Dom » Zagrijani objekti » čvrsti amonijak. Dušik, amonijak, fizička svojstva

čvrsti amonijak. Dušik, amonijak, fizička svojstva

Tečnost

Amonijak- NH 3, vodonik nitrid, u normalnim uslovima - bezbojni gas oštrog karakterističnog mirisa (miris amonijaka), skoro duplo lakši od vazduha, otrovan. Rastvorljivost NH 3 u vodi je izuzetno visoka - oko 1200 zapremina (na 0°C) ili 700 zapremina (na 20°C) u zapremini vode. U hlađenju se zove R717, gdje je R rashladno sredstvo (rashladno sredstvo), 7 je vrsta rashladnog sredstva (anorgansko jedinjenje), 17 je molekulska težina.

Molekula amonijaka ima oblik trigonalne piramide sa atomom dušika na vrhu. Tri nesparena p-elektrona atoma dušika učestvuju u stvaranju polarnih kovalentnih veza sa 1s-elektronima tri atoma vodika (N-H veze), četvrti par vanjskih elektrona je nepodijeljen, može formirati vezu donor-akceptor sa vodonikom jona, formirajući amonijum jon NH 4 + . Zbog činjenice da je dvoelektronski oblak koji se ne vezuje strogo orijentisan u prostoru, molekul amonijaka ima visok polaritet, što dovodi do njegove dobre rastvorljivosti u vodi.

U tekućem amonijaku, molekuli su povezani vodoničnim vezama. Poređenje fizičkih svojstava tečnog amonijaka sa vodom pokazuje da amonijak ima niže tačke ključanja (t kip -33,35°C) i tačke topljenja (tpl -77,70°C), kao i manju gustinu, viskoznost (viskoznost tečnosti amonijak 7 puta manji od viskoziteta vode), provodljivost i dielektrična konstanta. To se donekle objašnjava činjenicom da je snaga ovih veza u tekućem amonijaku znatno manja od one u vodi, kao i činjenicom da u molekuli amonijaka postoji samo jedan par nepodijeljenih elektrona, za razliku od dva para. u molekuli vode, što ne omogućava formiranje opsežne mreže vodikovih veza između nekoliko molekula. Amonijak lako prelazi u bezbojnu tečnost gustoće od 681,4 kg / m³, koja snažno lomi svjetlost. Poput vode, tečni amonijak je jako povezan, uglavnom kroz stvaranje vodoničnih veza. Tečni amonijak praktički ne provodi struju. Tečni amonijak je dobar rastvarač za veliki broj organskih kao i mnogih neorganskih jedinjenja. Čvrsti amonijak su bezbojni kubični kristali.

Hemijska svojstva

Zbog prisustva usamljenog elektronskog para, amonijak djeluje kao nukleofil ili agens za stvaranje kompleksa u mnogim reakcijama. Dakle, vezuje proton, formirajući amonijum jon:

NH 3 + H + → NH 4 +

Vodena otopina amonijaka ("amonijak") ima blago alkalnu reakciju zbog procesa:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH - ; K o \u003d 1,8 × 10 -5

Interakcija sa kiselinama daje odgovarajuće amonijeve soli:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3

Amonijak je također vrlo slaba kiselina (10.000.000.000 puta slabija od vode), sposobna da stvara soli s metalima - amide. Jedinjenja koja sadrže NH 2 − jone nazivaju se amidi, NH 2− - imidi i N 3− - nitridi. Amidi alkalnih metala se dobijaju djelovanjem na njih amonijakom:

2NH 3 + 2K = 2KNH 2 + H 2

Amidi, imidi i nitridi niza metala nastaju kao rezultat određenih reakcija u tekućem amonijaku. Nitridi se mogu dobiti zagrijavanjem metala u atmosferi dušika.

Metalni amidi su analozi hidroksida. Ova analogija je pojačana činjenicom da su OH - i NH 2 - joni, kao i molekuli H 2 O i NH 3, izoelektronski. Amidi su jače baze od hidroksida i stoga podležu ireverzibilnoj hidrolizi u vodenim rastvorima:

NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + NH 3 Zn 3 N 2 + 6H 2 O → 3Zn(OH) 2 + 2NH 3

i u alkoholima:

KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3

Poput vodenih otopina alkalija, amonijačne otopine amida dobro provode električnu struju, što je posljedica disocijacije:

MNH 2 → M + + NH 2 -

Fenolftalein u ovim rastvorima postaje crven, a kada se dodaju kiseline, one se neutrališu. Rastvorljivost amida se menja istim redosledom kao i rastvorljivost hidroksida: LiNH 2 je nerastvorljiv, NaNH 2 je slabo rastvorljiv, KNH 2 , RbNH 2 i CsNH 2 su visoko rastvorljivi.

Kada se zagrije, amonijak pokazuje redukcijska svojstva. Dakle, gori u atmosferi kiseonika, stvarajući vodu i dušik. Oksidacija amonijaka zrakom na platinskom katalizatoru daje dušikove okside, koji se u industriji koriste za proizvodnju dušične kiseline:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

Upotreba amonijaka NH 4 Cl za čišćenje metalne površine od oksida tokom njihovog lemljenja zasniva se na redukcionoj sposobnosti NH 3:

3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O + 2HCl + N 2

Oksidirajući amonijak sa natrijum hipohloritom u prisustvu želatine, dobija se hidrazin:

2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Halogeni (hlor, jod) sa amonijakom formiraju opasne eksplozive - azotne halogenide (azot-hlorid, azot-jodid).

Sa haloalkanima, amonijak ulazi u reakciju nukleofilne adicije, formirajući supstituirani amonijum ion (metoda za dobijanje amina):

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (metil amonijum hidrohlorid)

Sa karboksilnim kiselinama, njihovim anhidridima, halogenidima, esterima i drugim derivatima daje amide. Sa aldehidima i ketonima - Schiffove baze, koje se mogu reducirati na odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).

