, līdz -33 un +20 ° C) ir arī ievērojami mazāks par ūdens. Elektriskā strāva šķidrā amonjaka praktiski neveic, jo elektrolītiskā disociācija saskaņā ar shēmu:

NH 3 + NH 3 S NH 4 + + NH 2 -

Malary: jonu produkts \u003d 2 · 10 -33 (pie -50 ° C).

Virs 0 ° C (zem spiediena) Šķidrā amonjaka sajauc ar ūdeni jebkurā attiecībās. Uz spēcīgiem ūdens šķīdumiem amonjaka 30 ° C temperatūrā tika pierādīts, ka tā jonizācija ir maza. Tātad, 9 m, mums ir / \u003d 1 · 10 -11.

Amonjaka ķīmiskajām īpašībām galvenā nozīme ir trīs veidu reakcija: stiprinājums, ūdeņraža aizvietošana un oksidēšana.

Visvairāk raksturīga amonjaka reakcija uz pielikumu. Jo īpaši saskaņā ar to uz daudziem sāļiem, CASL 2 · 8nH 3, CUSO 4 · 4nH 3, CUSO 4 · 4nH, utt.

Kad amonjaka izšķīdina ūdenī, amonija hidroksīds ir daļēja veidošanās:

NH 3 + H 2 O s NH 4 OH OH

Šajā savienojumā, amonija radikāļu (NH 4) spēlē lomu monovalenta metāla. Tāpēc NH 4 OH elektrolītiskā disociācija turpinās pēc galvenā veida:

NH 4 OH NH 4 + OH "

Abu šo vienādojumu apvienošana, mēs iegūstam vispārēju priekšstatu par līdzsvara apstākļiem, kas rodas ūdens amonjaka šķīdumā:

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

Sakarā ar šo līdzsvara ūdens šķīdumu amonjaka klātbūtni (bieži saukta vienkārši "amonjaka") ir asa smarža. Sakarā ar to, ka jonu koncentrācija ir "šķīdumā ir maza, NH 4 OH tiek uzskatīta par vāju bāzi. Amonija hidroksīds ir viens no svarīgākajiem ķīmiskajiem reaģentiem, kas ir arī atšķaidīti šķīdumi (" ammonāls alkohols ") lieto medicīnā un mājsaimniecībā (ar veļas mazgātavu un izejas plankumiem).

Datu analīze par NH 3 izplatīšanu starp ūdeni un organiskiem šķidrumiem rāda, ka hidrātā veidā ir vairāk nekā 90% no visiem amonjaka izšķīdina ūdenī. Par tvaika fāzi virs ūdens amonija šķīduma, līdzsvara klātbūtne saskaņā ar shēmu:

2 NH 3 + H 2 O 2 NH 3 · H 2 O + 75 kJ, \\ t

Ko raksturo vērtība k \u003d 1 · 10 -4 pie 20 ° C.

Atoms, molekula.

NH 3 molekulai ir trīsstūrveida piramīdas struktūra ar slāpekļa atomu augšpusē. R Hnh \u003d 107,3 \u200b\u200b°. H-N obligāciju elektroni ir diezgan strauji novirzīti no ūdeņradi līdz slāpeklim, tāpēc amonjaka molekulu parasti raksturo ievērojama polaritāte.

Amonjaka piramīdas struktūra ir enerģiski izdevīgāka dzīvoklim uz 25 kJ / mol. Polāro molekula; N-H obligāciju raksturo 389 kJ / mol enerģija, bet ūdeņraža atomu secīgas disociācijas enerģija, tiek dotas 435, 397 un 339 kJ / mol vērtības. Amonjaka molekulas ir saistītas ar vājām ūdeņraža saitēm:

Interesants amonjaka molekulu īpašums ir viņu spēja strukturēt inversiju, t.i. Lai "pagriežot iekšā", šķērsojot slāpekļa atomu, hidrogēnizācijas veido piramīda pamatnes plakni. Šī inversijas iespējamā barjera ir 25 kJ / mol, tikai molekulas var veikt pietiekami daudz enerģijas. Inversijas ātrums ir salīdzinoši neliels - tas ir 1000 reizes mazāk NH 3 molekulu orientācijas ātrums ar elektrisko lauku.

