Amoniak. Vetite fizike dhe kimike. Marrja dhe përdorimi. Amoniaku është amoniak. Formula, vetitë dhe aplikimet e amoniakut

Karakteristikat fizike.

Nën presion normal, amoniaku lëngëzohet në -33 ° C dhe ngurtësohet në -78 ° C. Nxehtësia e bashkimit të NH 3 është 6 kJ / mol. Temperatura kritike e amoniakut është 132 ° C, presioni kritik është 112 atm. Cilindrat që përmbajnë të duhet të jenë të pikturuar me të verdhë dhe të kenë një mbishkrim të zi "Amoniak".

Amoniaku është një gaz pa ngjyrë me një erë karakteristike të mprehtë ("amoniak"). Tretshmëria e tij në ujë është më e madhe se e të gjitha gazrave të tjerë: një vëllim uji thith rreth 1200 në 0 ° С, dhe rreth 700 vëllime të NH 3 në 20 ° С. Solucioni i përqendruar komercial zakonisht ka një dendësi prej 0.91 g / cm 3 dhe përmban 25% të peshës% NH 3 (d.m.th., afër përbërjes NH 3 .3H 2 O).

E shoqëruar me shoqërimin e amoniakut të lëngshëm është nxehtësia e tij e lartë e avullimit (23.4 kJ / mol). Meqenëse temperatura kritike e amoniakut është e lartë (+132 ° C) dhe kur avullohet, shumë nxehtësi hiqet nga ambienti, amoniaku i lëngët mund të shërbejë si një substancë funksionuese e makinave ftohëse.r nga ajri \u003d M NH 3 / M ajri mesatar \u003d 17/29 \u003d 0,5862

Amoniaku i lëngshëm është një tretës i mirë për një numër shumë të madh të përbërjeve organike, si dhe shumë atyre inorganike. Për shembull, squfuri elementar tretet mirë në amoniak të lëngët, tretësira të forta të së cilës janë të kuqe [dhe nën +18 ° C ato përmbajnë solvat S (NH 3) 2]. Nga kripërat, derivatet e amonit dhe metaleve alkali janë më mirë të tretshëm se të tjerët, dhe tretshmëria e kripërave rritet në serinë Cl-Br-I. Shembuj janë të dhënat e mëposhtme (g / 100 g NH 3 në 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

Një rrjedhë e ngjashme e ndryshimit në tretshmërinë e halideve është karakteristikë e një numri të kationeve të tjerë. Shumë nitrate (dhe KMnO 4) janë gjithashtu të tretshme mirë në amoniakun e lëngshëm. Nga ana tjetër, okside, fluoride, sulfate dhe karbonate janë përgjithësisht të patretshme në të.

Duke përfituar nga ndryshimi në tretshmërinë e kripërave në lëng NH 3 dhe ujë, dikush ndonjëherë mund të ndryshojë reaksionet e këmbimit jonik të vërejtur zakonisht. Për shembull, bilanci sipas skemës:

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

Në një mjedis ujor, ajo zhvendoset pothuajse plotësisht në të djathtë (për shkak të pazgjidhshmërisë së AgBr) dhe në një ambient amoniaku - në të majtë (për shkak të pazgjidhshmërisë së BaBr 2).

Një veti karakteristike e amoniakut si një tretës jonizues është efekti i tij i theksuar i nivelimit në ndarjen e elektroliteve të ndryshme. Për shembull, HClO 4 dhe HCN, të cilat janë të pakonkurueshme me njëri-tjetrin në shpërbërjen në një mjedis ujor, në amoniakun e lëngët karakterizohen nga pothuajse të njëjtat konstante të disociimit (5 · 10 -3 dhe 2 · 10 -3). Kripërat sillen në amoniak të lëngët si elektrolite me forcë mesatare ose të dobëta (për shembull, K \u003d 2 · 10 -3 për KBr). Kloridet zakonisht disociohen disi më pak, dhe jodidet disi më shumë të disociuara, që korrespondojnë me bromidet.

Një tipar i amoniakut të lëngshëm është aftësia e tij për të tretur metalet më aktive, këto të fundit janë jonizuar. Për shembull, një tretësirë \u200b\u200be holluar e metaleve të natriumit është blu, përçon një rrymë elektrike të ngjashme me tretësira të elektroliteve dhe përmban katione Na + (të tretur me amoniak) dhe (- NH 3) - anione x. Pjesa qendrore e një anioni të tillë kompleks është një elektron i lirë në ndërveprimin e polarizimit me mjedisin (polaron). Në përqendrime më të larta Na, tretësira e tij fiton formën e bronzit dhe shfaq përçueshmëri elektrike metalike, d.m.th., së bashku me amoniakun e tretur, përmbajnë edhe elektrone të lira. Nën -42 ° C, faza blu dhe bronzi janë në gjendje të bashkëjetojnë pa u përzier. Magazinimi afatgjatë i solucioneve të natriumit në amoniak të lëngshëm shoqërohet me njollë të ngjyrave të tyre si rezultat i një reagimi shumë të ngadaltë sipas skemës:

2 Na + 2 NH 3 \u003d 2 NaNH 2 + H 2 .

Me cezium (tretshmëri 25 mole për 1000 g NH 3 në -50 ° C), një reagim i ngjashëm zhvillohet brenda pak minutash.