Na 1000 °C, amonijak reagira s ugljem, stvarajući HCN i djelomično se razlaže na dušik i vodonik. Takođe može da reaguje sa metanom, formirajući istu cijanovodončnu kiselinu:

CH 4 + NH 3 + 1,5O 2 → HCN + 3H 2 O

Istorija imena

Amonijak (na evropskim jezicima njegovo ime zvuči kao "amonijak") duguje svoje ime oazi Amon u sjevernoj Africi, koja se nalazi na raskršću karavanskih puteva. U vrućim klimama, urea (NH 2) 2 CO sadržana u životinjskom otpadu posebno se brzo razgrađuje. Jedan od proizvoda razgradnje je amonijak. Prema drugim izvorima, amonijak je dobio ime po staroegipatskoj riječi amonijak. Tako se zovu ljudi koji obožavaju boga Amona. Tokom svojih ritualnih obreda njušili su amonijak NH 4 Cl, koji, kada se zagrije, isparava amonijak.

Tečni amonijak

Tečni amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione, u čemu se očituje njegova sličnost s vodom:

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 -

Konstanta samojonizacije tečnog amonijaka na -50 °C je približno 10 -33 (mol/l)².

Tečni amonijak je, kao i voda, jako jonizujuće otapalo u kojem se rastvaraju brojni aktivni metali: alkalni, zemnoalkalni, Mg, Al, kao i Eu i Yb. Rastvorljivost alkalnih metala u tečnom NH 3 je nekoliko desetina posto. Tečni amonijak NH 3 takođe otapa neka intermetalna jedinjenja koja sadrže alkalne metale, kao što je Na 4 Pb 9 .

Razrijeđene otopine metala u tekućem amonijaku su plave, koncentrirane otopine imaju metalni sjaj i izgledaju kao bronza. Prilikom isparavanja amonijaka izoluju se alkalni metali u čistom obliku, a zemnoalkalni metali - u obliku kompleksa sa amonijakom [E (NH 3) 6] sa metalnom provodljivošću. Pri blagom zagrijavanju, ovi kompleksi se razlažu na metal i NH 3 .

Metal otopljen u NH 3 postupno reaguje i formira amid:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Amidi metala koji nastaju reakcijom sa amonijakom sadrže negativni jon NH 2 − , koji takođe nastaje prilikom samojonizacije amonijaka. Dakle, amidi metala su analozi hidroksida. Brzina reakcije se povećava kada se prelazi sa Li na Cs. Reakcija se znatno ubrzava u prisustvu čak i malih nečistoća H 2 O.

Otopine metal-amonijak imaju metalnu električnu provodljivost; u njima se atomi metala raspadaju na pozitivne ione i solvatirane elektrone okružene molekulama NH3. Otopine metal-amonijak koje sadrže slobodne elektrone su najjači redukcijski agensi.

kompleksiranje

Zbog svojih svojstava davanja elektrona, molekuli NH 3 mogu ući u kompleksna jedinjenja kao ligand. Dakle, unošenje viška amonijaka u otopine soli d-metala dovodi do stvaranja njihovih amino kompleksa:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2

Kompleksacija je obično praćena promjenom boje otopine, pa u prvoj reakciji plava boja (CuSO 4) prelazi u tamnoplavu (boja kompleksa), a u drugoj reakciji mijenja boju iz zelene (Ni ( NE 3) 2) do plavo-ljubičaste. Najjači kompleksi sa NH 3 formiraju hrom i kobalt u +3 oksidacionom stanju.

Biološka uloga

Amonijak je krajnji proizvod metabolizma dušika kod ljudi i životinja. Nastaje tokom metabolizma proteina, aminokiselina i drugih azotnih spojeva. Veoma je toksičan za organizam, pa većinu amonijaka tokom ornitinskog ciklusa jetra pretvara u bezopasnije i manje toksično jedinjenje - ureu (ureu). Ureu zatim izlučuju bubrezi, a dio uree jetra ili bubrezi mogu pretvoriti natrag u amonijak.

Amonijak također može koristiti jetra za obrnuti proces, resintezu aminokiselina iz amonijaka i keto analoga aminokiselina. Ovaj proces se naziva "reduktivna aminacija". Tako se asparaginska kiselina dobija iz oksalosirćetne kiseline, glutaminska kiselina iz α-ketoglutarne kiseline itd.

Fiziološko djelovanje

Po fiziološkom dejstvu na organizam spada u grupu supstanci sa zadušljivim i neurotropnim dejstvom, koje pri udisanju mogu izazvati toksični plućni edem i teška oštećenja nervnog sistema. Amonijak ima lokalno i resorptivno djelovanje.

Para amonijaka snažno iritira sluzokožu očiju i disajnih organa, kao i kožu. To je ono što doživljavamo kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju obilno suzenje, bol u očima, hemijske opekotine konjunktive i rožnjače, gubitak vida, napade kašlja, crvenilo i svrab kože. Kada tečni amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se peckanje, moguća je hemijska opekotina s mjehurićima i ulceracijama. Pored toga, tečni amonijak apsorbuje toplotu tokom isparavanja, a kada dođe u kontakt sa kožom dolazi do promrzlina različitog stepena. Miris amonijaka se osjeća u koncentraciji od 37 mg/m³.

Maksimalna dozvoljena koncentracija u vazduhu radnog prostora proizvodnog objekta je 20 mg/m³. Stoga, ako se osjeti miris amonijaka, onda je već opasno raditi bez zaštitne opreme. Iritacija ždrijela se manifestira kada je sadržaj amonijaka u zraku 280 mg / m³, oka - 490 mg / m³. Kada je izložen vrlo visokim koncentracijama, amonijak uzrokuje lezije kože: 7-14 g/m³ - eritematozni, 21 g/m³ ili više - bulozni dermatitis. Toksični plućni edem nastaje kada je izložen amonijaku u trajanju od sat vremena u koncentraciji od 1,5 g / m³. Kratkotrajno izlaganje amonijaku u koncentraciji od 3,5 g/m³ ili više brzo dovodi do razvoja općih toksičnih efekata. Maksimalno dozvoljena koncentracija amonijaka u atmosferskom vazduhu naselja je: prosečna dnevna 0,04 mg/m³; maksimalna pojedinačna doza 0,2 mg/m³.

