Mi az ammónia. Ammónia

Téma: Ammónia. Fizikai és Kémiai tulajdonságok. Átvétel és jelentkezés.

Az óra céljai: ismeri az ammónia molekula szerkezetét, fizikai és kémiai tulajdonságait, alkalmazásait; tudja bizonyítani az ammónia kémiai tulajdonságait: felírni az ammónia oxigénnel, vízzel, savakkal való reakcióinak egyenleteit, és figyelembe venni azokat az elektrolitikus disszociáció és redox folyamatok elmélete szempontjából.

Az órák alatt

1. Az óra szervezési mozzanata.

2. Új anyag elsajátítása.

Ammónia – NH3

Az ammónia (az európai nyelveken a neve "ammóniának" hangzik) az észak-afrikai Ammon oázisnak köszönheti nevét, amely a karavánutak kereszteződésében található. Meleg éghajlaton a karbamid (NH 2 ) 2 Az állati hulladékban található CO különösen gyorsan bomlik le. Az egyik bomlástermék az ammónia. Más források szerint az ammónia az ókori egyiptomi amonian szóból kapta a nevét. Az úgynevezett emberek, akik Amon istent imádják. Rituális szertartásaik során NH ammóniát szippantottak 4 Cl, amely hevítéskor elpárologtatja az ammóniát.

1. A molekula szerkezete

Az ammónia molekula trigonális piramis alakú, tetején nitrogénatommal.. A nitrogénatom három párosítatlan p-elektronja részt vesz a poláris kovalens kötések kialakításában három hidrogénatom 1s-elektronjaival (N-H kötés), a negyedik külső elektronpár megosztatlan, hidrogénnel donor-akceptor kötést tud kialakítani ion, ammóniumiont képezve NH 4 + .

2. Az ammónia fizikai tulajdonságai

Normál körülmények között színtelen, szúrós jellegzetes szagú (ammónia szagú) gáz, a levegőnél majdnem kétszer könnyebb, mérgező. Által fiziológiai hatás a testen a fullasztó és neurotróp hatású anyagok csoportjába tartozik, amelyek belégzési károsodás esetén mérgező tüdőödémát és súlyos sérüléseket okozhatnak. idegrendszer. Az ammónia helyi és reszorpciós hatással is rendelkezik. Az ammónia gőzei erősen irritálják a szem és a légzőszervek nyálkahártyáját, valamint bőr. Ezt szúrós szagként érzékeljük. Az ammóniagőzök erős könnyezést, szemfájdalmat, a kötőhártya és a szaruhártya kémiai égését, látásvesztést, köhögési rohamokat, bőrpírt és viszketést okoznak. Oldhatóság NH 3 vízben rendkívül magas - körülbelül 1200 térfogat (0 °C-on) vagy 700 térfogatrész (20 °C-on) egy térfogat vízben.

3. Ammónia beszerzése

A laboratóriumban

Az iparban

Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak az ammóniumsókra:

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

(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O

Figyelem! Ammónium-hidroxid instabil bázis, lebomlik: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O

Amikor ammóniát kap, tartsa a kémcsövet - a vevőt fejjel lefelé, mivel az ammónia könnyebb, mint a levegő:

Az ammónia előállításának ipari módszere a hidrogén és a nitrogén közvetlen kölcsönhatásán alapul:

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

Feltételek:

katalizátor - porózus vas

hőmérséklet - 450 - 500 ˚С

nyomás - 25 - 30 MPa

Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait).

4. Az ammónia kémiai tulajdonságai

Az ammónia esetében a reakciók jellemzőek:

1. a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával (oxidációs reakciók)

2. a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás)

A nitrogénatom oxidációs állapotának megváltozásával járó reakciók (oxidációs reakciók)

N-3 → N 0 → N +2

NH3 - erős redukálószer.

oxigénnel

1. égő ammónia(fűtött állapotban)

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0

2. Az ammónia katalitikus oxidációja (katalizátor Pt - Rh, hőmérséklet)

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

fém-oxidokkal

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

erős oxidálószerekkel

2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6 HCl (melegítéskor)

Az ammónia törékeny vegyület, hevítés hatására bomlik

2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2

Reakciók a nitrogénatom oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül (hozzáadás - NH ammóniumion képződése 4+ által donor-akceptor mechanizmus)

5. Ammónia alkalmazása

A termelés mennyiségét tekintve az ammónia az egyik első helyet foglalja el; évente mintegy 100 millió tonnát kapnak ebből a vegyületből világszerte. Az ammónia folyékony formában vagy vizes oldat formájában kapható - ammóniás víz, amely általában 25% NH-t tartalmaz 3 . Hatalmas mennyiségű ammóniát használnak fel továbbá salétromsav előállítására, amelyet műtrágyák és számos egyéb termék előállítására használnak fel. Az ammóniás vizet közvetlenül műtrágyaként is használják, és néha a földeket tartályokból közvetlenül folyékony ammóniával öntözik. Ammóniából különféle ammóniumsókat, karbamidot, urotropint nyernek. Olcsó hűtőközegként is használják ipari hűtőrendszerekben.

Az ammóniát szintetikus szálak, például nylon és kapron előállítására is használják. A könnyűiparban pamut, gyapjú és selyem tisztítására és festésére használják. Olajban vegyipar Az ammóniát a savas hulladék semlegesítésére használják, a természetes gumi gyártásánál pedig az ammónia segít megőrizni a latexet az ültetvényről a gyárba szállítása során. Az ammóniát a Solvay-módszerrel szódagyártásban is használják. Az acéliparban az ammóniát nitridálásra - telítésre használják felületi rétegek acél nitrogénnel, ami nagymértékben növeli a keménységét.

Az orvosok vizes ammóniaoldatokat (ammónia) használnakban ben napi gyakorlat: ammóniába mártott vattakorong, kihozza az embert az ájulásból. Az ember számára az ammónia ilyen dózisban nem veszélyes.

3. A tanult anyag konszolidációja

1. sz. Hajtsa végre az átalakításokat a séma szerint:

a) Nitrogén → Ammónia → Nitrogén-oxid (II)

b) Ammónium-nitrát → Ammónia → Nitrogén

c) Ammónia → Ammónium-klorid → Ammónia → Ammónium-szulfát

OVR esetén készítsen e-mérleget, RIO esetében teljes, ionos egyenletet.

2. sz. Írjon fel négy egyenletet az ammóniatermelő kémiai reakciókra!