Metali i tretur në amoniak ka një tendencë për të ndarë elektronet e valencës, gjë që krijon mundësinë e kryerjes së një lloji të reaksioneve të zhvendosjes. Për shembull, duke përdorur tretshmërinë në amoniak të lëngshëm KCl dhe pazgjidhshmërinë e CaCl 2, kaliumi mund të izolohet nga kalciumi sipas skemës së mëposhtme:

2 КСl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.

Ekziston një tregues interesant se impregnimi me amoniak të lëngshëm rrit shumë duktilitetin e drurit. Kjo e bën relativisht të lehtë për t'i dhënë asaj forma të caktuara të dhëna, të cilat ruhen pas heqjes së amoniakut.

Shpërbërja e amoniakut në ujë shoqërohet me lëshimin e nxehtësisë (rreth 33 kJ / mol). Efekti i temperaturës në tretshmëri ilustrohet nga të dhënat e mëposhtme që tregojnë numrin e pjesëve në peshë të NH 3 të thithur nga një pjesë e peshës së ujit (në presionin atmosferik të amoniakut):

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

Përçueshmëria elektrike maksimale në kushte normale është afërsisht tretësirë \u200b\u200be amoniakut 3 N. Tretshmëria e tij në tretës organikë është shumë më pak sesa në ujë.

Karakteristikat kimike.

Formimi i një lidhje kovalente nga mekanizmi donator-pranues.

1. Amoniaku - baza e Lewis. Zgjidhja e tij në ujë (ujë amoniak, amoniak) ka një reaksion alkalik (lakmus - blu; fenolftaleinë - mjedër) për shkak të formimit të hidroksidit të amonit.

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

2. Amoniaku reagon me acidet për të formuar kripëra të amonit.

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

Amoniak - agjent reduktues (oksidohet në N 2 +1 O ose N +2 O)

1. Zbërthimi në ngrohje

2N -3 H 3 - t ° ® N 2 0 + 3H 2

2. Djegia në oksigjen

a) pa katalizator

4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O

b) oksidimi katalitik (kat \u003d Pt)

4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6H 2 O

3. Reduktimi i oksideve të disa metaleve

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

Kur një rrymë amoniaku kalon mbi CuO të nxehtë, ajo oksidohet në azot të lirë. Oksidimi i amoniakut me ozon çon në formimin e NH 4 NO 3. Interestingshtë interesante që oksigjeni i zakonshëm i përzier me ozon duket se merr pjesë në këtë oksidim.

Amoniaku është një lëndë djegëse e mirë. Ashtu si uji, amoniaku i lëngët është i lidhur fort, kryesisht përmes formimit të lidhjeve H. Sidoqoftë, ato janë relativisht të dobëta (rreth 4.2 kJ / mol). Viskoziteti i amoniakut të lëngshëm është pothuajse shtatë herë më i vogël se viskoziteti i ujit. Dendësia e tij (0.68 dhe 0.61 g / cm 3, përkatësisht, në -33 dhe +20 ° C) është gjithashtu dukshëm më e vogël se ajo e ujit. Amoniaku i lëngshëm praktikisht nuk përçon rrymë elektrike, pasi që disociimi elektrolitik sipas skemës:

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

E papërfillshme: produkt jonik \u003d 2 · 10 -33 (në -50 ° C).

Mbi 0 ° C (nën presion), amoniaku i lëngshëm përzihet me ujë në çdo raport. Në tretësira të forta të ujit në amoniak në 30 ° C u tregua se jonizimi i tij është i ulët. Pra, për një zgjidhje 9 M kemi / \u003d 1 · 10 -11.

Për karakterizimin kimik të amoniakut, tre lloje të reaksioneve kanë rëndësi parësore: shtimi, zëvendësimi i hidrogjenit dhe oksidimi.

Reaksionet më karakteristike të shtimit për amoniakun. Në veçanti, kur vepron në shumë kripëra, formohen lehtësisht përbërjet e amoniakut kristal të përbërjes CaCl 2 · 8NH 3, CuSO 4 · 4NH 3, etj., Të cilat janë të ngjashme me hidratet kristalore në formimin dhe qëndrueshmërinë e tyre.