Iegūt.

Brīvās gaisa slāpekļa tulkošana saistītajā valstī veic galvenokārt amonjaka sintēze:

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

Līdzsvara līdzsvara princips liecina, ka nosacījumi ir visizdevīgākie amonjaka veidošanos, iespējams, zemākā temperatūra un, iespējams, augstāks spiediens. Tomēr pat 700 ° C temperatūrā reakcijas ātrums ir tik mazs (un tāpēc līdzsvars ir izveidots tik lēni), ka nevar būt runas par tās praktisko lietošanu. Gluži pretēji, augstākajā temperatūrā, kad līdzsvara stāvoklis ir uzstādīts ātri, amonjaka saturs sistēmā kļūst nenozīmīgi neliels. Tādējādi izskatāmā procesa tehniskā rīcība izrādās neiespējama, jo, paātrinot līdzsvara sasniegšanu ar apkuri, mēs vienlaicīgi pārvietojam savu pozīciju neizdevīgā stāvoklī.

Tomēr ir līdzekļi, lai paātrinātu līdzsvara stāvokļa sasniegšanu bez vienlaicīgas līdzsvara nobīdes. Šāds bieži palīdzēja līdzekļiem ir piemērots katalizators. Piemērots katalizators ir metāla dzelzs (ar piemaisījumiem al 2 o 3 un līdz 2 o). Šis process parasti noved pie temperatūras 400-600 ° C (uz katalizatora) un spiedienu 100-1000 atm. Pēc amonjaka izvēles no gāzes maisījuma, tas tiek atkārtoti ieviests ciklā.

Lai meklētu amonjaka sintēzes katalizatora meklēšanu, tika mēģinātas aptuveni 20 tūkstoši dažādu vielu. Plaši izmantoto dzelzs katalizatoru parasti sagatavo, apsildot FEO un FE 2 O 3 maisījumu (kas satur nelielus piemaisījumus FE, Al 2 O 3 un CON) atmosfērā 3H 2 + N 2. Tā kā H 2 S, CO, CO 2, ūdens tvaiki un skābeklis ātri "indes" katalizators, kas piegādāts tam, slāpekļa maisījums ir rūpīgi atbrīvots no tiem. Ar atbilstošu tehnoloģisko režīmu katalizators vairākus gadus ir nepārtraukts.

Sintētiskās amonjaka rūpniecības turpmākai attīstībai var būt būtiski, lai 2000 ATM spiedienā un virs amonjaka sintēzes no slāpekļa maisījuma ir labi un bez īpaša katalizatora. Amonjaka praktiskā raža 850 ° C temperatūrā un 4500 bankomātā ir 97%. Īpaši svarīgi, ka fakts, ka ar ultrahūnu spiedienu, klātbūtne dažādu piemaisījumu sākotnējo gāzu neietekmē gaitu procesa.

Amonjaka sintēze tika praktiski īstenota 1913. gadā, kad bija iespējams iegūt 7 tonnas NH 3. Pašlaik šī sintēze ir galvenā rūpniecības metode saistītu slāpekļa ražošanai ar gada globālo ražošanu, ko aprēķina desmitiem miljonu tonnu.

Papildus tiešajai amonjaka sintēzei no elementiem, kāda rūpnieciskā vērtība saistošajam gaisa slāpeklim ir izstrādājusi 1905. gadā Cyanamide metode. Pēdējais ir balstīts uz faktu, ka pie 1000 ° C kalcija karbīda (maisījums, ko iegūst ar kaļķa un ogļu maisījumu elektriskajā krāsnī) reaģē ar brīvu slāpekli ar vienādojumu:

CAC 2 + N 2 \u003d CACN 2 + C + 293 kJ.

Kalcija cianamīds iegūts šādā veidā (ca \u003d n-cє N) ir pelēks (no oglekļa piemaisījumiem) pulvera. Saskaņā ar pārkaršanas iedarbību (I.E., silda virs 100 ° C) ūdens tvaiku, tas sadalās ar amonjaka atdalīšanu:

CASN 2 + 3 H 2 O \u003d CACO 3 + 2 NH 3 + 222 kJ.