4. Házi feladat

24. o., pl. 2,3; teszt

AMMONIA színtelen, szúrós szagú gáz, olvadáspontja 80°C, forráspontja 36°C, vízben, alkoholban és számos egyéb szerves oldószerben oldódik. Nitrogénből és hidrogénből szintetizálva. A természetben nitrogéntartalmú szerves vegyületek bomlása során keletkezik.

Az ammónia csípős szagát a történelem előtti idők óta ismeri az ember, hiszen ez a gáz jelentős mennyiségben képződik nitrogéntartalmú szerves vegyületek, például karbamid vagy fehérjék bomlása, bomlása és száraz desztillációja során. Lehetséges, hogy be korai szakaszaiban A Föld evolúciója a légkörében meglehetősen sok ammónia volt. Ennek a gáznak azonban még most is nyomokban mindig megtalálható a levegőben és az esővízben, mivel az állati és növényi fehérjék bomlása során folyamatosan képződik. Egyes bolygókon Naprendszer a helyzet más: a csillagászok úgy vélik, hogy a Jupiter és a Szaturnusz tömegének jelentős része szilárd ammóniára esik.

Az ammóniát először ben szerezték be tiszta forma Joseph Priestley angol kémikus által 1774-ben. Az ammóniát (ammónium-klorid) oltott mésszel (kalcium-hidroxid) hevítette. A 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 reakciót még mindig használják a laboratóriumokban, ha kis mennyiségű gázra van szükség; egy másik kényelmes módszer az ammónia előállítására a magnézium-nitrid hidrolízise: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg (OH) 2.

A felszabaduló ammóniát Priestley higanyon gyűjtötte össze. „lúgos levegőnek” nevezte, mert vizes oldat az ammónián a lúgosság minden jele volt. 1784-ben a francia kémikus, Claude Louis Berthollet elektromos kisüléssel elemekre bontotta az ammóniát, és így állapította meg ennek a gáznak az összetételét, amely 1787-ben az ammónia sal ammónia latin nevéből kapta az „ammoniac” hivatalos nevet; ezt a sót Amun isten egyiptomi temploma közelében szerezték be. Ezt a nevet a legtöbb nyugat-európai nyelven még őrzik (német ammónia, angol ammónia, francia ammónia); az általunk használt "ammónia" rövidített nevet 1801-ben Yakov Dmitrievich Zakharov orosz kémikus vezette be, aki először fejlesztette ki az orosz kémiai nómenklatúra rendszerét.

Ennek a történetnek azonban természetesen van háttere. Így száz évvel Priestley előtt honfitársa, Robert Boyle megfigyelte, hogyan füstöl egy sósavval megnedvesített pálcika, amely a trágyaégetés során keletkezett szagú gázáram alá került. Az NH 3 + HCl ® NH 4 Cl reakcióban az ammónium-klorid legkisebb részecskéi "füstöt" hoznak létre, ami a fejlődést eredményezte. szórakoztató élmény, "cáfolva" a "nincs füst tűz nélkül" mondást. De aligha Boyle volt a még fel nem fedezett ammónia első kutatója. Hiszen korábban is kaptak, és szinte ősidők óta használták az ammónia vizes oldatát, az ammóniát, mint speciális lúgot a gyapjúfeldolgozásnál, festésnél.

A 19. század elejére. A gyújtógáz gyártás melléktermékeként már jelentős mennyiségben szénből nyerték ki ammóniás vizet. De honnan származik az ammónia a szénben? Nincs ott, de a szén észrevehető mennyiségben tartalmaz összetett szerves vegyületeket, amelyek többek között nitrogént és hidrogént tartalmaznak. Ezek az elemek ammóniát képeznek a szén erős hevítése (pirolízise) során. A 19. században gázüzemekben, ha egy tonna áru levegője nélkül fűtik kemény szén legfeljebb 700 kg kokszot és több mint 200 kg (300 m 3) gáznemű pirolízisterméket kapott. A forró gázokat lehűtjük, majd vízen engedjük át, így körülbelül 50 kg kőszénkátrányt és 40 kg ammóniás vizet kapunk.

Az így nyert ammónia azonban nyilvánvalóan nem volt elegendő, ezért szintéziséhez kémiai módszereket dolgoztak ki, például kalcium-cianamidból: CaCN 2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 vagy nátrium-cianidból: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3. Ezeket a módszereket hosszú idejeígéretesnek tartották, mivel a kiindulási anyagokat a rendelkezésre álló nyersanyagokból szereztük be.

1901-ben a francia kémikus, Henri Le Chatelier szabadalmat nyújtott be ammónia nitrogénből és hidrogénből katalizátor jelenlétében történő előállítására. Ez az eljárás azonban még messze volt az ipari felhasználástól: csak 1913-ban helyezték üzembe az első ammóniaszintézis ipari üzemet. cm. HABER, FRITZ). Jelenleg az ammóniát vaskatalizátoron lévő elemekből szintetizálják adalékanyagokkal 420 500 ° C hőmérsékleten és körülbelül 300 atm nyomáson (egyes üzemekben a nyomás elérheti az 1000 atm-t).

Az ammónia színtelen gáz, amely 33,3 °C-ra hűtve vagy szobahőmérsékleten, amikor a nyomást körülbelül 10 atm-re emeli, könnyen cseppfolyósodik. 77,7 °C-ra hűtve lefagyasztja az ammóniát. Az NH 3 molekula háromszög alakú piramis alakú, tetején nitrogénatommal. A például papírból ragasztott piramistól eltérően azonban az NH 3 molekula könnyen „kifelé fordul”, akár egy esernyő, és szobahőmérsékleten óriási, másodpercenként csaknem 24 milliárdszori gyakorisággal hajt végre ilyen átalakulást! Ezt a folyamatot inverziónak nevezik; létezését bizonyítja, hogy ha két hidrogénatomot helyettesítünk például metil- és etilcsoporttal, akkor a metil-etil-aminnak csak egy izomerje keletkezik. Ha nem lenne inverzió, akkor ennek az anyagnak két térbeli izomerje lenne, amelyek különböznének egymástól mint tárgy és annak tükörkép. A szubsztituensek méretének növekedésével az inverzió lelassul, a "kemény" terjedelmes szubsztituensek esetében pedig lehetetlenné válik, és ekkor optikai izomerek létezhetnek; a negyedik szubsztituens szerepét a nitrogénatom magányos elektronpárja játssza. Ilyen ammóniaszármazékot először 1944-ben állított elő Vladimir Prelog svájci kémikus.