Kur amoniaku tretet në ujë, hidroksid amoniumi formohet pjesërisht:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH

Në këtë përbërje, radikali i amonit (NH 4) luan rolin e një metali monovalent. Prandaj, disociimi elektrolitik i NH 4 OH vazhdon sipas llojit kryesor:

NH 4 OH NH 4 + OH "

Kombinuar të dyja këto ekuacione, ne kemi një ide të përgjithshme të ekuilibrave që ndodhin në tretësirë \u200b\u200bujore të amoniakut:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH Ы NH 4 + OH "

Për shkak të këtyre ekuilibrave, amoniaku ujor (shpesh i referuar thjesht si "amoniak") ka një erë të mprehtë. Për shkak të faktit se përqendrimi i joneve OH në tretësirë \u200b\u200bështë i ulët, NH 4 OH konsiderohet si një bazë e dobët. Hidroksidi i amonit është një nga reagjentët kimikë më të rëndësishëm, tretësira të holla të të cilave ("amoniaku") përdoren gjithashtu në mjekësi dhe amvisëri njollat).

Analiza e të dhënave mbi shpërndarjen e NH 3 midis ujit dhe lëngjeve organike tregon se më shumë se 90% e të gjithë amoniakut të tretur në ujë është në formë të hidratuar. Për fazën e avullit mbi tretësirën ujore të amoniakut, prania e ekuilibrit u vendos sipas skemës së mëposhtme:

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

Karakterizohet nga vlera e K \u003d 1 · 10 -4 në 20 ° C.

Atom, molekulë.

Molekula NH 3 ka një strukturë trekëndore piramidale me një atom azoti në krye. R HNH \u003d 107.3 °. Elektronet e lidhjeve H-N janë mjaft të zhvendosura nga hidrogjeni në azot, prandaj molekula e amoniakut në tërësi karakterizohet nga polaritet i rëndësishëm.

Struktura piramidale e amoniakut është energjikisht më e favorshme se ajo e sheshtë me 25 kJ / mol. Molekula është polare; lidhja N-H karakterizohet nga një energji prej 389 kJ / mol, por për energjitë e disociimit vijues të atomeve të hidrogjenit, jepen vlerat 435, 397 dhe 339 kJ / mol. Molekulat e amoniakut janë të lidhura nga lidhje të dobëta hidrogjeni:

Një veti interesante e molekulave të amoniakut është aftësia e tyre për përmbysje strukturore, d.m.th. të "kthehet brenda dhe jashtë" nga kalimi i një atomi azoti përmes planit të bazës së piramidës së formuar nga atomet e hidrogjenit. Pengesa e mundshme për këtë përmbysje është 25 kJ / mol; vetëm molekulat që janë mjaft të pasura me energji mund ta kryejnë atë. Shkalla e përmbysjes është relativisht e ulët - është 1000 herë më e vogël se shpejtësia e orientimit të molekulave NH 3 nga një fushë elektrike.

Marrja.

Transferimi i azotit të lirë në ajër në një gjendje të lidhur kryhet kryesisht përmes sintezës së amoniakut:

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

Parimi i zhvendosjes së ekuilibrit tregon se kushtet më të favorshme për formimin e amoniakut janë temperatura më e ulët e mundshme dhe presioni më i lartë i mundshëm. Sidoqoftë, edhe në 700 ° C, shpejtësia e reagimit është aq e ngadaltë (dhe kështu, ekuilibri vendoset aq ngadalë) sa nuk mund të bëhet fjalë për përdorimin praktik të tij. Përkundrazi, në temperatura më të larta, kur gjendja e ekuilibrit vendoset shpejt, përmbajtja e amoniakut në sistem bëhet e papërfillshme. Kështu, zbatimi teknik i procesit në shqyrtim duket të jetë i pamundur, pasi, duke përshpejtuar arritjen e ekuilibrit me ndihmën e ngrohjes, ne njëkohësisht e zhvendosim pozicionin e tij në anën e pafavorshme.

Megjithatë, ekziston një mjet për të përshpejtuar arritjen e ekuilibrit pa zhvendosur njëkohësisht ekuilibrin. Një katalizator shpesh i dobishëm është një katalizator i përshtatshëm. Një katalizator i përshtatshëm është hekuri metalik (i dopifikuar me Al 2 O 3 dhe K 2 O). Procesi zakonisht kryhet në një temperaturë prej 400-600 ° C (në një katalizator) dhe presione prej 100-1000 atm. Pas ndarjes së amoniakut nga përzierja e gazit, kjo e fundit futet përsëri në cikël.

Në procesin e kërkimit të një katalizatori për sintezën e amoniakut, u provuan rreth 20 mijë substanca të ndryshme. Katalizatori i hekurit i përdorur gjerësisht zakonisht përgatitet duke ngrohur një përzierje intime të FeO dhe Fe 2 O 3 (që përmban papastërti të vogla Fe, Al 2 O 3 dhe KOH) në një atmosferë të përbërjes 3H 2 + N 2. Meqenëse Н 2 S, CO, CO 2, avujt e ujit dhe oksigjeni shpejt "helmojnë" katalizatorin, përzierja e azotit-hidrogjenit e furnizuar me të duhet të lirohet plotësisht prej tyre. Me mënyrën e duhur të funksionimit, katalizatori do të funksionojë normalisht për disa vjet.