U svijetu se najveća koncentracija amonijaka u atmosferi (više od 1 mg / m³) uočava u Indo-Gangskoj ravnici, u Srednjoj dolini SAD-a i u regionu Južnog Kazahstana.

Aplikacija

Amonijak je jedan od najvažnijih proizvoda hemijske industrije, njegova godišnja svetska proizvodnja dostiže 150 miliona tona. Uglavnom se koristi za proizvodnju azotnih đubriva (amonijum nitrat i sulfat, urea), eksploziva i polimera, azotne kiseline, sode (metoda amonijaka) i drugih hemijskih proizvoda. Tečni amonijak se koristi kao rastvarač.

U hlađenju se koristi kao rashladno sredstvo (R717)

U medicini se 10% rastvor amonijaka, koji se često naziva amonijak, koristi za nesvjesticu (za podsticanje disanja), za podsticanje povraćanja, kao i spolja - neuralgije, miozitis, ubode insekata, liječenje ruku kirurga. Ako se koristi nepravilno, može izazvati opekotine jednjaka i želuca (u slučaju uzimanja nerazrijeđene otopine), refleksni zastoj disanja (pri udisanju u visokim koncentracijama).

Nanesite lokalno, inhalacijom i unutra. Da biste potaknuli disanje i uklonili pacijenta od nesvjestice, pažljivo prinesite pacijentovu nosu mali komad gaze ili vate navlažene amonijakom (na 0,5-1 s). Unutra (samo u uzgoju) za izazivanje povraćanja. S ugrizima insekata - u obliku losiona; kod neuralgije i miozitisa - trljanje amonijačnim linimentom. U hirurškoj praksi uzgajaju se u toploj prokuhanoj vodi i peru ruke.

Budući da je slaba baza, neutralizira kiseline prilikom interakcije.

Fiziološki učinak amonijaka je zbog oštrog mirisa amonijaka koji iritira specifične receptore nazalne sluznice i pobuđuje respiratorne i vazomotorne centre mozga, uzrokujući pojačano disanje i povišen krvni tlak.

Potvrda

Industrijska metoda za proizvodnju amonijaka temelji se na direktnoj interakciji vodika i dušika:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 kJ

Ovo je takozvani Haberov proces (njemački fizičar, razvio fizičko-hemijske osnove metode).

Reakcija se događa oslobađanjem topline i smanjenjem volumena. Stoga, na osnovu Le Chatelierovog principa, reakciju treba izvoditi na najnižim mogućim temperaturama i pri visokim pritiscima - tada će se ravnoteža pomjeriti udesno. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je zanemarljiva, a na visokim temperaturama brzina reverzne reakcije raste. Provođenje reakcije na vrlo visokim pritiscima zahtijeva stvaranje posebne opreme koja može izdržati visok pritisak, a samim tim i velika ulaganja. Osim toga, ravnoteža reakcije, čak i na 700 °C, uspostavlja se presporo za praktičnu upotrebu.

Upotreba katalizatora (porozno gvožđe sa primesama Al 2 O 3 i K 2 O) omogućila je ubrzanje postizanja ravnotežnog stanja. Zanimljivo je da je u potrazi za katalizatorom za ovu ulogu isprobano više od 20 hiljada različitih supstanci.

Uzimajući u obzir sve gore navedene faktore, proces dobijanja amonijaka provodi se pod sljedećim uvjetima: temperatura 500 ° C, tlak 350 atmosfera, katalizator. Prinos amonijaka u takvim uslovima je oko 30%. U industrijskim uslovima koristi se princip cirkulacije - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagovani azot i vodonik se vraćaju u kolonu za sintezu. Ispostavilo se da je ovo ekonomičnije od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem pritiska.

Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O.

Obično se dobiva na laboratorijski način slabim zagrijavanjem mješavine amonijum hlorida sa gašenim vapnom. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Da bi se osušio amonijak, propušta se kroz mješavinu vapna i kaustične sode.

Vrlo suv amonijak se može dobiti otapanjem metalnog natrijuma u njemu i naknadnom destilacijom. To se najbolje radi u sistemu napravljenom od metala pod vakuumom. Sistem mora izdržati visok pritisak (na sobnoj temperaturi pritisak zasićene pare amonijaka je oko 10 atmosfera). U industriji, amonijak se suši u apsorpcionim kolonama.

Amonijak u medicini

Za ubode insekata, amonijak se primjenjuje spolja u obliku losiona. Moguće su nuspojave: pri produženom izlaganju (udisanje) amonijak može izazvati refleksno zaustavljanje disanja. Lokalna primjena je kontraindicirana kod dermatitisa, ekcema, drugih kožnih oboljenja, kao i kod otvorenih traumatskih ozljeda kože. Kod inhalacijske primjene - refleksni zastoj disanja, kod lokalne primjene - iritacija, dermatitis, ekcem na mjestu primjene. Lokalna primjena je moguća samo na netaknutu kožu. U slučaju slučajnog oštećenja sluzokože oka, ispirati vodom (15 minuta svakih 10 minuta) ili 5% rastvorom borne kiseline. Ulja i masti se ne koriste. Uz poraz nosa i ždrijela - 0,5% otopina limunske kiseline ili prirodnih sokova. U slučaju gutanja piti vodu, voćni sok, mlijeko, najbolje 0,5% rastvor limunske kiseline ili 1% rastvor sirćetne kiseline dok se sadržaj želuca potpuno ne neutrališe. Interakcija s drugim lijekovima nije poznata. (Uputstvo za upotrebu)

Cr. dot 132,25°C Entalpija formacije -45,94 kJ/mol Pritisak pare 8,5 ± 0,1 atm Hemijska svojstva pK a 9.21 Rastvorljivost u vodi 89,9 (na 0 °C) Klasifikacija Reg. CAS broj PubChem Reg. broj EINECS 231-635-3 SMILES InChI RTECS BO0875000 CHEBI UN broj 1005 ChemSpider Podaci su dati za standardne uslove (25 °C, 100 kPa) osim ako nije drugačije naznačeno.