Hidrogénkötések vannak az ammónia molekulák között. Bár nem olyan erősek, mint a vízmolekulák között, ezek a kötések hozzájárulnak a molekulák közötti erős vonzáshoz. Ezért az ammónia fizikai tulajdonságai nagyrészt anomálisak az azonos alcsoportba tartozó elemek (PH 3 , SbH 3 , AsH 3 ) többi hidridjéhez képest. Tehát az ammónia legközelebbi analógja, a PH 3 foszfin forráspontja 87,4 ° C, olvadáspontja 133,8 ° C, annak ellenére, hogy a PH 3 molekula kétszer nehezebb, mint az NH 3 molekula. A szilárd ammóniában minden nitrogénatom hat hidrogénatomhoz kapcsolódik három kovalens és három hidrogénkötéssel. Amikor az ammónia megolvad, az összes hidrogénkötésnek csak 26%-a szakad meg, további 7%-a szakad meg, amikor a folyadékot forráspontig melegítik. És csak e hőmérséklet felett szinte minden megmaradt kötés eltűnik a molekulák között.

A többi gáz közül az ammóniát a vízben való óriási oldhatóság jellemzi: normál körülmények között 1 ml víz több mint egy liter gáznemű ammóniát (pontosabban 1170 ml) képes felszívni 42,8%-os oldat képződésével. Ha kiszámítjuk az NH 3 és a H 2 O arányát egy normál körülmények között telített oldatban, akkor kiderül, hogy egy molekula ammónia esik egy molekula vízre. Az ilyen oldat erős hűtésével (körülbelül 80 °C-ig) NH 3 · H 2 O ammónia-hidrát kristályai képződnek. Ismeretes a 2NH 3 · H 2 O összetételű hidrát is.

A vizes ammóniaoldatok egyedülálló tulajdonsággal rendelkeznek az összes lúg között: sűrűségük az oldatkoncentráció növekedésével csökken (1%-os oldat 0,99 g/cm 3 -ről 70%-os oldat esetén 0,73 g/cm 3 -re). Ugyanakkor az ammónia viszonylag könnyen „visszahajtható” vizes oldatból: szobahőmérsékleten a gőznyomás 25%-os oldat felett a légköri nyomás kétharmada, 4%-os oldat felett 26 Hgmm. (3500 Pa) és még nagyon híg 0,4%-os oldat felett is 3 Hgmm. (400 Pa). Nem meglepő, hogy még a gyenge vizes ammóniaoldatoknak is kifejezetten "ammónia" szaga van, és lazán lezárt tartályban tárolva gyorsan "kilélegzik". Egy rövid forralás teljesen eltávolíthatja az ammóniát a vízből.

Egy gyönyörű demonstrációs kísérlet az ammónia vízben való nagy oldhatóságán alapul. Ha a lombikot vízzel teli edénnyel összekötő keskeny csövön keresztül ammóniás fordított lombikba néhány csepp vizet csepegtetünk, a gáz gyorsan feloldódik benne, a nyomás csökken, és a légköri nyomás hatására a víz a benne oldott indikátort (fenolftaleint) tartalmazó edényből erővel rohan a lombikba. Ott azonnal bíbor színűvé válik a lúgos oldat képződése miatt.

Az ammónia kémiailag meglehetősen aktív, és számos anyaggal kölcsönhatásba lép. NÁL NÉL tiszta oxigén halványsárga lánggal ég, főleg nitrogénné és vízzé alakul. A 15-28% levegőtartalmú ammónia keverékek robbanásveszélyesek. Katalizátorok jelenlétében az oxigénnel való reakció nitrogén-oxidokhoz vezet. Amikor az ammóniát vízben oldják, lúgos oldat képződik, amelyet néha ammónium-hidroxidnak neveznek. Ez az elnevezés azonban nem teljesen pontos, mivel az oldatban először NH 3 ·H 2 O hidrát képződik, amely aztán részben NH 4 + és OH ionokra bomlik. Hagyományosan az NH 4 OH-t gyenge bázisnak tekintik; disszociációs fokának kiszámításakor azt feltételezzük, hogy az oldatban lévő összes ammónia NH 4 OH formájában van, és nem hidrát formájában.

Az ammónia a magányos elektronpárnak köszönhetően hatalmas mennyiségű komplex vegyületet képez fémionokkal, úgynevezett aminokomplexeket vagy ammóniátokat. A szerves aminokkal ellentétben ezekben a komplexekben mindig három hidrogénatom kapcsolódik a nitrogénatomhoz.

A vízhez hasonlóan az ammóniával történő komplexképződés gyakran az anyag színének megváltozásával jár. Így egy fehér réz-szulfát por vízben oldva kék oldatot ad kék vitriol az akvakomplex 2+ kialakulásának eredményeként. És amikor ammóniát adunk hozzá, ez az oldat intenzív kék-lila színűvé válik, amely a 2+ aminokomplexhez tartozik. Hasonlóképpen a vízmentes nikkel(II)-klorid aranysárga, a Cl 2 kristályos hidrát zöld, a Cl 2 ammónia pedig világoskék. Sok aminokomplex meglehetősen stabil, és szilárd állapotban is előállítható. Michael Faraday szilárd ammónia-ezüst-klorid komplexet használt az ammónia cseppfolyósításához. Faraday felmelegítette a komplex sót egy lezárt üvegcső egyik lábában, a másik lábban pedig nyomás alatt összegyűjtöttük a folyékony ammóniát, és hűtőkeverékbe helyezték. Az ammónium-tiocianát (tiocianát) ammóniakomplexe szokatlan tulajdonságokkal rendelkezik. Ha a 0 °C-ra hűtött száraz NH 4 NCS sót ammónia atmoszférába helyezzük, a só "olvad" és 45 tömegszázalék ammóniát tartalmazó folyadékká alakul. Ez a folyadék földdugós palackban tárolható, és egyfajta "raktárként" használható az ammónia számára.

Az erős hidrogénkötések viszonylag magas (más gázokhoz képest) az ammónia párolgási hőjéhez vezetnek, 23,3 kJ/mol. Ez négyszerese a folyékony nitrogén párolgási hőjének, és 280-szor több, mint a folyékony héliumé. Ezért a folyékony héliumot egyáltalán nem lehet egy közönséges pohárba önteni, azonnal elpárolog. TÓL TŐL folyékony nitrogén egy ilyen kísérlet elvégezhető, de jelentős része elpárolog, lehűtve az edényt, és a maradék folyadék is elég gyorsan elpárolog. Ezért a cseppfolyósított gázokat a laboratóriumokban általában speciális, kettős falú Dewar-edényekben tárolják, amelyek között vákuum van. A folyékony ammónia a többi cseppfolyósított gáztól eltérően szokásos vegyi üvegedényekben, lombikban tartható, miközben nem párolog el túl gyorsan. Ha egy Dewar edénybe önti, akkor nagyon sokáig eláll benne. És a folyékony ammónia még egy kényelmes tulajdonsága: szobahőmérsékleten a felette lévő gőznyomás viszonylag alacsony, így a vele végzett hosszú távú kísérletek során olyan lezárt üvegampullákban dolgozhat, amelyek könnyen ellenállnak az ilyen nyomásnak (kísérlet egy hasonlóra). folyékony nitrogénnel vagy oxigénnel végzett kísérlet elkerülhetetlenül robbanáshoz vezetne). A folyékony ammónia magas párolgási hője lehetővé teszi ennek az anyagnak hűtőközegként történő felhasználását különböző hűtőegységekben; elpárolog, a folyékony ammónia nagyon lehűl. Az otthoni hűtőszekrényekben korábban ammónia is volt (ma már többnyire freon). A folyékony ammóniát zárt tartályokban tárolja.

Külsőleg a folyékony ammónia úgy néz ki, mint a víz. A hasonlóság nem áll meg itt. A vízhez hasonlóan a folyékony ammónia is kiváló oldószer mind az ionos, mind a nem poláris szervetlen és szerves vegyületek számára. Könnyen felold sok sót, amelyek a vizes oldatokhoz hasonlóan ionokká disszociálnak. A folyékony ammóniában a kémiai reakciók azonban gyakran egészen másképpen mennek végbe, mint a vízben. Ez mindenekelőtt annak a ténynek köszönhető, hogy ugyanazon anyagok vízben és folyékony ammóniában való oldhatósága nagymértékben változhat, amint az a következő táblázatból is látható, amely az oldhatóságot mutatja (grammban 100 g oldószerben). néhány só vízben és folyékony ammóniában. ammónia 20°C-on:

Anyag	AgI	Ba(NO3)2	KI	NaCl	KCl	BaCl2	ZnCl 2
vízben oldhatóság	0	9	144	36	34	36	367
Oldhatóság ammóniában	207	97	182	3	0,04	0	0

Ezért folyékony ammóniában könnyen mennek végbe ilyen cserereakciók, amelyek vizes oldatok esetében elképzelhetetlenek, például Ba(NO 3) 2 + 2AgCl® BaCl 2 + 2AgNO 3 . Az NH 3 molekula a hidrogénionok erős akceptorja, így ha gyenge (vizes oldatok esetén) ecetsavat oldunk folyékony ammóniában, az teljesen disszociál, azaz nagyon erős sav lesz belőle: CH 3 COOH + NH 3 ® NH 4 + + CH 3 COO. Folyékony ammónia közegben az ammóniumsók savas tulajdonságai is jelentősen megnövekednek (a vizes oldatokhoz képest). A folyékony ammóniában lévő ammóniumion sok olyan tulajdonsággal rendelkezik, mint a vizes oldatokban lévő hidrogénion. Ezért folyékony ammóniában az ammónium-nitrát könnyen reagál, például magnéziummal, hogy hidrogént szabadítson fel, vagy nátrium-peroxiddal: 2NH 4 NO 3 + Mg ® Mg (NO 3) 2 + 2NH 3 + H 2; Na 2 O 2 + 2NH 4 NO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O 2 + 2NH 3. Folyékony ammóniában végzett reakciók segítségével először magnézium-, kadmium- és cink-peroxidokat izoláltak: Zn(NO 3) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2, tiszta kristályos ammónium-nitritet kaptunk: NaNO 2 + NH 4 Cl ® NH 4 NO 2 + NaCl, sok más szokatlan átalakítást hajtottak végre, például 2K + 2CO ® K 2 C 2 O 2 . Ez utóbbi vegyület hármas acetilénkötést tartalmaz, szerkezete K + OСєCOK +.

A folyékony ammónia nagy affinitása a H + ionokhoz lehetővé teszi egy látványos kísérlet elvégzését egy fa „plasztikálására”. A fa elsősorban cellulózból áll: a cellulózmolekulák hosszú polimer láncait OH-hidroxilcsoportok közötti hidrogénkötések kapcsolják össze (ezt néha hidrogénhidaknak nevezik). Egy hidrogénkötés meglehetősen gyenge, de mivel a cellulóz molekulatömege eléri a 2 milliót, és több mint 10 ezer monomer egység (glükózmaradék) található a molekulában, a hosszú cellulózmolekulák nagyon erősen kötődnek egymáshoz. A folyékony ammónia könnyen tönkreteszi a hidrogénhidakat, a hidrogénatomokat NH 4 + ionokká köti, és ennek eredményeként a cellulózmolekulák egymáshoz képest elcsúszhatnak. Ha egy fapálcát egy ideig folyékony ammóniába mártunk, akkor tetszés szerint meghajlíthatjuk, mintha nem fából, hanem alumíniumból lenne. A levegőben az ammónia pár perc múlva elpárolog, és a hidrogénkötések ismét helyreállnak, de más helyen, és a fapálca ismét merev lesz, és egyúttal megtartja a neki adott formát.

Megoldásokból különféle anyagok folyékony ammóniában kétségtelenül az alkálifémek oldatai a legérdekesebbek. Az ilyen megoldások már több mint száz éve felkeltik a tudósok legnagyobb érdeklődését. Először 1864-ben állítottak elő nátrium- és káliumoldatot folyékony ammóniában. Néhány évvel később kiderült, hogy ha az ammóniát hagyjuk csendesen elpárologni, akkor tiszta fém marad a csapadékban, ahogy az ammóniás oldattal történik. sót vízben. Ez az analógia azonban nem teljesen pontos: bár lassan, az alkálifémek mégis reakcióba lépnek ammóniával, és hidrogént szabadítanak fel, és amidok keletkeznek: 2K + 2NH 3 ® 2KNH 2 + H 2 . Amidok stabil kristályos anyagok, energikusan kölcsönhatásba lép a vízzel ammónia felszabadulásával: KNH 2 + H 2 O ® NH 3 + KOH.

Ha egy fémet folyékony ammóniában oldunk, az oldat térfogata mindig nagyobb, mint a komponensek össztérfogata. Az oldat ilyen duzzadása következtében sűrűsége folyamatosan csökken a koncentráció növekedésével (ami sók és más szilárd vegyületek vizes oldataiban nem történik meg). A lítium folyékony ammóniával készült koncentrált oldata a legkönnyebben használható. normál körülmények között folyadék, sűrűsége 20 ° C-on csak 0,48 g / cm 3 (csak az alacsony hőmérsékleten cseppfolyósított hidrogén, hélium és metán könnyebb ennél az oldatnál).

Az alkálifémek folyékony ammóniában lévő oldatainak tulajdonságai erősen függnek a koncentrációtól. A híg oldatokban fémkationok, anionok helyett elektronok vannak, amelyek azonban nem mozoghatnak szabadon, mivel ammónia molekulákhoz kapcsolódnak. Ezek a kötött (szolvatált) elektronok adnak gyönyörűvé az alkálifémek folyékony ammóniában készült oldatait. Kék szín. Az ilyen megoldások rosszul vezetik az elektromosságot. De az oldott fém koncentrációjának növekedésével, amikor az elektronok elsajátítják az oldatban való mozgás képességét, az elektromos vezetőképesség rendkívül erősen, esetenként billiószorosára nő, megközelítve a tiszta fémek elektromos vezetőképességét! Az alkálifémek folyékony ammóniában készült híg és koncentrált oldatai más tekintetben is nagymértékben különböznek egymástól. fizikai tulajdonságok. Tehát a 3 mol / l-nél nagyobb koncentrációjú oldatokat néha folyékony fémeknek nevezik: világos fémes fényük van arany-bronz árnyalattal. Néha még azt is nehéz elhinni, hogy ezek ugyanazon anyag oldatai ugyanabban az oldószerben. És itt a lítium egyfajta rekordot tart fenn: folyékony ammóniában lévő koncentrált oldata a leginkább olvadó „fém”, amely csak 183 ° C-on, azaz az oxigén cseppfolyósításának hőmérsékletén fagy meg.

Mennyi fém képes feloldani a folyékony ammóniát? Főleg a hőmérséklettől függ. A forrásponton a telített oldat körülbelül 15% (mól) alkálifémet tartalmaz. A hőmérséklet emelkedésével az oldhatóság gyorsan növekszik, és a fém olvadáspontján végtelenül nagy lesz. Ez azt jelenti, hogy az olvadt alkálifémet (például céziumot már 28,3 ° C-on) bármilyen arányban összekeverik folyékony ammóniával. A koncentrált oldatokból származó ammónia lassan elpárolog, mivel a telített gőznyomása a fémkoncentráció növekedésével nullára hajlik.

Egy másik nagyon Érdekes tény: az alkálifémek folyékony ammóniában készült híg és koncentrált oldatai nem keverednek egymással. Vizes oldatok esetében ez ritka jelenség. Ha például 4 g nátriumot adunk 100 g folyékony ammóniába 43 ° C hőmérsékleten, akkor a kapott oldat magától két folyékony fázisra válik szét. Az egyik, töményebb, de kevésbé sűrű, felül lesz, alul pedig egy nagyobb sűrűségű híg oldat. Könnyen észrevehető az oldatok közötti határ: a felső folyadék fémes bronzfényű, az alsó pedig tintakék színű.

A termelés mennyiségét tekintve az ammónia az egyik első helyet foglalja el; évente mintegy 100 millió tonnát kapnak ebből a vegyületből világszerte. Az ammónia folyékony formában vagy ammóniás víz vizes oldataként kapható, amely általában 25% NH 3 -ot tartalmaz. Hatalmas mennyiségű ammóniát használnak fel továbbá salétromsav előállítására, amelyet műtrágyák és számos egyéb termék előállítására használnak fel. Az ammóniás vizet közvetlenül műtrágyaként is használják, és néha a földeket tartályokból közvetlenül folyékony ammóniával öntözik. Ammóniából különféle ammóniumsókat, karbamidot, urotropint nyernek. Olcsó hűtőközegként is használják ipari hűtőrendszerekben.

Az ammóniát szintetikus szálak, például nylon és kapron előállítására is használják. A könnyűiparban pamut, gyapjú és selyem tisztítására és festésére használják. A petrolkémiai iparban az ammóniát a savas hulladékok semlegesítésére használják, a természetes gumigyártásban pedig az ammónia segít megőrizni a latexet az ültetvényről a gyárba szállítása során. Az ammóniát a Solvay-módszerrel történő szódagyártásban is használják. Az acéliparban ammóniát használnak az acél felületi rétegeinek nitrogénnel való telítettségének nitridálására, ami jelentősen növeli a keménységét.

Az orvosok az ammónia vizes oldatait (ammónia) használják a mindennapi gyakorlatban: ammóniába mártott vattacsomó hozza ki az embert az ájulásból. Az ember számára az ammónia ilyen dózisban nem veszélyes. Ez a gáz azonban mérgező. Szerencsére az ember már elhanyagolható, 0,0005 mg/l koncentrációnál képes ammóniaszagot érezni a levegőben, amikor még nincs nagy egészségi veszély. A koncentráció 100-szoros növekedésével (akár 0,05 mg / l-ig) az ammónia irritáló hatása van a szem és a felső nyálkahártyára légutak, akár reflex légzésleállás is lehetséges. A 0,25 mg / l koncentráció még egy nagyon egészséges embernek is alig bírja egy órán át. Még magasabb koncentráció is okoz kémiai égések a szemet és a légutakat, és életveszélyessé válnak. Külső jelek Az ammóniamérgezés meglehetősen ritka lehet. Az áldozatoknál például meredeken csökken a hallásküszöb: még a nem túl hangos hangok is elviselhetetlenné válnak, és görcsöket okozhatnak. Ammónia mérgezés is okoz erős izgalom, akár erőszakos delíriumig, és a következmények nagyon súlyosak lehetnek az intelligencia csökkenéséhez és a személyiség megváltoztatásához. Nyilvánvaló, hogy az ammónia képes befolyásolni a létfontosságú központokat, így a vele való munka során gondosan be kell tartani az óvintézkedéseket.

Ilja Leenson

Számos tényező befolyásolja a vegyszer optimális mennyiségének előállítását, valamint a maximális minőség elérését. Az ammónia termelése függ a nyomástól, a hőmérséklettől, a katalizátor jelenlététől, a felhasznált anyagoktól és a kapott anyag extrakciójának módjától. Ezeket a paramétereket megfelelően ki kell egyensúlyozni ahhoz, hogy a gyártási folyamatból a lehető legnagyobb profitot lehessen elérni.

Az ammónia tulajdonságai

Szobahőmérsékleten és normál páratartalom mellett az ammónia gáz halmazállapotú, és nagyon visszataszító szaga van. Mérgező és irritáló nyálkahártya-hatással rendelkezik a szervezetre. Az ammónia termelése és tulajdonságai a víz részvételétől függenek a folyamatban, mivel ez az anyag jól oldódik normál környezeti körülmények között.