Për zhvillimin e mëtejshëm të industrisë sintetike të amoniakut, mund të rezultojë thelbësore që në presione prej 2000 atm dhe më të larta, sinteza e amoniakut nga një përzierje azot-hidrogjen të ecë mirë edhe pa një katalizator të veçantë. Rendimenti praktik i amoniakut në 850 ° C dhe 4500 atm është 97%. Especiallyshtë veçanërisht e rëndësishme që në presione ultrahigh prania e papastërtive të ndryshme në gazrat fillestarë të mos ndikojë në rrjedhën e procesit.

Sinteza e amoniakut u realizua praktikisht në vitin 1913, kur në këtë mënyrë ishte e mundur të merren 7 ton NH 3. Aktualisht, kjo sintezë është metoda kryesore industriale për marrjen e azotit të lidhur me një prodhim vjetor botëror prej dhjetëra miliona tonë.

Përveç sintezës së drejtpërdrejtë të amoniakut nga elementët, disa vlera industriale për lidhjen e azotit në ajër zhvillohen në 1905. metoda e cianamidit... Kjo e fundit bazohet në faktin se në 1000 ° C karabit i kalciumit (i marrë nga kalkimin e një përzierje gëlqereje dhe qymyri në një furrë elektrike) reagon me azot të lirë sipas ekuacionit:

CaC 2 + N 2 \u003d CaCN 2 + C + 293 kJ.

Cianamidi i kalciumit i marrë në këtë mënyrë (Ca \u003d N-Cє N) është një pluhur gri (nga papastërtia e karbonit). Nën veprimin e avullit të ujit të nxehur (d.m.th. të nxehtë mbi 100 ° C), ajo zbërthehet me lëshimin e amoniakut:

CaCN 2 + 3 H 2 O \u003d CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 kJ.

Zbërthimi i cianamidit të kalciumit me ujë është i ngadaltë në temperaturat e ambientit. Prandaj, mund të përdoret si një pleh azotik, duke e futur atë në tokë shumë kohë para mbjelljes. Prania e kalciumit e bën atë veçanërisht të përshtatshëm për tokat podzolike. "Cianamidi luan rolin e plehut jo vetëm azotik, por edhe gëlqere, dhe gëlqereja është një shtesë shtesë e azotit" (DN Pryanishnikov).

Nën kushte laboratorike, NH 3 merret duke trajtuar NH 4 Cl të ngurtë me një tretësirë \u200b\u200btë ngopur KOH. Gazi i evoluar mund të thahet duke e kaluar atë përmes një ene me KOH të ngurtë ose oksid kalciumi të sapo kalcinuar (CaO). Isshtë e pamundur të përdoren H 2 SO 4 dhe CaCl 2 për tharje, pasi që amoniaku formon përbërje me to.

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

Amoniaku mund të mblidhet vetëm duke përdorur metodën (A), sepse është më e lehtë se ajri dhe shumë e tretshme në ujë.

Veprimi në trup.

Amoniaku irriton fort mukozat edhe me përmbajtje 0,5% në ajër. Helmimi akut i amoniakut shkakton dëmtime të syve dhe traktit të frymëmarrjes, gulçim dhe pneumoni. Mjetet e ndihmës së shpejtë janë ajri i pastër, shpëlarja e syve me shumë ujë dhe thithja e avujve të ujit. Helmimi kronik i amoniakut shkakton dispepsi, katara e sipërme të frymëmarrjes dhe dëmtim të dëgjimit. Përqendrimi maksimal i lejuar i NH 3 në ajrin e lokaleve industriale është 0,02 mg / l. Përzierjet e amoniakut me ajrin që përmbajnë nga 16 në 28 vëllim% Amoniaku janë shpërthyese.

Aplikacion.

Sepse dekompozimi i cianamidit të kalciumit me ujë vazhdon ngadalë në temperatura normale, atëherë mund të përdoret si pleh azotik, duke e futur atë në tokë shumë kohë para mbjelljes. Prania e kalciumit e bën atë veçanërisht të përshtatshëm për tokat podzolike. "Cianamidi luan rolin e plehut jo vetëm azotik, por edhe gëlqere, dhe gëlqereja është një shtesë shtesë e azotit" (DN Pryanishnikov).

Amoniaku komercial zakonisht përmban rreth 10% amoniak. Gjen edhe përdorim mjekësor. Në veçanti, thithja e avujve të saj ose gëlltitje (3-10 pika për gotë ujë) përdoret për të lehtësuar gjendjen e dehjes së rëndë. Lubrifikimi i lëkurës me amoniak dobëson efektin e pickimit të insekteve. Convenientshtë i përshtatshëm për të fshirë dritaret dhe dyshemetë të pikturuara me bojë vaji me amoniak shumë të holluar, ndërsa është më e qëndrueshme për të hequr gjurmët e mizave, për të pastruar sende të argjendta ose të veshura me nikel.