Kalcija cianamīda sadalīšanās ar ūdeni lēnām notiek parastās temperatūrās. Tāpēc tos var izmantot kā slāpekļa mēslojumu, padarot to augsnē pirms sēšanas. Kalcija klātbūtne padara to īpaši piemērotu podzoļu augsnei. "Cyanamide spēlē ne tikai slāpekļa, bet arī kaļķa mēslojumu, un kaļķi ir bezmaksas app slāpekļa" (D.N. pants).

Laboratorijas apstākļos NH 3 iegūst, apstrādājot cieto NH 4 Cl soluable risinājumu. Atdalīto gāzi var iztukšot caur pārvadi caur kuģi ar cietu savienojumu vai ar svaigi vaļēju kalcija oksīdu (CAO). Tas nav iespējams izmantot žāvēšanai H 2 tik 4 un Cacl 2, jo amonjaka veido savienojumus ar tiem.

2nh 4 cl + ca (OH) 2 - T ° ® CACL 2 + 2NH 3 + 2N 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - T ° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2N 2 O

Amonjaku var apkopot tikai ar metodi (a), jo Tas ir vieglāks gaiss un ļoti labi šķīst ūdenī.

Rīcība uz ķermeņa.

Amonjaka strauji kairina gļotādas jau 0,5% gaisā. Akūta amonjaka saindēšanās izraisa acu un elpošanas ceļu, elpas trūkumu un plaušu iekaisumu. Pirmā palīdzība izmanto svaigu gaisu, bagātīgu acu mazgāšanu ar ūdeni, ūdens tvaiku ieelpošana. Hronisks saindēšanās amonjaka izraisa gremošanas traucējumus, augšējo elpceļu katara un dzirdes vājumu. Maksimālā pieļaujamā koncentrācija NH 3 rūpniecības telpu gaisā tiek uzskatīta par 0,02 mg / l. Amonjaka maisījumi ar gaisu, kas satur no 16 līdz 28 apjomiem.% Amonjaka ir sprādzienbīstami.

Pieteikumu.

Jo Kalcija ciānamīda sadalīšanās ar ūdeni lēnām notiek parastās temperatūrās, tad tās var izmantot kā slāpekļa mēslojumu, novedot augsnē ilgi pirms sēšanas. Kalcija klātbūtne padara to īpaši piemērotu podzoļu augsnei. "Cyanamide spēlē ne tikai slāpekļa, bet arī kaļķa mēslojumu, un kaļķi ir bezmaksas app slāpekļa" (D.N. pants).

Amonjaka alkohols nāk pārdošanā, tas parasti satur aptuveni 10% amonjaka. Viņš atrod medicīnas lietojumprogrammas. Jo īpaši, ieelpojot tvaiku vai uztveršanas iekšpusē (3-10 pilieni uz glāzes ūdens), izmanto, lai novērstu stāvokli smagu intoksikāciju. Ērta eļļošana ar ammonisko spirtu vājina insektu kodu ietekmi. Ļoti atšķaidīts ar ammonisko spirtu, ir ērti noslaucīt logus un nomazgāt krāsotos eļļas krāsas grīdas, spēcīgākas - noņemiet pēdas no mušas, tīras sudraba vai niķeļa pārklājumu.

Traipu produkcijā, labi rezultāti ir doti daudzos gadījumos šādas kompozīcijas (pēc tilpuma): a) 4 daļas ammonikas spirta, 5 daļas ētera un 7 daļas no vīna alkohola (denaturate); b) 5 daļas ammonikas spirta, 2 daļas benzīna un 10 daļas vīna alkohola; c) 10 ammonikas spirta daļas, 7 vīna spirta daļas, 3 hloroforma daļas un 80 benzīna daļas; d) 5 daļas ammonikas spirta, 3 daļas acetona un 20 daļas no spirta ziepju šķīduma.