Az ammónia hidrogén és nitrogén vegyülete. Övé kémiai formula- NH 3 .

azt Vegyi anyag aktív redukálószerként működik, melynek eredményeként az égés következtében szabad nitrogén szabadul fel. Az ammónia bázisok és lúgok jellemzőit mutatja.

Egy anyag reakciója vízzel

Ha az NH 3-t vízben oldjuk, ammóniás vizet kapunk. Normál hőmérsékleten maximum 700 térfogat ammónia oldható fel 1 térfogatrész vízelemben. Ezt az anyagot ammóniaként ismerik, és széles körben használják a műtrágyaiparban, technológiai berendezésekben.

A vízben való feloldással kapott NH 3 minőségében részben ionizálódik.

Ennek az elemnek az egyik laboratóriumi módszerében ammóniát használnak.

Anyag beszerzése a laboratóriumban

Az ammónia előállításának első módja az ammónia felforralása, majd a keletkező gőzt megszárítják, és a szükséges mennyiséget összegyűjtik. kémiai vegyület. Az ammónia laboratóriumi kinyerése oltott mész és szilárd ammónium-klorid melegítésével is lehetséges.

Az ammónia előállításának reakciója a következő:

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

A reakció során csapadék képződik fehér szín. Ez CaCl 2 só, és víz és a kívánt ammónia is képződik. A szükséges anyag szárításához mész és szóda keverékén engedjük át.

Az ammónia laboratóriumi beszerzése nem biztosítja a legoptimálisabb technológiát a szükséges mennyiségben történő előállításához. Az emberek évek óta keresik a módot az anyag ipari méretekben történő kivonására.

A termelési technológiák kialakításának eredete

1775-1780 között kísérleteket végeztek a szabad nitrogénmolekulák légkörből való megkötésére. A svéd vegyész, K. Shelle olyan reakciót talált, mint

Na 2 CO 3 + 4C + N 2 \u003d 2NaCN + 3CO

Ennek alapján 1895-ben N. Caro és A. Frank kidolgozott egy módszert a szabad nitrogénmolekulák megkötésére:

CaC 2 + N 2 \u003d CaCN 2 + C

Ez a lehetőség sok energiát igényelt, és gazdaságilag nem volt életképes, ezért idővel elhagyták.

Egy másik meglehetősen költséges módszer a nitrogén- és oxigénmolekulák közötti kölcsönhatási folyamat volt, amelyet D. Priestley és G. Cavendish angol kémikusok fedeztek fel:

Növekvő kereslet az ammónia iránt

1870-ben ezt a vegyszert vették figyelembe nem kívánt termék gázipar és gyakorlatilag használhatatlan volt. 30 év után azonban nagyon népszerűvé vált a koksziparban.

Eleinte a megnövekedett ammóniaszükségletet a széntől való elszigeteléssel pótolták. De az anyag fogyasztásának 10-szeres növekedésével a kivonás módjait keresték praktikus munka. Az ammóniatermelést a légköri nitrogéntartalékok felhasználásával kezdték meg bevezetni.

A nitrogén alapú anyagok iránti igény a gazdaság szinte minden ismert ágazatában megfigyelhető volt.

Módszerek keresése az ipari igények kielégítésére

Az emberiség hosszú utat tett meg az anyagtermelés egyenletének megvalósításában:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Az ipari ammónia előállítását először 1913-ban valósították meg hidrogénből és nitrogénből katalitikus szintézissel. A módszert F. Gaber fedezte fel 1908-ban.

A nyílt technológia sok tudós számára megoldott egy régóta fennálló problémát különböző országok. Eddig a pontig nem lehetett nitrogént NH 3 formájában megkötni. Ezt a kémiai folyamatot ciánamid reakciónak nevezik. A mész és a szén hőmérsékletének emelésekor CaC 2 (kalcium-karbid) anyagot kaptunk. Nitrogén hevítésével kalcium-cianamid CaCN 2 -ot kaptak, amelyből hidrolízissel ammónia szabadult fel.

Ammóniagyártási technológiák megvalósítása

Az NH 3 ipari felhasználásra történő globális beszerzése azzal kezdődött, hogy A. Mittasch, a badeni szódagyár képviselője megvásárolta az F. Haber technológiák szabadalmát. 1911 elején rendszeressé vált az ammónia szintézise egy kis üzemben. K. Bosch egy nagy érintkezési apparátust hozott létre F. Haber fejlesztései alapján. Ez volt az eredeti berendezés, amely gyártási léptékben szintézissel az ammónia visszanyerését biztosította. K. Bosch vette át a teljes vezetést ebben a kérdésben.

Az energiaköltségek megtakarítása bizonyos katalizátorok részvételével járt a szintézis reakciókban.

A megfelelő komponensek felkutatásán dolgozó tudósok egy csoportja a következőket javasolta: vaskatalizátort, amelyhez kálium- és alumínium-oxidokat adtak, és amelyet még mindig az egyik legjobb ammóniát biztosító iparban tartanak számon.

1913. szeptember 9-én kezdte meg működését a világ első katalitikus szintézis technológiát alkalmazó üzeme. Fokozatosan növelték a termelési kapacitásokat, és 1917 végére havi 7 ezer tonna ammóniát állítottak elő. Az üzem első működési évében ez a szám csak havi 300 tonna volt.

Ezt követően az összes többi országban is elkezdték alkalmazni a katalizátoros szintézis technológiát, amely lényegében nem sokban különbözött a Haber-Bosch technikától. A nagynyomású és cirkulációs eljárások alkalmazása bármely technológiai folyamatban előfordult.

A szintézis megvalósítása Oroszországban

Oroszországban szintézist is alkalmaztak olyan katalizátorok felhasználásával, amelyek ammóniatermelést biztosítanak. A reakció így néz ki:

Oroszországban a legelső ammóniaszintézis-gyár 1928-ban kezdte meg működését Csernorecsenszkben, majd számos más városban építettek fel gyárat.

Az ammónia megszerzésével kapcsolatos gyakorlati munka folyamatosan lendületet kap. 1960 és 1970 között a szintézis csaknem hétszeresére nőtt.

Az országban az ammónia sikeres előállításához, begyűjtéséhez és elismeréséhez vegyes katalitikus anyagokat használnak. Összetételük tanulmányozását S. S. Lachinov vezette tudóscsoport végzi. Ez a csoport találta meg a leghatékonyabb anyagokat a szintézis technológiájához.

A folyamat kinetikáját is folyamatosan tanulmányozzák. A tudományos fejlesztéseket ezen a területen M. I. Temkin, valamint alkalmazottai végezték. 1938-ban ez a tudós kollégájával, V. M. Pyzhevvel együtt fontos felfedezést tett, javítva az ammóniatermelést. A kémikusok által összeállított szintéziskinetikai egyenletet ma már világszerte használják.