Kur hiqni njollat, rezultate të mira jepen në shumë raste nga përbërjet e mëposhtme (sipas vëllimit): a) 4 pjesë të amoniakut, 5 pjesë të eterit dhe 7 pjesë të alkoolit të verës (alkool i denatyruar); b) 5 pjesë të amoniakut, 2 pjesë të benzinës dhe 10 pjesë të alkoolit të verës; c) 10 pjesë të amoniakut, 7 pjesë të alkoolit të verës, 3 pjesë të kloroformit dhe 80 pjesë të benzinës; d) 5 pjesë të amoniakut, 3 pjesë të acetonit dhe 20 pjesë të një tretësire alkoolike të sapunit.

Rekomandohet të fshini ngjyrën e vajit që ka marrë në rroba me copa leshi pambuku të lagur së pari me terpentinë dhe më pas me amoniak. Për të hequr njollat \u200b\u200be bojës, zakonisht është e mjaftueshme për ta trajtuar atë me amoniak dhe shpëlarë me ujë.

Amoniaku (NH 3) është një nga kimikatet industriale më të zakonshme që përdoret në industri dhe tregti.

Amoniak, pse trupi ynë ka nevojë për të? Rezulton se formohet vazhdimisht në të gjitha organet dhe indet dhe është një substancë e pazëvendësueshme në shumë procese biologjike, shërben si pararendës për formimin e aminoacideve dhe sintezën e nukleotideve. Në natyrë, amoniaku formohet gjatë dekompozimit të përbërjeve organike që përmbajnë azot.

Karakteristikat kimike dhe fizike të amoniakut

Në temperaturën e dhomës, amoniaku është një gaz irritues pa ngjyrë me një erë të mprehtë dhe mbytëse;
në formën e tij të pastër njihet si amoniak anhidrik;
higroskopik (thith lehtë lagështinë);
ka veti alkaline, kaustike, tretet lehtë në ujë;
lehtë ngjesh dhe formon një lëng transparent nën presion.

Ku përdoret amoniaku?

Rreth 80% e amoniakut përdoret për prodhimin e produkteve industriale.

Amoniaku përdoret në bujqësi si një pleh.

I pranishëm në impiantet ftohëse për pastrimin e ujit.

Përdoret në prodhimin e plastikës, eksplozivëve, tekstileve, pesticideve, ngjyrave dhe kimikateve të tjera.

Gjetur në shumë zgjidhje shtëpiake dhe industriale të pastrimit. Produktet shtëpiake që përmbajnë amoniak bëhen me shtimin e 5-10% amoniak, përqendrimi i amoniakut në tretësira industriale është më i lartë - 25%, gjë që i bën ata më kaustik.

Si ndikon amoniaku në trupin e njeriut?

Shumica e njerëzve janë në kontakt me amoniakun, duke e thithur si gaz ose avullimi. Meqenëse amoniaku ekziston natyrshëm dhe gjendet në detergjentë, ato mund të jenë burime të tij.

Përdorimi i gjerë i amoniakut në zonat bujqësore dhe industriale do të thotë gjithashtu që një rritje e përqendrimit të tij në ajër mund të ndodhë gjatë lëshimeve aksidentale ose sulmeve të qëllimshme terroriste.

Gazi i amoniakut anhidrik është më i lehtë se ajri dhe për këtë arsye ngrihet lartë, kështu që përgjithësisht shpërndahet dhe nuk grumbullohet në ultësira. Sidoqoftë, në prani të lagështisë (lagështia relative e lartë), amoniaku i lëngët i lëngëzuar formon avuj më të rëndë se ajri. Këto avuj mund të barten në tokë ose në ultësira.

Si funksionon amoniaku?

Amoniaku fillon të ndërveprojë menjëherë pas kontaktit me lagështirën në sipërfaqen e lëkurës, syve, gojës, rrugëve të frymëmarrjes dhe pjesërisht pjesëve të mukozës dhe formon një shumë korrozive hidroksid amoni ... Hidroksid amoni shkakton nekroza e indevepër shkak të përçarjes së membranave qelizore, çon në shkatërrimin e qelizave. Sapo proteina dhe qelizat të ndahen, uji nxirret në një përgjigje inflamatore, duke rezultuar në dëmtime të mëtejshme.

Cilat janë simptomat e helmimit nga amoniaku?