Ieteicams, lai eļļas krāsa nonāktu uz drēbēm, ieteicams berzēt vilnu ar šķēlītēm, vispirms samitrinot ar čipuidāru un pēc tam pārsteidzošu alkoholu. Lai noņemtu tintes traipu, tas parasti ir pietiekami, lai to ārstētu ar amonjaku spirtu un mazgā ar ūdeni.

Amonjaka (NH 3) ir viena no visizplatītākajām rūpnieciskajām ķimikālijām, ko izmanto rūpniecībā un tirdzniecībā.

Amonjaks, kāpēc jums ir nepieciešams mūsu ķermenis? Izrādās, ka tas tiek pastāvīgi izveidots visos orgānos un audos, un ir neaizstājama viela daudzos bioloģiskajos procesos, kalpo kā priekštecis aminoskābju un nukleotīdu sintēzes veidošanā. Pēc būtības, amonjaka veidojas sadalīšanās slāpekļa saturošu organisko savienojumu laikā.

Amonjaka ķīmiskās un fizikālās īpašības

Istabas temperatūrā, amonjaka - kairinoša gāze bez krāsas ar asu nosmakošu smaržu;
tīrā veidā ir pazīstama kā bezūdens amonjaka;
higroskopisks (viegls absorbējošs mitrums);
piemīt sārmainas īpašības, kaustic ir viegli šķīst ūdenī;
tas ir viegli saspiest un veido caurspīdīgu spiediena šķidrumu.

Kur ir amonjaks?

Apmēram 80% amonjaka izmanto rūpniecības preču ražošanai.

Amonjaku izmanto lauksaimniecībā kā mēslojumu.

Klāt saldēšanas iekārtās ūdens attīrīšanai.

To izmanto plastmasas, sprāgstvielu, tekstila, pesticīdu, krāsvielu un citu ķīmisko vielu ražošanā.

Ietverti daudzos mājsaimniecības un rūpnieciskos mazgāšanas risinājumus. Sadzīves aģenti, kas satur amonjaku, ir izgatavoti, pievienojot 5-10% amonjaku, amonjaka koncentrācija rūpnieciskajos risinājumos iepriekš ir 25%, kas padara tos vairāk kodīgus.

Kā amonjaka ietekmē cilvēka ķermeni?

Lielākā daļa cilvēku ir saskarē ar amonjaku, ieelpojot to kā gāzi vai iztvaikošana. Tā kā amonjaka pastāv dabā un ir pieejams mazgāšanas līdzekļos, tie var būt tās avoti.

Plaša amonjaka izmantošana lauksaimniecības un rūpniecības jomās nozīmē arī to, ka tā koncentrācijas palielināšana gaisā var rasties nejaušās emisijas vai apzināto teroristu uzbrukumu laikā.

Bezūdens amonjaka gāze ir vieglāka par gaisu un tādējādi augsts pieaugums, tāpēc kopumā tas izkliedē un neuzkrājas zemienēs. Tomēr mitruma klātbūtnē (paaugstināts relatīvais mitrums), sašķidrināts bezūdens amonjaka veido smagāku gaisa iztvaikošanu. Šos pārus var aplūkot zem zemes vai pār zemenijas virsmas.

Kā darbojas Amonija?

Amonjaka sāk mijiedarboties uzreiz pēc saskares ar mitrumu uz ādas, acu, mutes, elpceļu un daļēji gļotādu virsmu un veido ļoti kodīgu amonija hidroksīds . Amonija hidroksīda cēloņi necrosis audumisakarā ar šūnu membrānu pārkāpumu, noved pie šūnu iznīcināšanas. Tiklīdz proteīns un šūnas sadalās, ūdens tiek iegūts kā iekaisuma reakcijas rezultātā, kas noved pie turpmākiem bojājumiem.

Kādi ir amonjaka saindēšanās simptomi?