Modern szintézis eljárás

Az ammónia katalizátoros előállítási folyamata, amelyet a mai gyártásban használnak, reverzibilis. Ezért nagyon releváns az a kérdés, hogy az indikátorok milyen hatást gyakorolnak a termékek maximális hozamának elérésére.

A folyamat magas hőmérsékleten megy végbe: 400-500 ˚С. A kívánt reakciósebesség biztosítására katalizátort használnak. Az NH 3 modern előállítása nagynyomású - körülbelül 100-300 atm - használatát foglalja magában.

A keringtető rendszer használatával elegendő mennyiségű kiindulási anyag nyerhető ammóniává.

Modern gyártás

Bármely ammóniagyár működési rendszere meglehetősen összetett, és több szakaszból áll. A kívánt anyag előállításának technológiáját 6 lépésben hajtják végre. A szintézis során ammóniát nyernek, összegyűjtenek és felismernek.

A kezdeti szakasz a ként kéntelenítővel történő kivonása a földgázból. Erre a manipulációra azért van szükség, mert a kén katalitikus méreg, és megöli a nikkelkatalizátort a hidrogénkivonás szakaszában.

A második szakaszban metánkonverzió megy végbe, amely felhasználással folytatódik magas hőmérsékletűés nyomás nikkelkatalizátor használatakor.

A harmadik szakaszban a hidrogén részleges kiégése következik be a légköri oxigénben. Ennek eredményeként vízgőz, szén-monoxid és nitrogén keveréke keletkezik.

A negyedik lépés az eltolási reakció, amely különböző katalizátorokkal és két különböző hőmérsékleti feltétellel megy végbe. Kezdetben Fe 3 O 4-et használnak, és a folyamat 400 ˚С hőmérsékleten megy végbe. A második szakaszban egy hatékonyabb rézkatalizátor kerül beépítésre, amely lehetővé teszi az alacsony hőmérsékleten történő gyártást.

A következő ötödik lépés a felesleges szén-monoxid (VI) eltávolítása a gázelegyből a lúgos oldattal történő abszorpciós technológia alkalmazásával.

Az utolsó szakaszban a szén-monoxidot (II) távolítják el a hidrogén metánná történő átalakításával nikkelkatalizátoron keresztül magas hőmérsékleten.

Az összes manipuláció eredményeként kapott gázelegy 75% hidrogént és 25% nitrogént tartalmaz. Nagy nyomás alatt összenyomják, majd lehűtik.

Ezeket a manipulációkat írja le az ammóniakibocsátási képlet:

N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 kJ

Noha ez az eljárás nem tűnik túl bonyolultnak, a végrehajtására vonatkozó fenti lépések mindegyike jelzi az ammónia ipari méretekben történő előállításának bonyolultságát.

A minőségért végtermék a szennyeződések hiánya a nyersanyagban.

A kislaboratóriumi tapasztalattól a nagyüzemi gyártásig hosszú utat megtett ammóniagyártás ma a vegyipar keresett és nélkülözhetetlen ágazata. Ezt a folyamatot folyamatosan fejlesztik, biztosítva a minőséget, a gazdaságosságot és szükséges mennyiség termék a nemzetgazdaság minden egyes sejtjére.

Ammónia- NH3, hidrogén-nitrid, normál körülmények között - színtelen, szúrós jellegzetes szagú gáz (ammónia szagú)

Ez az úgynevezett Haber-eljárás (német fizikus, kidolgozta a módszer fizikai-kémiai alapjait).

A reakció a hő felszabadulásával és a térfogat csökkenésével megy végbe. Ezért a Le Chatelier-elv alapján a reakciót a lehető legalacsonyabb hőmérsékleten és magas nyomáson kell végrehajtani - ekkor az egyensúly jobbra tolódik el. Alacsony hőmérsékleten azonban a reakciósebesség elhanyagolható, magas hőmérsékleten pedig a fordított reakció sebessége nő. A reakció nagyon magas nyomáson történő végrehajtásához speciális, ellenálló magas nyomású berendezéseket, és ezért nagy beruházást jelent. Ezenkívül a reakció egyensúlya még 700 °C-on is túl lassan jön létre a gyakorlati felhasználáshoz.

A katalizátor (pórusos vas Al2O3 és K2O szennyeződésekkel) alkalmazása lehetővé tette az egyensúlyi állapot elérésének felgyorsítását. Érdekes módon ennek a szerepnek a katalizátorának keresése során több mint 20 ezer különféle anyagot próbáltak ki.

Az összes fenti tényezőt figyelembe véve az ammónia előállítását a következő feltételek mellett hajtják végre: hőmérséklet 500 ° C, nyomás 350 atmoszféra, katalizátor. Az ammónia hozama ilyen körülmények között körülbelül 30%. Ipari körülmények között a cirkuláció elvét alkalmazzák - az ammóniát hűtéssel távolítják el, és a reagálatlan nitrogént és hidrogént visszajuttatják a szintézis oszlopba. Ez gazdaságosabbnak bizonyul, mint nagyobb reakcióhozam elérése a nyomás növelésével.

Az ammónia laboratóriumi előállításához erős lúgokat alkalmaznak ammóniumsókra.

Általában laboratóriumi módon az ammóniát ammónium-klorid és oltott mész keverékének gyenge hevítésével nyerik.

Az ammónia szárításához mész és nátronlúg keverékén engedik át.

Nagyon száraz ammóniát nyerhetünk, ha feloldunk benne fémnátriumot, majd desztilláljuk. Ezt a legjobban egy fémből készült rendszerben lehet megtenni vákuum alatt. A rendszernek ellenállnia kell a nagy nyomásnak (szobahőmérsékleten az ammónia telített gőznyomása körülbelül 10 atmoszféra). Az iparban az ammóniát abszorpciós oszlopokon szárítják.

Felhasználási arányok tonnánként ammóniára

Egy tonna ammónia előállítása Oroszországban átlagosan 1200 nm³-t fogyaszt földgáz, Európában - 900 nm³.

Ammónia az orvostudományban

Rovarcsípés esetén az ammóniát külsőleg kenőcsök formájában alkalmazzák. A 10%-os vizes ammóniaoldatot ammóniának nevezik.

Lehetséges mellékhatások: Hosszan tartó expozíció (belélegzés) esetén az ammónia reflex légzésleállást okozhat.

A helyi alkalmazás ellenjavallt dermatitisz, ekcéma és egyéb esetekben bőrbetegségek, valamint a bőr nyílt traumás sérüléseivel.