2 N H 3 + N a O C l ⟶ N 2 H 4 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)+NaOCl\longrightarrow N_(2)H_(4)+NaCl+H_() 2)O)))

Halogeni (hlor, jod) sa amonijakom formiraju opasne eksplozive - azotne halogenide (azot-hlorid, azot-jodid).

Sa haloalkanima, amonijak ulazi u reakciju nukleofilne adicije, formirajući supstituirani amonijum ion (metoda za dobijanje amina):

N H 3 + C H 3 C l → [ C H 3 N H 3 ] C l (\displaystyle (\mathsf (NH_(3)+CH_(3)Cl\rightarrow Cl)))(metil amonijum hidrohlorid)

Sa karboksilnim kiselinama, njihovim anhidridima, halogenidima, esterima i drugim derivatima daje amide. Sa aldehidima i ketonima - Schiffove baze, koje se mogu reducirati na odgovarajuće amine (reduktivna aminacija).

Priča

Amonijak je prvi izolovao u svom čistom obliku J. Priestley 1774. godine, koji ga je nazvao "alkalni vazduh" (eng. alkaline air). Jedanaest godina kasnije, 1785., K. Berthollet je ustanovio tačan hemijski sastav amonijaka. Od tada su u svijetu počela istraživanja proizvodnje amonijaka iz dušika i vodonika. Amonijak je bio vrlo neophodan za sintezu dušikovih spojeva, budući da je njihova proizvodnja iz čileanske salitre bila ograničena postepenim iscrpljivanjem potonjeg. Problem smanjenja zaliha salitre postao je akutniji krajem 19. vijeka. Tek početkom 20. stoljeća bilo je moguće izumiti proces za sintezu amonijaka pogodnog za industriju. To je izveo F. Gaber, koji je počeo raditi na ovom problemu 1904. godine i do 1909. godine stvorio mali kontaktni aparat u kojem je koristio povećani pritisak (u skladu sa Le Chatelierovim principom) i osmijumski katalizator. Haber je 2. jula 1909. organizovao testiranje aparata u prisustvu K. Boscha i A. Mittasha, obojice iz Badenske fabrike anilina i sode (BASF), i dobio amonijak. Do 1911. C. Bosch je stvorio veliku verziju aparata za BASF, a zatim je izgrađen i 9. septembra 1913. pušten je u rad prva svjetska fabrika za sintezu amonijaka, koja se nalazila u Oppauu (danas okrug u gradu Ludwigshafen am Rhein) i vlasništvo BASF-a. Godine 1918. F. Haber je dobio Nobelovu nagradu za hemiju "za sintezu amonijaka iz njegovih sastavnih elemenata". U Rusiji i SSSR-u prva serija sintetičkog amonijaka dobijena je 1928. godine u hemijskoj tvornici Černorečenski.

porijeklo imena

Tečni amonijak

Tečni amonijak, iako u maloj mjeri, disocira na ione (autoprotoliza), što pokazuje njegovu sličnost s vodom:

2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\rightarrow NH_(4)^(+)+NH_(2)^(-))))

Konstanta samojonizacije tečnog amonijaka na -50 °C je približno 10 -33 (mol/l)².

2 N a + 2 N H 3 → 2 N a N H 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+2NH_(3)\rightarrow 2NaNH_(2)+H_(2))))

kompleksiranje

C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 (\displaystyle (\mathsf (CuSO_(4)+4NH_(3)\rightarrow SO_(4)))) N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 (\displaystyle (\mathsf (Ni(NO_(3))_(3)+6NH_(3)\ strelica desno (NO_(3))_(3))))

Kompleksacija je obično praćena promjenom boje otopine. Dakle, u prvoj reakciji plava boja (CuSO 4) prelazi u tamnoplavu (boja kompleksa), a u drugoj reakciji boja se mijenja iz zelene (Ni (NO 3) 2) u plavoljubičastu. Najjači kompleksi sa NH 3 formiraju hrom i kobalt u +3 oksidacionom stanju.

Biološka uloga

Amonijak je važan izvor dušika za žive organizme. Uprkos visokom sadržaju slobodnog azota u atmosferi (više od 75%), vrlo malo živih bića je u stanju da koristi slobodni, neutralni dvoatomski azot atmosfere, gas N2. Stoga, da bi se atmosferski dušik uključio u biološki ciklus, posebno u sintezu aminokiselina i nukleotida, potreban je proces koji se naziva "fiksacija dušika". Neke biljke ovise o dostupnosti amonijaka i drugih azotnih ostataka koji se ispuštaju u tlo raspadnom organskom tvari drugih biljaka i životinja. Neke druge, kao što su mahunarke koje fiksiraju dušik, iskorištavaju prednost simbioze s bakterijama koje fiksiraju dušik (rizobia), koje su u stanju formirati amonijak iz atmosferskog dušika.

U nekim organizmima, amonijak se proizvodi iz atmosferskog dušika pomoću enzima zvanih nitrogenaze. Ovaj proces se naziva fiksacija dušika. Iako je malo vjerovatno da će ikada biti izmišljene biomimetičke metode koje mogu konkurirati u produktivnosti s kemijskim metodama za proizvodnju amonijaka iz dušika, ipak, naučnici ulažu velike napore da bolje razumiju mehanizme biološke fiksacije dušika. Naučni interes za ovaj problem dijelom je motiviran neobičnom strukturom aktivnog katalitičkog mjesta enzima za fiksiranje dušika (nitrogenaze), koje sadrži neobičan bimetalni molekularni ansambl Fe 7 MoS 9 .

Amonijak je također krajnji proizvod metabolizma aminokiselina, odnosno proizvod deaminacije aminokiselina katalizirane enzimima kao što je glutamat dehidrogenaza. Izlučivanje nepromijenjenog amonijaka je uobičajeni put za detoksikaciju amonijaka kod vodenih bića (riba, vodeni beskičmenjaci i donekle vodozemci). Kod sisara, uključujući ljude, amonijak se obično brzo pretvara u ureu, koja je mnogo manje toksična i, posebno, manje alkalna i manje reaktivna kao redukciono sredstvo. Urea je glavna komponenta suvog ostatka urina. Većina ptica, gmizavaca, insekata, pauka, međutim, ne izlučuje ureu, već mokraćnu kiselinu kao glavni azotni ostatak.