Elpa. Amonjaka smarža deguna kaitinošajā un kodīgajā. Saskare ar amonjaku Augsta koncentrācija gaisā noved pie deguna, rīkles un elpceļu degšanas. Tas var izraisīt bronhiolar un alveolāru tūsku un ietekmē elpceļu rezultātā elpošanas mazspēju. Zema koncentrācijas ieelpošana var izraisīt klepus, degunu un rīkles kairinājumu. Amonjaka smarža ātri brīdina par savu klātbūtni, bet amonjaka izraisa arī smaržas sajūtu, kas samazina spēju pamanīt to gaisā zemā koncentrācijā.

Bērni, kas pakļauti tai pašai amonjaka, jo pieaugušie tiek iegūti ar lielu devu, jo to plaušu virsma attiecībā pret ķermeni ir daudz lielāka. Turklāt tie var būt spēcīgāki pakļauties amonjaka dēļ zema izaugsme - tie ir tuvāk zemei, kur koncentrācija tvaiku ir augstāka.

Saskare ar ādu vai acīm. Kontakts ar amonjaku Zema koncentrācija gaisā vai šķidrumos var izraisīt ātru acu kairinājumu vai ādu. Augstākā amonjaka koncentrācija var izraisīt nopietnus ievainojumus un sadedzināt . Saskare ar koncentrētiem amonija šķidrumiem, piemēram, rūpnieciskiem mazgāšanas līdzekļiem, var izraisīt korozijas bojājumi, ieskaitot ādas apdegumus, acu bojājumus vai aklumu . Visaugstākais acu bojājumu līmenis var nebūt redzams nedēļas laikā pēc kontakta. Sazinieties ar sašķidrināto amonjaku var izraisīt arī apsaldējums .

Ēšana ar pārtiku. Augsta amonjaka koncentrācijas sagatavošana, norijot šķīdumu ar amonjaku, var izraisīt mutes, rīkles un kuņģa bojājumus.

Ūdeņradis, normālos apstākļos - bezkrāsaina gāze ar asu raksturīgu smaržu (amonjaka alkohola smarža)

Halogens (hlora, jods) veido bīstamas sprāgstvielas ar amonjaku - slāpekļa halogenīdi (slāpekļa hlorīds, jodīda slāpeklis).

Amonjaka halogenalkāni nonāk nukleofīlā stiprinājuma reakcijā, veidojot aizvietotu amonija jonu (amīnu iegūšanas metode):

(metilamonija hidrohlorīds)

Ar karboksilskābēm, to anhidrīdiem, halogenhidrīdiem, ēteriem un citiem atvasinājumiem dod amīdiem. Ar aldehīdiem un ketoniem - Schiff bāzi, kas ir iespējams atjaunot attiecīgajiem amīniem (atjaunojošā aminācija).

Pie 1000 ° C, amonjaka reaģē ar oglēm, veidojot HCN Syntile skābi un daļēji sadalās slāpeklī un ūdeņradi. Tas var arī reaģēt ar metānu, veidojot to pašu sinylid skābi:

Nosaukuma vēsture

Amonjaka (Eiropas valodās, viņa vārds izklausās kā "amonjaka") ir parādā amonas oāzi Ziemeļāfrikā, kas atrodas karavānu ceļu krustcelēs. Urea karstā klimatā (NH2) 2 CO, kas ietverti dzīvnieku dzīvnieku izcelsmes produktos, īpaši ātri sadalās. Viens no sadalīšanās produktiem ir amonjaka. Saskaņā ar citu informāciju, amonjaka saņēma savu vārdu no senā Ēģiptes vārdu amonijas-. Tā saucamie cilvēki, kas pielūdz Dievu Amon. Tie rituālu rituālu laikā sniffed NH 4 Cl, kas, apsildot, iztvaiko amonjaku.

Šķidrs amonjaka

Šķidrs amonjaka, lai gan nav neliela mērā, disociācija uz joniem (automātiskā ražošana), kurā tiek parādīta tās līdzība:

Šķidrā amonjaka pašmenizācijas konstante at -50 ° C temperatūrā ir aptuveni 10-33 (mol / l) ².

Iegūtās reakcijas ar amonjaku metāla amīdiem ir negatīvs NH 2 jons, kas veidojas arī amonjaka immonimizācijas laikā. Tādējādi metālu amīdi ir hidroksīdu analogi. Reakcijas ātrums palielinās, pārvietojoties no LI uz Cs. Reakcija ir ievērojami paātrināta pat nelielu piemaisījumu H 2 O. klātbūtnē.

Metallometallic risinājumiem ir metāla elektriskā vadītspēja, viņiem ir metāla atomu samazināšanās par pozitīviem joniem un atrisinātiem elektroniem, ko ieskauj NH 3 molekulas. Metallommatīvie risinājumi, kas satur bezmaksas elektronus, ir spēcīgākie samazinošie līdzekļi.

Kolektīvā veidošanās

Sakarā ar elektronu līdzekļu devēju īpašībām, NH 3 molekulas var iekļaut kā ligandu kompleksos savienojumos. Tādējādi, ieviešot lieko amonjaku uz risinājumiem D-metāla sāļi noved pie veidošanās viņu aminoskābes:

Kompleksā parasti ir saistīta ar šķīduma krāsas izmaiņām. Tādējādi pirmajā reakcijā zilā krāsa (CUSO 4) pārvietojas tumši zilā krāsā (kompleksa krāsa) un otrajā reakcijā, krāsa mainās no zaļām (NI (Nr. 3) 2) zilā violetā krāsā . Izturīgākie kompleksi ar NH 3 veido hromu un kobaltu uz oksidācijas pakāpi +3.

Bioloģiskā loma

Amonjaka ir slāpekļa apmaiņas gala produkts cilvēka ķermenī un dzīvniekiem. Tas veidojas proteīnu, aminoskābju un citu slāpekļa savienojumu metabolismā. Tas ir ļoti toksisks ķermenim, tāpēc lielākā daļa amonjaka laikā ornitīna ciklā tiek pārvērsts par dzīvīgāku un mazāk toksisku savienojumu - urbamīdu (urīnvielu). Pēc tam urīnvielas izdalās ar nierēm, un daļu no urīnvielas var pārvērst aknās vai nierēs atpakaļ uz amonjaku.

Amonjaku var izmantot arī aknās reversā procesā - aminoskābju pārkārtošanai no amonjaka un aminoskābju ketoanalogs. Šo procesu sauc par "atjaunojošo amining". Tādējādi, asparagisks, no α-ketoglutarova - glutamijas utt.

Fizioloģiskā darbība

Saskaņā ar fizioloģisko darbību, iestāde attiecas uz vielu grupu, kas ir iesūdzējusi un neirotropisko darbību, kas spēj ieelpot bojājumus, lai izraisītu toksisku tūskas plaušas un smagu kaitējumu nervu sistēmai. Amonjaka ir gan vietējā, gan rezorbatīvā iedarbība.

Amonjaka pāri ir ļoti kaitina acu un elpošanas orgānu gļotādām, kā arī ādai. Tā ir persona un uztver kā asu smaržu. Amonjaka pāriem izraisa bagātīgu asaru, acu sāpes, ķīmisko apdegumu konjunktīvas un radzenes, redzes zudumu, klepus uzbrukumus, ādas apsārtumu un niezi. Sazinoties ar sašķidrināto amonjaku, un tās ādas risinājumi rodas dedzināšana, ķīmiska apdegums ar burbuļiem, čūlām. Turklāt, sašķidrinātā amonjaka iztvaikošanas laikā absorbē siltumu, un, sazinoties ar ādu, ir apsaldējums dažādiem grādiem. Amonjaka smarža ir jūtama pie 37 mg / m³ koncentrācijas.

Pielietojums

Amonjaka attiecas uz lielāko ķīmijas rūpniecības produktu skaitu, tās ikgadējā pasaules produkcija sasniedz 150 miljonus tonnu. To galvenokārt izmanto slāpekļa mēslošanas līdzekļu (nitrātu un amonija sulfāta, urīnvielu), sprāgstvielu un polimēru, slāpekļskābes, soda (amonija metodes) un citu ķīmijas rūpniecības produktu ražošanai. Šķidro amonjaku izmanto kā šķīdinātāju.