A szem nyálkahártyájának véletlen sérülése esetén öblítse le vízzel (10 percenként 15 percig) vagy 5%-os oldattal. bórsav. Olajokat és kenőcsöket nem használnak. Az orr és a garat vereségével - 0,5% -os oldat citromsav vagy természetes gyümölcslevek. Lenyelés esetén igyunk vizet, gyümölcslevet, tejet, lehetőleg 0,5%-os citromsavoldatot vagy 1%-os oldatot ecetsav a gyomor tartalmának teljes semlegesítéséig.

Interakció másokkal gyógyszerek ismeretlen.

Érdekes tények

Az ammónia gőzei megváltoztathatják a virágok színét. Például a kék és kék szirmok zöldek, élénkvörösek - feketék.

A nitrogén illékony jellemző hidrogénvegyülete az ammónia. A szervetlen vegyiparban és a szervetlen kémiában az ammónia a nitrogén legfontosabb hidrogénvegyülete. Kémiai természeténél fogva H 3 N hidrogén-nitrid. Az ammónia kémiai szerkezetében a nitrogénatom sp 3 hibrid pályái három hidrogénatommal három σ-kötést alkotnak, amelyek egy enyhén torz tetraéder három csúcsát foglalják el.

A tetraéder negyedik csúcsát a nitrogén magányos elektronpárja foglalja el, amely biztosítja az ammónia molekulák kémiai telítetlenségét és reaktivitását, valamint a dipólus nagy elektromos momentumát.

Normál körülmények között az ammónia színtelen, szúrós szagú gáz. Mérgező: irritálja a nyálkahártyát, akut mérgezés szemkárosodást és tüdőgyulladást okoz. A molekulák polaritása és a meglehetősen magas dielektromos állandó miatt a folyékony ammónia jó oldószer. Folyékony ammóniában jól oldódnak az alkáli- és alkáliföldfémek, a kén, a foszfor, a jód, sok só és sav. A vízben való oldhatóság szempontjából az ammónia minden más gáznál jobb. Ezt az oldatot ammóniás víznek, ill ammónia. Az ammónia kiváló vízoldhatósága az intermolekuláris hidrogénkötések kialakulásának köszönhető.

Az ammónia fő tulajdonságai:

Az ammónia kölcsönhatása vízzel:

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -

Kölcsönhatás hidrogén-halogenidekkel:

NH 3 + HCl ⇄NH 4 Cl

Kölcsönhatás savakkal (ennek eredményeként közepes és savas sók képződnek):

NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4 ammónium-foszfát

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 ammónium-hidrogén-foszfát

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 ammónium-dihidrogén-foszfát

Az ammónia kölcsönhatásba lép egyes fémek sóival, és összetett vegyületeket képez - ammóniátokat:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 réz-tetraamin-szulfát (II)

AgCl+ 2NH3 → Cl diamin ezüst-klorid (én)

A fenti reakciók mindegyike addíciós reakció.

Redox tulajdonságai:

Az NH 3 ammónia molekulában a nitrogén oxidációs állapota -3, ezért a redox reakciókban csak elektronokat tud adni, és csak redukálószer.

Az ammónia visszaállít néhány fémet oxidjaiból:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O

Az ammónia katalizátor jelenlétében nitrogén-monoxiddá NO oxidálódik:

4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O

Az ammóniát oxigén oxidálja katalizátor nélkül nitrogénné:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

21. Halogének hidrogénvegyületei. 22. Halogénsavak.

A hidrogén-halogenidek színtelen, csípős szagú, vízben könnyen oldódó gázok.A hidrogén-fluorid vízzel bármilyen arányban elegyedik. Ezeknek a vegyületeknek a vízben való nagy oldhatósága lehetővé teszi koncentrált oldatok előállítását.

Vízben oldva a hidrogén-halogenidek savként disszociálnak. A HF gyengén disszociált vegyületekre utal, ami a kötés különleges erősségével magyarázható. A hidrogén-halogenidek fennmaradó oldatai az erős savak közé tartoznak. HF - hidrogén-fluorid (hidrogén-fluorid) sav HCl - sósav (sósav) HBr - hidrogén-bromid HI - hidrogén-jodid

A HF - HCl - HBr - HI sorozat savak erőssége nő, ami a kötési energia azonos irányú csökkenésével és a magok közötti távolság növekedésével magyarázható. A HI a hidrogén-halogenidek közül a legerősebb.

A polarizálhatóság növekszik annak a ténynek köszönhetően, hogy a víz nagyobb részt polarizál a kötésből, amelynek hossza hosszabb. A hidrogén-halogenidek sóit fluoridoknak, kloridoknak, bromidoknak és jodidoknak nevezik.

A hidrogén-halogenidek kémiai tulajdonságai

Száraz formában a hidrogén-halogenidek nem hatnak a legtöbb fémre.

1. A hidrogén-halogenidek vizes oldatai az oxigénmentes savak tulajdonságaival rendelkeznek. Erőteljes kölcsönhatásba lép számos fémmel, azok oxidjaival és hidroxidjaival; azokra a fémekre, amelyek a fémek hidrogén utáni elektrokémiai feszültségsorában vannak, nincs hatással. Kölcsönhatásba lép néhány sóval és gázzal.

A hidrogén-fluorsav elpusztítja az üveget és a szilikátokat:

SiO2+4HF=SiF4+2Н2O

Ezért nem tárolható üvegáruban.

2. A redox reakciókban a hidrogén-halogenidek redukálószerként viselkednek, és a Cl-, Br-, I- sorozatban a redukáló aktivitás növekszik.

Nyugta

A hidrogén-fluoridot tömény kénsav fluorpát hatására állítják elő:

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

A hidrogén-kloridot a hidrogén és a klór közvetlen kölcsönhatásával állítják elő:

Ez egy szintetikus módszer a megszerzésére.

A szulfátos módszer tömény kénsav és NaCl reakcióján alapul.

Enyhe melegítés mellett a reakció HCl és NaHS04 képződésével megy végbe.

NaCl+H2SO4=NaHS04+HCl

Magasabb hőmérsékleten a reakció második szakasza megy végbe:

NaCl+NaHS04=Na2SO4+HCl

De a HBr-t és a HI-t nem lehet hasonló módon beszerezni, mert fémekkel alkotott vegyületeik tömény kénsavval kölcsönhatásba lépve oxidálódnak, tk. Az I- és Br- erős redukálószerek.

2NaBr-1+2H2S+6O4(c)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O

A hidrogén-bromidot és a hidrogén-jodidot PBr3 és PI3 hidrolízisével állítják elő: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3