Amonijak također igra važnu ulogu u normalnoj i patološkoj fiziologiji životinja. Amonijak se proizvodi tokom normalnog metabolizma aminokiselina, ali je vrlo toksičan u visokim koncentracijama. Životinjska jetra pretvara amonijak u ureu kroz niz uzastopnih reakcija poznatih kao ciklus ureje. Oštećena funkcija jetre, kao što je ona koja se javlja kod ciroze jetre, može poremetiti sposobnost jetre da detoksifikuje amonijak i iz njega formira ureu, i kao rezultat toga, povećati nivo amonijaka u krvi, stanje koje se naziva hiperamonemija. Sličan rezultat - povećanje razine slobodnog amonijaka u krvi i razvoj hiperamonemije - dovodi do prisustva urođenih genetskih defekata u enzimima ciklusa ureje, kao što je, na primjer, ornitin karbamil transferaza. Isti rezultat može biti uzrokovan kršenjem funkcije izlučivanja bubrega kod teškog zatajenja bubrega i uremije: zbog kašnjenja u oslobađanju uree, njezin se nivo u krvi toliko povećava da "ciklus uree" počinje raditi “u suprotnom smjeru” - višak uree se hidrolizira natrag u bubrezima u amonijak i plin ugljični dioksid, a kao rezultat, povećava se razina amonijaka u krvi. Hiperamonemija doprinosi oštećenju svijesti i razvoju soporoznih i komatoznih stanja kod hepatične encefalopatije i uremije, kao i razvoju neuroloških poremećaja koji se često uočavaju kod pacijenata sa urođenim defektima enzima ciklusa uree ili sa organskom acidurijom.

Manje izražena, ali klinički značajna, hiperamonemija može se primijetiti u svim procesima u kojima se opaža pojačani katabolizam proteina, na primjer, kod opsežnih opekotina, sindroma kompresije ili zgnječenja tkiva, opsežnih gnojno-nekrotičnih procesa, gangrene ekstremiteta, sepse itd. , kao i kod nekih endokrinih poremećaja, kao što su dijabetes melitus, teška tireotoksikoza. Vjerojatnost hiperamonemije u ovim patološkim stanjima je posebno velika u slučajevima kada patološko stanje, osim pojačanog katabolizma proteina, uzrokuje i izraženo narušavanje detoksikacijske funkcije jetre ili ekskretorne funkcije bubrega.

Amonijak je važan za održavanje normalne acido-bazne ravnoteže u krvi. Nakon formiranja amonijaka iz glutamina, alfa-ketoglutarat se može dalje razgraditi u dvije molekule bikarbonata, koje se zatim mogu koristiti kao pufer za neutralizaciju dijetalnih kiselina. Amonijak dobijen iz glutamina se zatim izlučuje urinom (direktno i u obliku uree), što, s obzirom na formiranje dva molekula bikarbonata iz ketoglutarata, dovodi do potpunog gubitka kiselina i pomaka pH krvi na alkalne strane. Osim toga, amonijak može difundirati kroz bubrežne tubule, spojiti se sa jonom vodonika i zajedno s njim izlučiti (NH 3 + H + => NH 4 +), i time dodatno doprinijeti uklanjanju kiselina iz organizma.

Amonijak i amonijevi ioni su toksični nusproizvodi životinjskog metabolizma. Kod riba i vodenih beskičmenjaka amonijak se ispušta direktno u vodu. Kod sisara (uključujući vodene sisare), vodozemaca i morskih pasa, amonijak se pretvara u ureu u ciklusu uree jer je urea mnogo manje toksična, manje hemijski reaktivna i može se efikasnije "pohraniti" u tijelu dok se ne može izlučiti. Kod ptica i gmizavaca (gmizavaca), amonijak koji nastaje tokom metabolizma pretvara se u mokraćnu kiselinu, koja je čvrsti ostatak i može se izolovati uz minimalan gubitak vode.

Fiziološko djelovanje

Para amonijaka snažno iritira sluzokožu očiju i disajnih organa, kao i kožu. Ovo je osoba i doživljava kao oštar miris. Pare amonijaka uzrokuju obilno suzenje, bol u očima, hemijske opekotine konjunktive i rožnjače, gubitak vida, napade kašlja, crvenilo i svrab kože. Kada tečni amonijak i njegove otopine dođu u dodir s kožom, javlja se peckanje, moguća je hemijska opekotina s mjehurićima i ulceracijama. Pored toga, tečni amonijak apsorbuje toplotu tokom isparavanja, a kada dođe u kontakt sa kožom dolazi do promrzlina različitog stepena. Miris amonijaka se osjeća u koncentraciji od 37 mg/m³.

Aplikacija

	100 at	300 at	1000 at	1500 at	2000 at	3500 at
400°C	25,12	47,00	79,82	88,54	93,07	97,73
450°C	16,43	35,82	69,69	84,07	89,83	97,18
500°C	10,61	26,44	57,47	Nema podataka
550°C	6,82	19,13	41,16	Nema podataka

Uzimajući u obzir sve gore navedene faktore, proces dobijanja amonijaka se odvija pod sledećim uslovima: temperatura 500°C, pritisak 350 atmosfera, katalizator. Prinos amonijaka u takvim uslovima je oko 30%. U industrijskim uslovima koristi se princip cirkulacije - amonijak se uklanja hlađenjem, a neizreagovani azot i vodonik se vraćaju u kolonu za sintezu. Ispostavilo se da je ovo ekonomičnije od postizanja većeg prinosa reakcije povećanjem pritiska.

Za dobivanje amonijaka u laboratoriju koristi se djelovanje jakih lužina na amonijeve soli:

N H 4 C l + N a O H → N H 3 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (NH_(4)Cl+NaOH\rightarrow NH_(3)\uparrow +NaCl+H_(2)O) )))

Amonijak se obično dobiva u laboratoriji slabim zagrijavanjem mješavine amonijum hlorida i gašenog vapna.