Izdevumu likmes uz amonjaka tonnu

Viena tonnu amonjaka ražošana Krievijā tiek iztērēta vidēji 1200 nm³ dabasgāzes, Eiropā - 900 nm³.

Baltkrievijas "Grodņas slāpeklis" patērē 1200 nm³ dabasgāzes par tonnu amonjaka, pēc modernizācijas, plūsmas ātrums līdz 876 nm ir paredzēts.

Ukrainas ražotāji patērē no 750 nm³ līdz 1170 nm³ dabasgāzes uz amonjaka tonnu.

Uhde tehnoloģija ir 6,7 - 7,4 GCAL enerģijas patēriņš amonjaka tonim.

Amonjaka medicīnā

In kukaiņu amonjaka, piemērot ārēji formā pļaut. 10% amonjaka ūdens šķīdums ir pazīstams kā amonjaka spirts.

Blakusparādības ir iespējamas: ar ilgstošu ekspozīciju (ieelpojot), amonjaka var izraisīt refleksu elpceļu apstāšanos.

Vietējā lietošana ir kontrindicēta dermatītu, ekzēmu, citām ādas slimībām, kā arī atklātiem traumatiskiem ādas bojājumiem.

Ar nejaušiem bojājumiem gļotādas acs, noskalojiet ar ūdeni (15 minūtes katru 10 min) vai 5% borskābes šķīdumu. Eļļas un ziedes nav piemērojamas. Ar bojājumiem deguna un rīkles - 0,5% citronskābes šķīdumu vai dabas sulas. Gadījumā, ja uzņemsiet, dzeriet ūdeni, augļu sulu, pienu, labāk - 0,5% citronskābes šķīdumu vai 1% etiķskābes šķīdumu, lai pilnīgu neitralizētu kuņģa saturu.

Mijiedarbība ar citām zālēm nav zināma.

Amonjaka ražotāji

Amonjaka ražotāji Krievijā

Uzņēmums	2006, tūkstoši tonnu	2007, tūkstoši tonnu
OJSC "toliattiazot"]]]	2 635	2 403,3
OJSC NAC "Slāpeklis"	1 526	1 514,8
OJSC Acron	1 526	1 114,2
OJSC NEVINNOMYSSKY slāpeklis, Nevinnomyssk	1 065	1 087,2
OJSC "MOUS" (Rossosh)	959	986,2
Coao "slāpeklis"	854	957,3
OJSC "slāpeklis"	869	920,1
AS "Kirovo-Chepetsky Chem. Apvienot	956	881,1
OJSC cherepovets "slāpeklis"	936,1	790,6
CJSC "Kuybyshevazot"	506	570,4
Gazprom Salavat Neftekhim "	492	512,8
"Minerālmēsli" (Perm)	437	474,6
OJSC "Dorogobuzh"	444	473,9
OJSC "Augšāmcelšanās minerālmēsli"	175	205,3
OJSC "Shchikinoazot"	58	61,1
LLC "Mendeleeevskazot"	-	-
KOPĀ	13 321,1	12 952,9

Krievija veido aptuveni 9% no pasaules amonjaka emisijas. Krievija ir viens no pasaules lielākajiem amonjaka eksportētājiem. Aptuveni 25% no kopējā amonjaka ražošanas apjoma tiek piegādāts eksportam, kas ir aptuveni 16% no pasaules eksporta.

Amonjaka ražotāji Ukrainā

Jupitera mākoņi sastāv no amonjaka.

Skatīt arī

Piezīmes

Saites

//
// enciklopēdisks vārdnīca Brockhaus un Efron: 86 apjomi (82 tonnas un 4 ekstra). - Sanktpēterburga. 1890-1907.
// enciklopēdisks vārdnīca Brockhaus un Efron: 86 apjomi (82 tonnas un 4 ekstra). - Sanktpēterburga. 1890-1907.
// enciklopēdisks vārdnīca Brockhaus un Efron: 86 apjomi (82 tonnas un 4 ekstra). - Sanktpēterburga. 1890-1907.

Literatūra

Akhmetov N. S. Vispārējā un neorganiskā ķīmija. - m.: Augstskola, 2001.