Frymë... Era e amoniakut në hundë është irrituese dhe e ashpër. Ekspozimi ndaj përqendrimeve të larta të amoniakut në ajër shkakton një ndjesi djegieje në hundë, fyt dhe traktin respirator. Kjo mund të çojë në edemë bronkiolare dhe alveolare dhe dëmtime të rrugëve të frymëmarrjes si rezultat i dështimit të frymëmarrjes. Thithja e përqendrimeve të ulëta mund të shkaktojë kollitje dhe acarim të hundës dhe fytit. Era e amoniakut paralajmëron mjaft herët për praninë e saj, por amoniaku çon gjithashtu në dobësimin e ndjenjës së nuhatjes, gjë që e bën atë më pak të mundshme të vërehet në ajër në përqendrime të ulëta.

Fëmijët e ekspozuar ndaj të njëjtës sasi amoniaku si të rriturit marrin një dozë më të lartë sepse sipërfaqja e mushkërive të tyre është shumë më e madhe në raport me trupin e tyre. Përveç kësaj, ata mund të jenë më të ekspozuar ndaj amoniakut për shkak të shtatit të tyre të ulët - ata janë më afër tokës, ku përqendrimi i avujve është më i lartë.

Kontakti me lëkurën ose syrin... Kontakti me përqendrime të ulëta të amoniakut në ajër ose lëngje mund të shkaktojë acarim të shpejtë të syve ose të lëkurës. Përqendrime më të larta të amoniakut mund të çojnë në dëmtime serioze dhe djegiet ... Mund të shkaktojë kontakti me lëngje të përqendruara amoniakale, siç janë detergjentët industrialë dëmtim korroziv, përfshirë djegiet e lëkurës, dëmtimin e syve ose verbërinë ... Dëmtimi i rëndë i syrit mund të mos jetë i dukshëm vetëm një javë pas ekspozimit. Kontakti me amoniakun e lëngshëm gjithashtu mund të shkaktojë ngrirja .

Të hahet me ushqim... Marrja e një përqendrimi të lartë të amoniakut përmes gëlltitjes së solucionit të amoniakut mund të dëmtojë gojën, fytin dhe stomakun.

Hidrogjen, në kushte normale - një gaz pa ngjyrë me një erë karakteristike të mprehtë (aroma e amoniakut)

Halogjenet (klor, jod) formohen me eksplozivë të rrezikshëm të amoniakut - halide azoti (klorur azoti, jodur azoti).

Me haloalkanet, amoniaku hyn në një reaksion të shtimit nukleofilik, duke formuar një jon të amonit të zëvendësuar (një metodë për prodhimin e aminave):

(hidroklorur metil amonium)

Me acidet karboksilike, anhidridet, halidet, eterët dhe derivatet e tyre, jep amide. Me aldehide dhe ketone - bazat e Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminat përkatëse (aminimi reduktiv).

Në 1000 ° C, amoniaku reagon me qymyrin për të formuar acid hidrokyanik HCN dhe pjesërisht zbërthehet në azot dhe hidrogjen. Mund të reagojë gjithashtu me metan për të formuar të njëjtin acid hidrokyanik:

Emri historik

Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i saj tingëllon si "amoniak") ia ka borxh emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në kryqëzimin e rrugëve të karvaneve. Në klimat e nxehta, ure (NH 2) 2 CO, e përmbajtur në produktet e mbeturinave të kafshëve, zbërthehet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku e ka marrë emrin nga fjala e lashtë egjiptiane amonit... Ky ishte emri i njerëzve që adhurojnë perëndinë Amon. Gjatë ceremonive të tyre rituale, ata nuhatnin amoniak NH 4 Cl, i cili avullon amoniakun kur nxehet.

Amoniak i lëngët

Amoniaku i lëngët, megjithëse në një masë të vogël, ndahet në jone (autoprotoliza), në të cilën manifestohet ngjashmëria e tij me ujin:

Konstanta e vetë-jonizimit të amoniakut të lëngët në −50 ° C është afërsisht 10 −33 (mol / l).

Amidet e metaleve që rezultojnë nga reagimi me amoniakun përmbajnë një jon negativ NH 2 -, i cili formohet gjithashtu gjatë vetë-jonizimit të amoniakut. Kështu, amidet e metaleve janë analoge të hidroksideve. Shkalla e reagimit rritet me kalimin nga Li në Cs. Reagimi përshpejtohet ndjeshëm në prani edhe të papastërtive të vogla H 2 O.

Solucionet e amoniakut metalik kanë përçueshmëri elektrike metalike, në të cilën atomet e metaleve prishen në jone pozitive dhe elektrone të tretura të rrethuara nga molekulat NH 3. Solucionet metalike të amoniakut, të cilat përmbajnë elektrone të lira, janë agjentët më të fortë reduktues.

Kompleksimi

Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat NH 3 mund të hyjnë në përbërjet komplekse si një ligand. Kështu, futja e një tepricë të amoniakut në solucione të kripërave d-metal çon në formimin e amino komplekseve të tyre:

Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim të ngjyrës në tretësirë. Pra, në reagimin e parë, ngjyra blu (CuSO 4) kthehet në blu të errët (ngjyra e kompleksit), dhe në reagimin e dytë, ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni (NO 3) 2) në blu-vjollcë. Komplekset më të forta me NH 3 formojnë krom dhe kobalt në gjendjen e oksidimit +3.

Roli biologjik

Amoniaku është produkti përfundimtar i metabolizmit të azotit tek njerëzit dhe kafshët. Formohet gjatë metabolizmit të proteinave, aminoacideve dhe përbërjeve të tjera azotike. Isshtë shumë toksike për trupin, prandaj, shumica e amoniakut gjatë ciklit të ornitinës shndërrohet nga mëlçia në një përbërje më të padëmshme dhe më pak toksike - karbamid (ure). Ure pastaj excretohet nga veshkat, dhe disa nga ure mund të shndërrohen përsëri në amoniak nga mëlçia ose veshkat.

Amoniaku mund të përdoret gjithashtu nga mëlçia për procesin e kundërt - resinteza e aminoacideve nga amoniaku dhe keto analogët e aminoacideve. Ky proces quhet "aminim reduktiv". Kështu, acidi aspartik merret nga acidi oksaloacetik, glutamiku nga acidi α-ketoglutarik, etj.

Veprimi fiziologjik

Për sa i përket efektit të tij fiziologjik në trup, ai bën pjesë në grupin e substancave të veprimit asfiksues dhe neurotropik, të aftë për të shkaktuar edemë pulmonare toksike dhe dëmtim të rëndë të sistemit nervor gjatë dëmtimit të inhalimit. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorptive.

Avujt e amoniakut irritojnë fuqishëm mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Ky është një person që e percepton atë si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të bollshëm, dhimbje të syve, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, kollitje, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Kur amoniaku i lëngëzuar dhe zgjidhjet e tij bien në kontakt me lëkurën, ndodh një ndjesi djegieje, një djegie kimike me fshikëza, ulçerimet janë të mundshme. Përveç kësaj, amoniaku i lëngëzuar thith nxehtësinë kur avullohet, dhe ngrirja e shkallëve të ndryshme ndodh në kontakt me lëkurën. Era e amoniakut ndihet në një përqendrim prej 37 mg / m³.

Aplikacion

Amoniaku është një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike, prodhimi i tij vjetor global arrin në 150 milion tonë. Përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave azotikë (nitrat amoni dhe sulfat, ure), lëndë plasëse dhe polimere, acid nitrik, sode (me metodën e amoniakut) dhe produkteve të tjera kimike. Amoniaku i lëngshëm përdoret si tretës.

Shkalla e konsumit për ton amoniak

Prodhimi i një ton amoniaku në Rusi kërkon mesatarisht 1200 nm³ gaz natyror, në Evropë - 900 nm³.

Bjellorusia "Grodno Azot" konsumon 1200 nm³ gaz natyror për një ton amoniak, pas modernizimit pritet të ulë konsumin në 876 nm³.

Prodhuesit ukrainas konsumojnë nga 750 nm³ në 1170 nm³ gaz natyror për një ton amoniak.

Sipas teknologjisë UHDE, deklarohet konsumi i 6.7 - 7.4 Gcal të burimeve të energjisë për një ton amoniak.

Amoniaku në mjekësi

Për kafshimet e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. Një tretësirë \u200b\u200bujore prej 10% e amoniakut njihet si amoniak.

Efektet anësore të mundshme: me ekspozim të zgjatur (përdorim inhalimi) amoniaku mund të shkaktojë ndalim të frymëmarrjes refleks.

Përdorimi lokal është kundërindikuar në dermatit, ekzemë, sëmundje të tjera të lëkurës, si dhe në dëmtime të hapura traumatike të lëkurës.

Në rast të dëmtimit aksidental të mukozës së syrit, pije me ujë (15 minuta çdo 10 minuta) ose 5% tretësirë \u200b\u200btë acidit borik. Vajrat dhe vajrat nuk përdoren. Në rast të dëmtimit të hundës dhe faringut - 0,5% tretësirë \u200b\u200be acidit citrik ose lëngje natyrore. Në rast gëlltitjeje, pini ujë, lëng frutash, qumësht, mundësisht 0.5% tretësirë \u200b\u200btë acidit citrik ose 1% tretësirë \u200b\u200btë acidit acetik derisa përmbajtja e stomakut të neutralizohet plotësisht.

Ndërveprimi me produkte të tjera medicinale është i panjohur.

Prodhuesit e amoniakut

Prodhuesit e amoniakut në Rusi

Kompania	2006, mijë tonë	2007, mijë tonë
OJSC Togliattiazot]]	2 635	2 403,3
SH.A. NAK "Azot"	1 526	1 514,8
OJSC "Acron"	1 526	1 114,2
SHA "Nevinnomyssky Azot", Nevinnomyssk	1 065	1 087,2
OJSC "Minudobreniya" (Rossosh)	959	986,2
SHA "AZOT"	854	957,3
SHA "Azot"	869	920,1
Sh.A. Kirovo-Chepetskiy Khim. kombinoj "	956	881,1
Sh.A. Cherepovets "Azot"	936,1	790,6
Kuibyshevazot CJSC	506	570,4
Gazprom Salavat neftekhim "	492	512,8
"Plehra minerale" (Perm)	437	474,6
SHA "Dorogobuzh"	444	473,9
OJSC "Plehrat minerale Voskresensk"	175	205,3
Sh.A. Shchekinoazot	58	61,1
LLC "MendeleevskAzot"	-	-
Total	13 321,1	12 952,9

Rusia përbën rreth 9% të prodhimit në botë të amoniakut. Rusia është një nga eksportuesit më të mëdhenj në botë të amoniakut. Rreth 25% e prodhimit të përgjithshëm të amoniakut eksportohet, që është rreth 16% e eksporteve botërore.

Prodhuesit e amoniakut në Ukrainë

Retë e Jupiterit përbëhen nga amoniaku.

Shiko gjithashtu

Shënime

Lidhje

//
// Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - SPb , 1890-1907.
// Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - SPb , 1890-1907.
// Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - SPb , 1890-1907.

Letërsi

Akhmetov N.S. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. - M.: Shkolla e Lartë, 2001

Nitridi i hidrogjenit me formulën NH 3 quhet amoniak. Isshtë një gaz i lehtë (më i lehtë se ajri) me erë të mprehtë. Struktura e molekulës përcakton vetitë fizike dhe kimike të amoniakut.

Struktura

Një molekulë e amoniakut përbëhet nga një atom azoti dhe tre atome hidrogjeni. Lidhjet midis atomeve të hidrogjenit dhe azotit janë kovalente. Molekula e amoniakut ka formën e një piramide trigonale.

Ekzistojnë tre elektrone të lira në orbitalin 2p të azotit. Tre atome hidrogjeni hibridizohen me to, duke formuar llojin e hibridizimit sp 3.

Figura: 1. Struktura e molekulës së amoniakut.

Nëse një atom hidrogjeni zëvendësohet nga një radikal hidrokarbure (C n H m), merret një substancë e re organike - një aminë. Jo vetëm një atom hidrogjeni mund të zëvendësohet, por të tre. Në varësi të numrit të atomeve të zëvendësuara, dallohen tre lloje të aminave:

fillore(metilaminë - CH 3 NH 2);
sekondar(dimetilaminë - CH3-NH-CH 3);
terciar(trimetilaminë - CH3-N- (CH 3) 2).

C 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 dhe substanca të tjera që përmbajnë disa atome karboni dhe hidrogjeni mund të bashkohen me molekulën e amoniakut.

Figura: 2. Formimi i amineve.

Amoniaku dhe aminet kanë një palë elektronesh të lira azoti, kështu që vetitë e të dy substancave janë të ngjashme.

Fizike

Karakteristikat themelore fizike të amoniakut:

gaz pa ngjyrë;
erë e fortë;
tretshmëri e mirë në ujë (për një vëllim uji 700 vëllime amoniaku në 20 ° С, në 0 ° С - 1200);
më e lehtë se ajri.

Amoniaku lëngëzohet në -33 ° C dhe bëhet i ngurtë në -78 ° C. Solucioni i koncentruar përmban 25% amoniak dhe ka një dendësi prej 0,91 g / cm 3. Amoniaku i lëngshëm tret substancat inorganike dhe organike, por nuk përçon energji elektrike.

Në natyrë, amoniaku lirohet gjatë prishjes dhe dekompozimit të substancave organike që përmbajnë azot (proteina, ure).

Kimike

Gjendja e oksidimit të azotit në përbërjen e amoniakut është -3, hidrogjeni është +1. Kur formohet amoniaku, hidrogjeni oksidon azotin, duke marrë tre elektrone prej tij. Për shkak të çiftit të mbetur të elektroneve të azotit dhe ndarjes së lehtë të atomeve të hidrogjenit, amoniaku është një përbërje aktive që reagon me substanca të thjeshta dhe komplekse.

Karakteristikat kryesore kimike janë përshkruar në tabelë.

Ndërveprimi	Produktet e reagimit	Ekuacioni
Me oksigjen	Djegiet për të formuar azot ose reagojnë me oksigjenin në prani të një katalizatori (platin) për të formuar oksid nitrik	4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
Me halogjene	Azot, acid	2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr
	Hidroksid amoniak ose amoniak	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
Me acide	Kripërat e amonit	NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4
	Zëvendëson metalin për të formuar kripë të re	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu
Me okside metalike	Redukton metalin, formon azot	2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Figura: 3. Djegia e amoniakut Vlerësimi i raportit

Vleresim mesatar: 4.3. Vlerësimet totale të marra: 297.