2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(4)Cl+Ca(OH)_(2))\rightarrow CaCl_(2)+2NH_(3)\uparrow +2H_(2)O)))

Da bi se osušio amonijak, propušta se kroz mješavinu vapna i kaustične sode.

Stope potrošnje po toni amonijaka

Za proizvodnju jedne tone amonijaka u Rusiji se u proseku troši 1200 nm³ prirodnog gasa, u Evropi - 900 nm³.

Bjeloruski "Grodno Azot" troši 1200 Nm³ prirodnog gasa po toni amonijaka, a nakon modernizacije očekuje se smanjenje potrošnje na 876 Nm³.

Ukrajinski proizvođači troše od 750 Nm³ do 1170 Nm³ prirodnog gasa po toni amonijaka.

UHDE tehnologija tvrdi potrošnju od 6,7 - 7,4 Gcal energetskih resursa po toni amonijaka.

Amonijak u medicini

Za ubode insekata, amonijak se primjenjuje spolja u obliku losiona. 10% vodeni rastvor amonijaka je poznat kao

DEFINICIJA

Amonijak- vodonik nitrid.

Formula - NH 3. Molarna masa - 17 g/mol.

Fizička svojstva amonijaka

Amonijak (NH 3) je bezbojni plin oštrog mirisa (miris "amonijaka"), lakši od zraka, visoko rastvorljiv u vodi (jedna zapremina vode će otopiti do 700 zapremina amonijaka). Koncentrovani rastvor amonijaka sadrži 25% (masenih) amonijaka i ima gustinu od 0,91 g/cm 3 .

Veze između atoma u molekulu amonijaka su kovalentne. Opšti pogled na molekulu AB 3. Sve valentne orbitale atoma dušika ulaze u hibridizaciju, pa je tip hibridizacije molekule amonijaka sp 3. Amonijak ima geometrijsku strukturu tipa AB 3 E - trigonalnu piramidu (slika 1).

Rice. 1. Struktura molekula amonijaka.

Hemijska svojstva amonijaka

Hemijski, amonijak je prilično aktivan: reagira s mnogim tvarima. Stepen oksidacije azota u amonijaku "-3" je minimalan, tako da amonijak ispoljava samo redukciona svojstva.

Kada se amonijak zagrije s halogenima, oksidima teških metala i kisikom, nastaje dušik:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

U prisustvu katalizatora, amonijak može oksidirati u dušikov oksid (II):

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O (katalizator - platina)

Za razliku od vodoničnih jedinjenja nemetala VI i VII grupe, amonijak ne pokazuje kisela svojstva. Međutim, atomi vodika u njegovoj molekuli još uvijek se mogu zamijeniti atomima metala. Potpunom zamjenom vodonika metalom dolazi do stvaranja spojeva zvanih nitridi, koji se također mogu dobiti direktnom interakcijom dušika s metalom na visokoj temperaturi.

Glavna svojstva amonijaka su zbog prisustva usamljenog para elektrona na atomu dušika. Otopina amonijaka u vodi je alkalna:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -

Kada amonijak reaguje s kiselinama, nastaju amonijeve soli koje se zagrijavanjem raspadaju:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl (kada se zagrije)

Dobivanje amonijaka

Odrediti industrijske i laboratorijske metode za proizvodnju amonijaka. U laboratoriji se amonijak dobiva djelovanjem lužina na otopine amonijevih soli kada se zagrijavaju:

NH 4 Cl + KOH \u003d NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Ova reakcija je kvalitativna za amonijum ione.

Primjena amonijaka

Proizvodnja amonijaka jedan je od najvažnijih tehnoloških procesa u svijetu. Godišnje se u svijetu proizvede oko 100 miliona tona amonijaka. Oslobađanje amonijaka se vrši u tekućem obliku ili u obliku 25% vodene otopine - amonijačne vode. Glavna područja upotrebe amonijaka su proizvodnja dušične kiseline (kasnije proizvodnja mineralnih gnojiva koja sadrže dušik), amonijevih soli, uree, urotropina, sintetičkih vlakana (najlon i kapron). Amonijak se koristi kao rashladno sredstvo u industrijskom hlađenju, kao izbjeljivač za čišćenje i bojenje pamuka, vune i svile.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježba

Kolika je masa i zapremina amonijaka potrebna za proizvodnju 5 tona amonijum nitrata?

Odluka

Napišimo jednačinu reakcije za dobijanje amonijum nitrata iz amonijaka i dušične kiseline:

NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3

Prema jednadžbi reakcije, količina supstance amonijum nitrata je 1 mol - v (NH 4 NO 3) = 1 mol. Zatim, masa amonijum nitrata, izračunata prema jednadžbi reakcije:

m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3);

m(NH 4 NO 3) = 1 × 80 = 80 t

Prema jednadžbi reakcije, količina tvari amonijaka je također 1 mol - v (NH 3) = 1 mol. Zatim, masa amonijaka, izračunata po jednačini:

m (NH 3) \u003d v (NH 3) × M (NH 3);

m (NH 3) = 1 × 17 = 17 t

Napravimo proporciju i pronađemo masu amonijaka (praktično):

x g NH 3 - 5 t NH 4 NO 3

17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3

x \u003d 17 × 5 / 80 = 1,06

m (NH 3) \u003d 1,06 t

Sastavit ćemo sličnu proporciju kako bismo pronašli volumen amonijaka:

1,06 g NH 3 - xl NH 3

17 t NH 3 - 22,4 × 10 3 m 3 NH 3

x \u003d 22,4 × 10 3 × 1,06 / 17 = 1,4 × 10 3

V (NH 3) \u003d 1,4 × 10 3 m 3

Odgovori

Masa amonijaka - 1,06 tona, zapremina amonijaka - 1,4 × 10 m

Atom dušika formira 3 polarne kovalentne sigma veze s atomima vodika zbog svoja tri nesparena elektrona (B (N) \u003d III, C. O. (N) \u003d -3). Preostali usamljeni par 2s elektrona je sposoban da učestvuje u formiranju 4. kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom sa atomima koji imaju praznu orbitalu

Physical Properties

Na normalnoj temperaturi, NH 3 je bezbojni plin oštrog mirisa, 1,7 puta lakši od zraka. Amonijak se vrlo lako ukapljuje (bp -33 "C); tekući NH 3 je u nekim aspektima sličan vodi - dobro polarno otapalo, uzrokuje jonizaciju tvari otopljenih u njemu.