Ūdeņradāra nitrīdu ar NH 3 formulu sauc par amonjaku. Tas ir viegls (gaišāks gaisa) gāze ar asu smaržu. Molekulas struktūra nosaka amonjaka fizikālās un ķīmiskās īpašības.

Struktūra

Amonjaka molekula sastāv no viena slāpekļa atoma un trīs ūdeņraža atomiem. Attiecības starp ūdeņradi un slāpekļa atomi ir kovalenti. Amonjaka molekulai ir trigonāla piramīda forma.

Ir trīs bezmaksas elektronu uz slāpekļa-orbitālās. Trīs ūdeņraža atomi tiek ievadīti hibridizācijā ar tiem, veidojot hibridizācijas SP 3 veidu.

Fig. 1. Amonjaka molekulas struktūra.

Ja vienu ūdeņraža atomu aizstāj ar ogļūdeņražu radikālu (c n h m), jauna organiskā viela ir amins. Ne tikai vienu ūdeņraža atomu var aizstāt, bet visi trīs. Atkarībā no aizvietoto atomu skaita, trīs veidu amīnu atšķirt:

primārs(metilamīns - ch 3 nh 2);
sekundārs(dimetilamīns - ch3 -nh-ch 3);
terciārs(Trimetilamīns - CH3 -N- (CH 3) 2).

Amonjaka molekulu var savienot ar 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 un citām vielām, kas satur vairākus oglekļa un ūdeņraža atomus.

Fig. 2. Amīnu veidošanos.

Amonjaka un amīni paliek brīvs slāpekļa elektronu pāris, tāpēc divu vielu īpašības ir līdzīgas.

Fizisks

Galvenās fizikālās īpašības amonjaka:

bezkrāsains gāze;
spēcīga smarža;
laba šķīdība ūdenī (pēc viena tilpuma ūdens 700 amonjaka apjomi pie 20 ° C, 0 ° C - 1200);
vieglāks gaiss.

Amonjaka ir sašķidrināta temperatūrā -33 ° C un kļūst cieta pie -78 ° C. Koncentrētais šķīdums satur 25% amonjaka un ir blīvums 0,91 g / cm 3. Šķidrais amonjaka izšķīdina neorganiskas un organiskas vielas, bet neveic elektrisko strāvu.

In dabā amonjaka, tas ir atšķirīgs puve un sadalīšanās organisko vielu satur slāpekļa (proteīni, urīnvielas).

Ķīmija

Slāpekļa oksidācijas pakāpe kā daļa no amonjaka - -3, ūdeņradis - +1. Veidojot amonjaku, ūdeņradis oksidējas slāpekli, notiek trīs elektroni. Sakarā ar atlikušo pāris slāpekļa elektronu un plaušu filiāli ūdeņraža atomiem, amonjaka ir aktīvs savienojums, kas plāno reaģēt ar vienkāršām un sarežģītām vielām.

Pamata ķīmiskās īpašības ir aprakstītas tabulā.

Mijiedarbība	Reakcijas produkti	Vienādojums
Ar skābekli	Tas sadedzina ar slāpekļa veidošanos vai mijiedarbojas ar skābekli katalizatora (platīna) klātbūtnē, veidojot slāpekļa oksīdu	4nh 3 + 3o 2 → 2N 2 + 6h 2 O; 4nh 3 + 5o 2 → 4NO + 6H 2 O
Ar halogēnu	Slāpeklis, skābe	2nh 3 + 3BR 2 → N 2 + 6BR
	Amonija hidroksīds vai amonjaka alkohols	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
Ar skābēm	Amonija sāļi	NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2nh 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4
	Aizstāj metālu, kas veido jaunu sāli	2NH 3 + CUSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + CU
Ar metālu oksīdiem	Atjauno metālu, ir izveidots slāpeklis	2nh 3 + 3cuo → 3CU + N 2 + 3H 2 O

Fig. 3. Burning ammonia.Crecry ziņojuma

Vidējais vērtējums: 4.3. Kopā saņemtie vērtējumi: 297.