Amonijak se vrlo dobro rastvara u vodi (na 20 "C, ~ 700 litara NH 3 rastvori se u 1 litru H 2 O). 25% vodeni rastvor se zove "amonijak".

Vodikove veze pojavljuju se između NH 3 i H 2 O molekula. Dakle, amonijak postoji u vodenom rastvoru u obliku NH 3 H 2 O hidrata.

Kako doći

I. Industrijska sinteza:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3 + Q

To je jedan od najvažnijih procesa u hemijskoj proizvodnji. Reakcija je vrlo reverzibilna; potreban je veoma visok pritisak (do 1000 atm) da bi se ravnoteža pomerila udesno.

II. U laboratorijskim uslovima, amonijak se dobija delovanjem lužine na čvrste amonijumove soli:

2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 \u003d 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O

Hemijska svojstva

NH 3 je vrlo reaktivna supstanca. Reakcije sa njegovim učešćem su brojne i raznolike po svojim mehanizmima nastanka.

NH 3 je jak redukcijski agens.

I. Gasni amonijak je u interakciji:

s kisikom (bez katalizatora) 4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

s kisikom (u prisustvu Pt katalizatora) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

sa halogenima 8NH 3 + 3Cl 2 \u003d N 2 + 6NH 4 Cl

sa oksidima niskoaktivnih metala 2NH 3 + ZCuO \u003d N 2 + ZCu + ZN 2 O

II. Amonijak otopljen u vodi reagira s raznim oksidantima, na primjer:

10NH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 \u003d 5N 2 + 6MnSO 4 + 3K2SO 4 + 24H 2 O

Kada se amonijak oksidira natrijum hipohloritom, dobija se još jedno vodikovo jedinjenje azota - hidrazin N 2 H 4.

2NH 3 + NaOCl \u003d N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Vodeni rastvor NH 3 je slaba baza.

Hidrat amonijaka koji nastaje pri interakciji s vodom djelomično se disocira:

NH 3 + H 2 O → NH 3 HOH → NH 4 + + OH -

Kompleksni katjon NH 4 + je proizvod dodavanja H + jona molekuli NH 3 po mehanizmu donor-akceptor. Zbog iona OH koji se oslobađaju iz molekula H 2 O, otopina amonijaka poprima blago alkalnu reakciju i pokazuje svojstva baza.

Reakcije sa kiselinama.

Reaguje sa svim kiselinama, na primjer: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 amonijum nitrat

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 amonijum sulfat

NH 3 + H 2 SO 4 \u003d NH 4 HSO 4 amonij hidrosulfat

Reakcije sa solima metala.

Kada se amonijak prepusti u vodene otopine soli metala, čiji su hidroksidi vrlo slabo topljivi u vodi, dolazi do taloženja Me (OH) x:

3NH 3 + ZH 2 O + AlCl 3 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

NH 3 - ligand u kompleksnim jedinjenjima (formiranje amonijaka).

Molekuli NH 3 su sposobni da formiraju donorsko-akceptorske veze ne samo sa H + jonima, već i sa kationima niza prelaznih metala (Ag +, Cu 2+, Cr 3+, Co 2+, itd.).

To dovodi do pojave kompleksnih jona - [Ag (NH 3) 2 ], , itd., koji ulaze u sastav kompleksnih jedinjenja - amonijata.

Zbog stvaranja rastvorljivih amonijata u vodenom rastvoru amonijaka, rastvaraju se oksidi, hidroksidi i soli kompleksnih metala koji su netopivi u H 2 O.

Konkretno, Ag 2 O, Cu 2 O, Cu (OH) 2, AgCl se lako otapaju u amonijaku;

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O \u003d 2 [Ag (NH 3) 2] OH diamin srebro hidroksid (I)

Cu (OH) 2 + 4NH 3 \u003d (OH) 2 tetraamin bakar (II) hidroksid

AgCl + 2NH 3 = Cl diamin srebro (I) hlorid

Rastvori amonijaka Ag 2 O, Cu 2 O, Cu(OH) 2 koriste se kao reagensi u kvalitativnoj analizi (detekcija aldehida, polihidričnih alkohola).

NH 3 je aminator u organskoj sintezi.

Amonijak se koristi za sintezu alkilamina, aminokiselina i amida, na primjer:

2NH 3 + C 2 H 5 Br → C 2 H 5 NH 2 + NH 4 Br etilamin

2NH 3 + CH 2 ClCOOH → H 2 N-CH 2 -COOH + NH 4 Cl glicin

amonijum soli

U solima amonijuma kation NH 4 + igra ulogu kationa alkalnog metala (na primjer, K +). Sve amonijumove soli su kristalne supstance, lako rastvorljive u vodi. Neki od njih su obojeni anjonima. U vodenim rastvorima potpuno disocira:

NH 4 NO 3 → NH 4 + + NO 3 -

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → 2NH 4 + + Cr 2 O 7 2-

Kako doći

1. Prolazak amonijaka kroz rastvore kiselina (vidi hemijska svojstva NH 3).

2. Interakcija amonijaka sa gasovitim vodonik halogenidima: NH 3 (g.) + HBr (g.) \u003d NH 4 Br (tv.)

Hemijska svojstva

(specifično za amonijum soli)

1. Jake baze istiskuju NH 3 iz amonijumovih soli:

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O

Ovo je kvalitativna reakcija na jon NH 4 + (oslobođeni NH 3 određen je mirisom ili plavom bojom mokrog crvenog lakmus papira).

2. Kada se zagrije, amonijeve soli se razlažu:

a) pri razgradnji amonijevih soli koje sadrže neoksidirajući anion oslobađa se NH 3:

NH 4 Cl → NH 3 + HCl

(NH 4) 2 SO 4 → NH 3 + NH 4 HSO 4

(NH 4) 3 PO 4 → 3NH 3 + H 3 PO 4

(NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2 + H 2 O

NH 4 HCO 3 → NH 3 + CO 2 + H 2 O;

b) ako sol sadrži oksidirajući anion, tada dolazi do intramolekularne redoks razgradnje:

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

(NH 4) 2Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

3. U vodenim rastvorima, amonijeve soli se hidroliziraju katjonom:

NH 4 + + H 2 O → NH 3 H 2 O + H +

I vodonik. To je bezbojni plin, ali oštrog mirisa. Hemijski sastav odražava formulu amonijaka - NH 3. Povećanje tlaka ili smanjenje temperature tvari dovodi do njezine transformacije u bezbojnu tekućinu. Plinoviti amonijak i njegove otopine imaju široku primjenu u industriji i poljoprivredi. U medicini se koristi 10% amonijum hidroksida - amonijaka.

Struktura molekula. Elektronska formula amonijaka

Molekula nitrida vodika je u obliku piramide, u čijem se dnu nalazi dušik vezan za tri atoma vodika. N–H veze su jako polarizovane. Azot jače privlači vezni elektronski par. Stoga se negativni naboj akumulira na N atomima, dok je pozitivan naboj koncentrisan na vodiku. Ideju o ovom procesu daje model molekule, elektronski i amonijak.

Vodonik nitrid je veoma rastvorljiv u vodi (700:1 na 20°C). Prisutnost praktički slobodnih protona dovodi do stvaranja brojnih vodikovih "mostova" koji povezuju molekule jedni s drugima. Strukturne karakteristike i kemijska veza također dovode do činjenice da se amonijak lako ukapljuje s povećanjem tlaka ili smanjenjem temperature (-33 ° C).

porijeklo imena

Termin "amonijak" uveden je u naučnu upotrebu 1801. godine na predlog ruskog hemičara Y. Zakharova, ali je ta supstanca poznata čovečanstvu od davnina. Plin oštrog mirisa oslobađa se tokom raspadanja otpadnih proizvoda, mnogih organskih jedinjenja, kao što su proteini i urea, tokom razgradnje amonijumovih soli. Povjesničari hemije vjeruju da je supstanca dobila ime po staroegipatskom bogu Amonu. Oaza Siwa (Amon) nalazi se u sjevernoj Africi. Okružen ruševinama antičkog grada i hrama, pored kojih se nalaze naslage amonijum hlorida. Ova supstanca u Evropi se zvala "Amonova so". Postoji legenda da su stanovnici oaze Siwa njušili sol u hramu.

Dobijanje vodonik nitrida

Engleski fizičar i hemičar R. Boyle je u eksperimentima spaljivao stajnjak i posmatrao stvaranje belog dima iznad štapa umočenog u hlorovodoničnu kiselinu i unetog u mlaz nastalog gasa. Godine 1774., drugi britanski hemičar, D. Priestley, zagrijao je amonijum hlorid sa gašenim vapnom i izolovao gasovitu supstancu. Priestley je jedinjenje nazvao "alkalnim vazduhom", jer je njegov rastvor pokazao svojstva.Objašnjen je Boyleov eksperiment u kojem je amonijak stupio u interakciju sa hlorovodoničnom kiselinom. Čvrsta bijela boja nastaje kada molekuli reaktanata dođu u kontakt direktno u zraku.

Hemijsku formulu amonijaka ustanovio je 1875. godine Francuz C. Berthollet, koji je pod djelovanjem električnog pražnjenja izvršio eksperiment razlaganja tvari na sastavne komponente. Do sada su se eksperimenti Priestleya, Boylea i Bertholleta reproducirali u laboratorijima za dobivanje vodikovog nitrida i amonij hlorida. Industrijsku metodu je 1901. razvio A. Le Chatelier, koji je dobio patent za metodu za sintezu supstance iz azota i vodonika.

Rastvor amonijaka. Formula i svojstva

Vodeni rastvor amonijaka obično se piše kao hidroksid - NH 4 OH. Pokazuje svojstva slabe alkalije:

disocira na ione NH 3 + H 2 O = NH 4 OH = NH 4 + + OH -;
boji rastvor fenolftaleina u grimiznu boju;
reaguje sa kiselinama i stvara so i vodu;
precipitira Cu(OH) 2 kao svijetloplavu supstancu kada se pomiješa sa rastvorljivim solima bakra.

Ravnoteža u reakciji interakcije amonijaka s vodom pomjerena je prema polaznim materijalima. Prethodno zagrijani vodikov nitrid dobro gori u kisiku. Dušik se oksidira u dvoatomske molekule jednostavne supstance N2. Amonijak takođe pokazuje redukciona svojstva u reakciji sa bakar (II) oksidom.

Vrijednost amonijaka i njegovih otopina

Vodonik nitrid se koristi u proizvodnji amonijumovih soli i azotne kiseline, jednog od najvažnijih proizvoda hemijske industrije. Amonijak služi kao sirovina za proizvodnju sode (prema nitratnoj metodi). Sadržaj vodonik nitrida u industrijskoj koncentrovanoj otopini dostiže 25%. U poljoprivredi se koristi vodeni rastvor amonijaka. Formula tekućeg gnojiva je NH 4 OH. Supstanca se direktno koristi kao prihrana. Drugi načini za obogaćivanje tla dušikom su upotreba soli klorida, fosfata. U industrijskim uslovima i poljoprivrednim prostorijama ne preporučuje se skladištenje mineralnih đubriva koja sadrže amonijumove soli zajedno sa alkalijama. Ako je narušen integritet ambalaže, tvari mogu reagirati jedna s drugom stvaranjem amonijaka i njegovim ispuštanjem u zrak u zatvorenom prostoru. Toksično jedinjenje negativno utiče na respiratorni sistem, ljudski centralni nervni sistem. Smjesa amonijaka i zraka je eksplozivna.

Podijeli: