Čo je amoniak. Amoniak

Predmet: Amoniak. Fyzické a Chemické vlastnosti. Príjem a prihláška.

Ciele lekcie: poznať štruktúru molekuly amoniaku, fyzikálne a chemické vlastnosti, oblasti použitia; vedieť dokázať chemické vlastnosti amoniaku: napísať rovnice pre reakcie amoniaku s kyslíkom, vodou, kyselinami a zvážiť ich z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie a redoxných procesov.

Počas vyučovania

1. Organizačný moment vyučovacej hodiny.

2. Štúdium nového materiálu.

Amoniak – NH3

Amoniak (v európskych jazykoch jeho názov znie ako „amoniak“) vďačí za svoj názov oáze Ammon v r. severná Afrika, ktorý sa nachádza na križovatke karavanových ciest. V horúcom podnebí močovina (NH 2 ) 2 CO obsiahnutý v živočíšnych odpadoch sa rozkladá obzvlášť rýchlo. Jedným z produktov rozkladu je amoniak. Podľa iných zdrojov dostal amoniak svoj názov podľa staroegyptského slova amonian. Takto sa nazývali ľudia, ktorí uctievali boha Amona. Počas rituálnych obradov šnupali čpavok NH 4 Cl, ktorý pri zahrievaní odparuje amoniak.

1. Štruktúra molekuly

Molekula amoniaku má tvar trigonálnej pyramídy s atómom dusíka na vrchole. Tri nepárové p-elektróny atómu dusíka sa podieľajú na tvorbe polárnych kovalentných väzieb s 1s-elektrónmi troch atómov vodíka (väzby N-H), štvrtý pár vonkajších elektrónov je osamotený, môže vytvárať donorovo-akceptorovú väzbu s vodíkový ión, tvoriaci amónny ión NH 4 + .

2. Fyzikálne vlastnosti amoniaku

Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn s ostrým charakteristickým zápachom (zápach amoniaku), takmer dvakrát ľahší ako vzduch a jedovatý. Autor: fyziologický účinok na organizmus patrí do skupiny látok s dusivými a neurotropnými účinkami, ktoré pri vdýchnutí môžu spôsobiť toxický pľúcny edém a ťažké poškodenie nervový systém. Amoniak má lokálne aj resorpčné účinky. Pary amoniaku silne dráždia sliznice očí a dýchacích orgánov, ako aj koža. To je to, čo vnímame ako štipľavý zápach. Výpary amoniaku spôsobujú nadmerné slzenie, bolesti očí, chemické poleptanie spojovky a rohovky, stratu zraku, záchvaty kašľa, začervenanie a svrbenie kože. Rozpustnosť NH 3 vo vode je extrémne veľký - asi 1200 objemov (pri 0 °C) alebo 700 objemov (pri 20 °C) na objem vody.

3. Výroba amoniaku

V laboratóriu

V priemysle

Na získanie amoniaku v laboratóriu sa používa pôsobenie silných alkálií na amónne soli:

NH4CI + NaOH = NH3 + NaCl + H20

(NH4)2S04 + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaS04 + 2H20

Pozor! Hydroxid amónny je nestabilná zásada, rozkladá sa: NH 4 OH ↔ NH3 + H20

Pri prijímaní amoniaku držte prijímaciu trubicu dnom nahor, pretože amoniak je ľahší ako vzduch:

Priemyselná metóda výroby amoniaku je založená na priamej interakcii vodíka a dusíka:

N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + 45,9 kJ

Podmienky:

katalyzátor – porézne železo

teplota – 450 – 500 ˚С

tlak – 25 – 30 MPa

Ide o takzvaný Haberov proces (nemecký fyzik, ktorý vyvinul fyzikálno-chemické základy metódy).

4. Chemické vlastnosti amoniaku

Amoniak je charakterizovaný nasledujúcimi reakciami:

1. so zmenou oxidačného stavu atómu dusíka (oxidačná reakcia)

2. bez zmeny oxidačného stavu atómu dusíka (adícia)

Reakcie zahŕňajúce zmenu oxidačného stavu atómu dusíka (oxidačné reakcie)

N-3 → N° → N +2

NH 3 – silné redukčné činidlo.

s kyslíkom

1. Spaľovanie amoniaku(pri zahrievaní)

4NH3 + 302 -> 2N2 + 6H20

2. Katalytická oxidácia amoniaku (katalyzátor Pt – Rh, teplota)

4NH3 + 502 -> 4NO + 6H20

s oxidmi kovov

2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H20

so silnými oxidačnými činidlami

2NH3 + 3CI2 = N2 + 6HCl (pri zahrievaní)

amoniak je slabá zlúčenina a pri zahrievaní sa rozkladá

2NH3↔N2 + 3H 2

Reakcie bez zmeny oxidačného stavu atómu dusíka (prídavok - Tvorba amónneho iónu NH 4 + každý mechanizmus donor-akceptor)

5. Aplikácia amoniaku

Pokiaľ ide o objemy výroby, amoniak zaujíma jedno z prvých miest; Každý rok sa na celom svete vyrobí asi 100 miliónov ton tejto zlúčeniny. Amoniak je dostupný v tekutej forme alebo ako vodný roztok – čpavková voda, ktorá zvyčajne obsahuje 25 % NH 3 . Obrovské množstvo amoniaku sa potom používa na výrobu kyseliny dusičnej, ktorá sa používa na výrobu hnojív a mnohých ďalších produktov. Amoniakálna voda sa používa aj priamo ako hnojivo a niekedy sa polia polievajú priamo z nádrží tekutým amoniakom. Z amoniaku sa získavajú rôzne amónne soli, močovina a metenamín. Používa sa aj ako lacné chladivo v priemyselných chladiacich jednotkách.

Amoniak sa tiež používa na výrobu syntetických vlákien, ako je nylon a nylon. V ľahkom priemysle sa používa na čistenie a farbenie bavlny, vlny a hodvábu. V oleji chemický priemysel Amoniak sa používa na neutralizáciu kyslého odpadu a pri výrobe prírodného kaučuku pomáha amoniak uchovávať latex pri jeho ceste z plantáže do továrne. Amoniak sa používa aj pri výrobe sódy Solvayovou metódou. V oceliarskom priemysle sa čpavok používa na nitridáciu – saturáciu povrchové vrstvy oceľ s dusíkom, čo výrazne zvyšuje jej tvrdosť.

Lekári používajú vodné roztoky amoniaku (amoniak)V každodenná prax: vata nasiaknutá čpavkom privádza človeka zo stavu mdloby. Amoniak v tejto dávke nie je pre človeka nebezpečný.

3. Konsolidácia študovaného materiálu

č. 1. Vykonajte transformácie podľa schémy:

a) Dusík → Amoniak → Oxid dusnatý (II)

b) Dusičnan amónny → Amoniak → Dusík

c) Amoniak → Chlorid amónny → Amoniak → Síran amónny

Pre ORR zostavte e-váhu pre RIO, doplňte iónové rovnice.

č. 2. Napíšte štyri rovnice pre chemické reakcie, pri ktorých vzniká amoniak.

4. Domáce úlohy

S. 24, býv. 2,3; test

AMONIAK bezfarebný plyn štipľavého zápachu, bod topenia 80° C, bod varu 36° C, rozpustný vo vode, alkohole a rade iných organických rozpúšťadiel. Syntetizovaný z dusíka a vodíka. V prírode vzniká pri rozklade organických zlúčenín obsahujúcich dusík.

Štipľavý zápach čpavku je človeku známy už od praveku, pretože tento plyn vzniká vo významných množstvách pri hnilobe, rozklade a suchej destilácii organických zlúčenín obsahujúcich dusík, ako je močovina alebo bielkoviny. Je možné, že na skoré štádia Počas vývoja Zeme bolo v jej atmosfére pomerne veľa amoniaku. Avšak aj teraz sa malé množstvá tohto plynu vždy nachádzajú vo vzduchu a v dažďovej vode, pretože neustále vzniká pri rozklade živočíšnych a rastlinných bielkovín. Na niektorých planétach slnečná sústava situácia je iná: astronómovia sa domnievajú, že významnú časť hmotnosti Jupitera a Saturnu tvorí tuhý amoniak.

Amoniak sa prvýkrát získal v r čistej forme v roku 1774 anglickým chemikom Josephom Priestleym. Zahrieval amoniak (chlorid amónny) s haseným vápnom (hydroxid vápenatý). Reakcia 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 sa stále používa v laboratóriách, ak sú potrebné malé množstvá tohto plynu; Ďalším vhodným spôsobom získania amoniaku je hydrolýza nitridu horečnatého: Mg3N2 + 6H20®2NH3 + 3Mg(OH)2.

Priestley zbieral uvoľnený amoniak cez ortuť. Nazval to "alkalický vzduch", pretože vodný roztok amoniak mal všetky znaky alkálie. V roku 1784 francúzsky chemik Claude Louis Berthollet pomocou elektrického výboja rozložil amoniak na jeho prvky a stanovil tak zloženie tohto plynu, ktorý v roku 1787 dostal oficiálny názov„amoniak“ z latinského názvu pre amoniak sal amoniak; Táto soľ bola získaná v blízkosti chrámu boha Amona v Egypte. Tento názov je stále zachovaný vo väčšine západoeurópskych jazykov (nemecký Ammoniak, anglický ammonia, francúzsky ammoniaque); Skrátený názov „amoniak“, ktorý používame, zaviedol do používania v roku 1801 ruský chemik Jakov Dmitrievič Zacharov, ktorý ako prvý vyvinul systém ruskej chemickej nomenklatúry.

Tento príbeh však nepochybne má svoj príbeh. Tak sto rokov pred Priestleym jeho krajan Robert Boyle pozoroval, ako palica zvlhčuje kyselina chlorovodíková a umiestni sa pod prúd zapáchajúceho plynu produkovaného spaľovaním hnoja. Pri reakcii NH 3 + HCl ® NH 4 Cl vzniká „dym“ z drobných čiastočiek chloridu amónneho, čo viedlo k vzniku tzv. zábavný zážitok, „vyvracajúc“ príslovie „bez ohňa niet dymu“. Boyle bol však sotva prvým výskumníkom amoniaku, ktorý ešte nebol objavený. Veď ho získali už skôr a vodný roztok čpavku a čpavku sa takmer od pradávna používal ako špeciálna zásada pri spracovaní a farbení vlny.

Do začiatku 19. stor. Amoniakálna voda sa už vo významnom množstve získavala z uhlia ako vedľajší produkt pri výrobe svietiplynu. Ale odkiaľ sa v uhlí berie amoniak? Nie je tam, ale uhlie obsahuje značné množstvo zložitých organických zlúčenín, medzi ktoré okrem iných prvkov patrí dusík a vodík. Tieto prvky tvoria amoniak pri silnom zahrievaní (pyrolýze) uhlia. V 19. storočí v plynárňach pri vykurovaní bez prístupu vzduchu od jednej tony tovaru uhlia prijalo až 700 kg koksu a cez 200 kg (300 m 3) plynných produktov pyrolýzy. Horúce plyny sa ochladili a potom prešli vodou, čím sa získalo približne 50 kg uhoľného dechtu a 40 kg čpavkovej vody.

Takto získaný amoniak však zjavne nestačil, a tak sa vyvinuli chemické metódy jeho syntéza, napríklad z kyanamidu vápenatého: CaCN 2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 alebo z kyanidu sodného: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3. Tieto metódy na dlhú dobu boli považované za perspektívne, pretože východiskové látky sa získavali z dostupných surovín.

V roku 1901 si francúzsky chemik Henri Le Chatelier nechal patentovať spôsob výroby amoniaku z dusíka a vodíka v prítomnosti katalyzátora. Priemyselné využitie tohto procesu však bolo ešte ďaleko: až v roku 1913 začalo fungovať prvé priemyselné zariadenie na syntézu amoniaku ( cm. HABER, FRITZ). V súčasnosti sa amoniak syntetizuje z prvkov na železnom katalyzátore s prísadami pri teplote 420 500 ° C a tlaku asi 300 atm (v niektorých zariadeniach môže tlak dosiahnuť 1 000 atm).

Amoniak je bezfarebný plyn, ktorý sa ľahko skvapalňuje pri ochladení na 33,3 °C alebo pri izbovej teplote, keď sa tlak zvýši na približne 10 atm. Amoniak zamrzne pri ochladení na 77,7° C. Molekula NH 3 má tvar trojstennej pyramídy s atómom dusíka na vrchu. Na rozdiel od pyramídy zlepenej napríklad z papiera sa však molekula NH 3 ľahko „obráti naruby“ ako dáždnik a pri izbovej teplote vykoná túto premenu s obrovskou frekvenciou takmer 24 miliárd krát za sekundu! Tento proces sa nazýva inverzia; jeho existenciu dokazuje skutočnosť, že pri nahradení dvoch atómov vodíka napríklad metylovými a etylovými skupinami sa získa iba jeden izomér metyletylamínu. Ak by neexistovala inverzia, existovali by dva priestorové izoméry tejto látky, ktoré by sa od seba líšili ako objekt a jeho Zrkadlový obraz. So zvyšujúcou sa veľkosťou substituentov sa inverzia spomaľuje a v prípade „tvrdých“ objemných substituentov sa stáva nemožným a potom môžu existovať optické izoméry; Úlohu štvrtého substituenta zohráva osamelý elektrónový pár na atóme dusíka. Prvýkrát takýto derivát amoniaku syntetizoval v roku 1944 švajčiarsky chemik Vladimir Prelog.

Medzi molekulami amoniaku existujú vodíkové väzby. Hoci nie sú také silné ako väzby medzi molekulami vody, tieto väzby podporujú silnú príťažlivosť medzi molekulami. Preto sú fyzikálne vlastnosti amoniaku značne anomálne v porovnaní s vlastnosťami iných hydridov prvkov rovnakej podskupiny (PH 3, SbH 3, AsH 3). Najbližší analóg amoniaku, fosfín PH 3, má teda bod varu 87,4 ° C a teplotu topenia 133,8 ° C, a to napriek skutočnosti, že molekula PH 3 je dvakrát ťažšia ako molekula NH 3. V pevnom amoniaku je každý atóm dusíka viazaný na šesť atómov vodíka tromi kovalentnými a tromi vodíkovými väzbami. Pri tavení amoniaku sa preruší iba 26 % všetkých vodíkových väzieb, ďalších 7 % sa preruší, keď sa kvapalina zahreje na bod varu. A až nad touto teplotou miznú takmer všetky zostávajúce väzby medzi molekulami.

Medzi ostatnými plynmi vyniká čpavok svojou obrovskou rozpustnosťou vo vode: za normálnych podmienok dokáže 1 ml vody absorbovať viac ako liter plynného čpavku (presnejšie 1170 ml), čím vznikne 42,8% roztok. Ak vypočítame pomer NH 3 a H 2 O v roztoku nasýtenom za normálnych podmienok, vyjde nám, že na jednu molekulu vody pripadá jedna molekula amoniaku. Keď sa takýto roztok silne ochladí (na asi 80 °C), vytvoria sa kryštály hydrátu amoniaku NH3.H20. Je tiež známy hydrát so zložením 2NH3.H20.

Vodné roztoky amoniaku majú medzi všetkými alkáliami jedinečnú vlastnosť: ich hustota klesá so zvyšujúcou sa koncentráciou roztoku (od 0,99 g/cm 3 pre 1 % roztok do 0,73 g/cm 3 pre 70 % roztok). Zároveň je celkom ľahké „vyhnať“ amoniak z vodného roztoku: pri izbovej teplote je tlak pár nad 25% roztokom dve tretiny atmosférického tlaku, nad 4% roztokom je 26 mm Hg. (3500 Pa) a dokonca aj nad veľmi zriedeným 0,4% roztokom je to stále 3 mmHg. (400 Pa). Nie je prekvapujúce, že aj slabé vodné roztoky amoniaku majú zreteľný zápach „amoniaka“ a pri skladovaní vo voľne uzavretej nádobe pomerne rýchlo „vyblednú“. Krátkym varom je možné úplne odstrániť amoniak z vody.

Krásny demonštračný pokus je založený na vysokej rozpustnosti amoniaku vo vode. Ak sa do obrátenej banky s amoniakom pustí cez úzku hadičku spájajúcu banku s nádobou s vodou niekoľko kvapiek vody, plyn sa v nej rýchlo rozpustí, tlak klesne a vplyvom atmosférického tlaku sa voda z nádoba s rozpusteným indikátorom (fenolftaleínom) prudko vbehne do banky. Tam sa okamžite zmení na karmínovú v dôsledku tvorby alkalického roztoku.

Amoniak je chemicky dosť aktívny a interaguje s mnohými látkami. IN čistý kyslík horí bledožltým plameňom, mení sa hlavne na dusík a vodu. Zmesi amoniaku so vzduchom s obsahom 15 až 28 % sú výbušné. V prítomnosti katalyzátorov vznikajú pri reakcii s kyslíkom oxidy dusíka. Keď sa amoniak rozpustí vo vode, vytvorí alkalický roztok, niekedy nazývaný hydroxid amónny. Tento názov však nie je úplne presný, keďže najskôr v roztoku vzniká hydrát NH 3 ·H 2 O, ktorý sa potom čiastočne rozkladá na ióny NH 4 + a OH. Bežne sa NH4OH považuje za slabú bázu, pri výpočte stupňa jeho disociácie sa predpokladá, že všetok amoniak v roztoku je vo forme NH4OH a nie vo forme hydrátu.

Amoniak vďaka osamelému páru elektrónov tvorí s kovovými iónmi obrovské množstvo komplexných zlúčenín, takzvané amínové komplexy alebo zlúčeniny amoniaku. Na rozdiel od organických amínov sú v týchto komplexoch vždy tri atómy vodíka spojené s atómom dusíka.

Rovnako ako v prípade vody je komplexácia s amoniakom často sprevádzaná zmenou farby látky. Biely prášok síranu meďnatého teda po rozpustení vo vode poskytuje modrý roztok síran meďnatý v dôsledku tvorby aquakomplexu 2+. A po pridaní amoniaku sa tento roztok zmení na intenzívnu modrofialovú farbu, patriacu do 2+ amínového komplexu. Podobne bezvodý chlorid nikelnatý je zlatožltý, kryštalický hydrát Cl2 je zelený a amoniak Cl2 je svetlomodrý. Mnoho aminokomplexov je celkom stabilných a možno ich získať v pevnom stave. Pevný komplex amoniaku a chloridu strieborného použil Michael Faraday na skvapalnenie amoniaku. Faraday zahrieval komplexnú soľ v jednom ohybe uzavretej sklenenej trubice a v druhom ohybe umiestnenom v chladiacej zmesi sa pod tlakom zachytával kvapalný amoniak. Amoniakálny komplex tiokyanátu amónneho (rodanidu) má nezvyčajné vlastnosti. Ak sa suchá soľ NH 4 NCS ochladená na 0 °C umiestni do atmosféry amoniaku, soľ sa „roztopí“ a zmení sa na kvapalinu obsahujúcu 45 % hmotnosti amoniaku. Túto kvapalinu je možné skladovať vo fľaši so zabrúsenou zátkou a použiť ju ako akýsi „sklad“ pre čpavok.

Silné vodíkové väzby vedú k relatívne vysokému (v porovnaní s inými plynmi) teplu vyparovania amoniaku 23,3 kJ/mol. To je 4-krát viac ako teplo vyparovania tekutého dusíka a 280-krát viac ako teplo tekutého hélia. Preto je vo všeobecnosti nemožné naliať tekuté hélium do obyčajného pohára, okamžite sa odparí. S tekutý dusík Takýto experiment je možné vykonať, ale značná časť sa vyparí, nádoba sa ochladí a zvyšná kvapalina sa tiež pomerne rýchlo vyvarí. Preto sa skvapalnené plyny v laboratóriách zvyčajne skladujú v špeciálnych Dewarových nádobách s dvojitými stenami, medzi ktorými je vákuum. Kvapalný amoniak sa na rozdiel od iných skvapalnených plynov môže uchovávať v bežných chemických nádobách, pohároch, bankách a neodparuje sa príliš rýchlo. Ak ho nalejete do Dewarovej banky, bude tam uložený veľmi dlho. A ešte jedna výhodná vlastnosť kvapalného amoniaku: pri izbovej teplote je tlak pár nad ním relatívne nízky, preto s ním pri dlhodobých experimentoch s ním môžete pracovať v uzavretých sklenených ampulkách, ktoré takémuto tlaku bez problémov odolajú (napr. pokus vykonať podobný experiment s kvapalným dusíkom alebo kyslíkom by nevyhnutne viedol k výbuchu). Vysoké teplo odparovania kvapalného amoniaku umožňuje túto látku použiť ako chladivo v rôznych chladiacich jednotkách; Keď sa kvapalný amoniak vyparuje, veľmi sa ochladzuje. Domáce chladničky kedysi obsahovali aj čpavok (dnes väčšinou freóny). Kvapalný amoniak skladujte v uzavretých nádobách.

Vonkajšie vyzerá kvapalný amoniak ako voda. Podobnosti tam nekončia. Rovnako ako voda, aj kvapalný amoniak je vynikajúcim rozpúšťadlom pre iónové aj nepolárne anorganické a organické zlúčeniny. Ľahko sa v ňom rozpúšťajú mnohé soli, ktoré sa podobne ako vo vodných roztokoch disociujú na ióny. Chemické reakcie v kvapalnom amoniaku však často prebiehajú úplne inak ako vo vode. V prvom rade je to spôsobené tým, že rozpustnosť tých istých látok vo vode a kvapalnom amoniaku sa môže značne líšiť, ako je možné vidieť z nasledujúcej tabuľky, ktorá ukazuje rozpustnosť (v gramoch na 100 g rozpúšťadla) niektorých soli vo vode a kvapalnom amoniaku pri 20 °C:

Látka	AgI	Ba(N03)2	KI	NaCl	KCl	BaCl2	ZnCl2
Rozpustnosť vo vode	0	9	144	36	34	36	367
Rozpustnosť v amoniaku	207	97	182	3	0,04	0	0

Preto v kvapalnom amoniaku ľahko nastávajú také výmenné reakcie, ktoré sú nemysliteľné pre vodné roztoky, napríklad Ba(NO 3) 2 + 2AgCl® BaCl2 + 2AgN03. Molekula NH 3 je silným akceptorom vodíkových iónov, takže ak sa slabá (v prípade vodných roztokov) kyselina octová rozpustí v kvapalnom amoniaku, úplne disociuje, to znamená, že sa stane veľmi silnou kyselinou: CH 3 COOH + NH3® NH4 + + CH3COO. V prostredí kvapalného amoniaku sú kyslé vlastnosti amónnych solí výrazne posilnené (v porovnaní s vodnými roztokmi). Amónny ión v kvapalnom amoniaku má mnoho vlastností charakteristických pre vodíkový ión vo vodných roztokoch. Preto v kvapalnom amoniaku dusičnan amónny ľahko reaguje napríklad s horčíkom za uvoľnenia vodíka alebo s peroxidom sodným: 2NH 4 NO 3 + Mg ® Mg(NO 3) 2 + 2NH 3 + H 2; Na202 + 2NH4NO3® 2NaN03 + H202 + 2NH3. Pomocou reakcií v kvapalnom amoniaku boli prvýkrát izolované peroxidy horčíka, kadmia a zinku: Zn(NO 3) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2 sa získal kryštalický dusitan amónny v čistej forme: NaNO 2 + NH4Cl® NH4NO2 + NaCl, bolo uskutočnených mnoho ďalších neobvyklých transformácií, napríklad 2K + 2CO® K2C202. Posledná zlúčenina obsahuje trojitú acetylénovú väzbu a má štruktúru K + OСєCOK + .

Vysoká afinita tekutého amoniaku k iónom H + umožňuje efektívny experiment pri „plastifikácii“ dreva. Drevo sa primárne skladá z celulózy: dlhé polymérne reťazce molekúl celulózy sú navzájom spojené vodíkovými väzbami medzi OH hydroxylovými skupinami (niekedy nazývané vodíkové mostíky). Jedna vodíková väzba je dosť slabá, ale keďže molekulová hmotnosť celulózy dosahuje 2 milióny a v molekule je viac ako 10 tisíc monomérnych jednotiek (glukózových zvyškov), dlhé molekuly celulózy sú navzájom veľmi pevne spojené. Kvapalný amoniak ľahko ničí vodíkové mostíky, spája atómy vodíka do iónov NH 4 + a v dôsledku toho molekuly celulózy získavajú schopnosť kĺzať sa navzájom. Ak sa drevená palica na chvíľu ponorí do tekutého čpavku, dá sa akýmkoľvek spôsobom ohnúť, ako keby nebola vyrobená z dreva, ale z hliníka. Vo vzduchu sa amoniak za pár minút vyparí a vodíkové väzby sa opäť obnovia, ale na inom mieste a drevená palica opäť stuhne a zároveň si zachová tvar, ktorý dostala.

Z riešení rôzne látky v kvapalnom amoniaku sú bezpochyby najzaujímavejšie roztoky alkalických kovov. Takéto riešenia sú predmetom záujmu vedcov už viac ako sto rokov. Roztoky sodíka a draslíka v kvapalnom amoniaku boli prvýkrát získané v roku 1864. O niekoľko rokov neskôr sa zistilo, že ak sa amoniak nechá potichu odparovať, v zrazenine zostane čistý kov, ako sa to stáva pri roztoku soli vo vode. Táto analógia však nie je úplne presná: alkalické kovy, aj keď pomaly, stále reagujú s amoniakom za uvoľňovania vodíka a tvoria amidy: 2K + 2NH 3 ® 2KNH 2 + H 2 . Amidy sú stabilné kryštalické látky energicky interagujúce s vodou, aby sa uvoľnil amoniak: KNH2 + H20® NH3 + KOH.

Keď sa kov rozpustí v kvapalnom amoniaku, objem roztoku je vždy väčší ako celkový objem zložiek. V dôsledku tohto napučiavania roztoku jeho hustota neustále klesá so zvyšujúcou sa koncentráciou (čo sa pri vodných roztokoch solí a iných pevných zlúčenín nestáva). Najjednoduchšie sa používa koncentrovaný roztok lítia v kvapalnom amoniaku normálnych podmienkach kvapalina, jej hustota pri 20°C je len 0,48 g/cm 3 (len vodík, hélium a metán skvapalnené pri nízkych teplotách sú ľahšie ako tento roztok).

Vlastnosti roztokov alkalických kovov v kvapalnom amoniaku silne závisia od koncentrácie. V zriedených roztokoch sú katióny kovov a namiesto aniónov sú elektróny, ktoré sa však nemôžu voľne pohybovať, keďže sú viazané na molekuly amoniaku. Práve tieto viazané (solvatované) elektróny dodávajú zriedeným roztokom alkalických kovov v tekutom amoniaku ich krásny vzhľad. Modrá farba. Takéto riešenia vedú elektrinu zle. Ale so zvyšujúcou sa koncentráciou rozpusteného kovu, keď elektróny získajú schopnosť pohybovať sa v roztoku, elektrická vodivosť rastie extrémne silno, niekedy až biliónkrát, a blíži sa k elektrickej vodivosti čistých kovov! Zriedené a koncentrované roztoky alkalických kovov v kvapalnom amoniaku sa výrazne líšia v iných fyzikálne vlastnosti. Preto sa roztoky s koncentráciou vyššou ako 3 mol/l niekedy nazývajú tekuté kovy: majú výrazný kovový lesk so zlato-bronzovým odtieňom. Niekedy je dokonca ťažké uveriť, že ide o roztoky rovnakej látky v rovnakom rozpúšťadle. A tu drží lítium akýsi rekord: jeho koncentrovaný roztok v tekutom amoniaku je najtaviteľný „kov“, ktorý zamrzne iba pri 183 ° C, to znamená pri teplote skvapalňovania kyslíka.

Koľko kovu dokáže rozpustiť tekutý amoniak? Závisí to hlavne od teploty. Pri teplote varu obsahuje nasýtený roztok približne 15 % (mol) alkalického kovu. So zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť rýchlo zvyšuje a pri teplote tavenia kovu sa stáva nekonečne veľkou. To znamená, že roztavený alkalický kov (napríklad cézium už pri 28,3 °C) sa zmieša s kvapalným amoniakom v akomkoľvek pomere. Amoniak sa pomaly vyparuje z koncentrovaných roztokov, pretože tlak jeho nasýtených pár má tendenciu k nule so zvyšujúcou sa koncentráciou kovu.

Ďalší veľmi zaujímavý fakt: zriedené a koncentrované roztoky alkalických kovov v tekutom amoniaku sa navzájom nemiešajú. Toto je zriedkavý jav pre vodné roztoky. Ak sa k 100 g kvapalného amoniaku pri teplote 43 °C pridajú napríklad 4 g sodíka, potom sa výsledný roztok samovoľne rozdelí na dve kvapalné fázy. Jeden z nich, koncentrovanejší, ale menej hustý, bude navrchu a zriedený roztok s vyššou hustotou bude na dne. Je ľahké si všimnúť hranicu medzi roztokmi: horná kvapalina má kovový bronzový lesk, zatiaľ čo spodná kvapalina má atramentovo modrú farbu.

Pokiaľ ide o objemy výroby, amoniak zaujíma jedno z prvých miest; Každý rok sa na celom svete vyrobí asi 100 miliónov ton tejto zlúčeniny. Amoniak je dostupný v kvapalnej forme alebo ako vodný roztok čpavkovej vody, ktorý zvyčajne obsahuje 25 % NH 3 . Obrovské množstvo amoniaku sa potom používa na výrobu kyseliny dusičnej, ktorá sa používa na výrobu hnojív a mnohých ďalších produktov. Amoniakálna voda sa používa aj priamo ako hnojivo a niekedy sa polia polievajú priamo z nádrží tekutým amoniakom. Z amoniaku sa získavajú rôzne amónne soli, močovina a metenamín. Používa sa aj ako lacné chladivo v priemyselných chladiacich jednotkách.

Amoniak sa tiež používa na výrobu syntetických vlákien, ako je nylon a nylon. V ľahkom priemysle sa používa na čistenie a farbenie bavlny, vlny a hodvábu. V petrochemickom priemysle sa čpavok používa na neutralizáciu kyslého odpadu a v priemysle prírodného kaučuku pomáha čpavok uchovávať latex pri jeho ceste z plantáže do továrne. Amoniak sa používa aj pri výrobe sódy Solvayovou metódou. V oceliarskom priemysle sa čpavok používa na nitridáciu povrchových vrstiev ocele dusíkom, čím sa výrazne zvyšuje jej tvrdosť.

Lekári používajú vodné roztoky amoniaku (amoniak) v každodennej praxi: vatový tampón namočený v amoniaku vyvedie človeka z mdloby. Amoniak v tejto dávke nie je pre človeka nebezpečný. Tento plyn je však toxický. Našťastie je človek schopný cítiť vo vzduchu čpavok už v nepatrnej koncentrácii 0,0005 mg/l, kedy ešte nehrozí veľké nebezpečenstvo pre zdravie. Pri 100-násobnom zvýšení koncentrácie (až do 0,05 mg/l) sa prejaví dráždivý účinok amoniaku na sliznicu očí a hornú časť dýchacieho traktu je možné aj reflexné zastavenie dýchania. Koncentráciu 0,25 mg/l možno len ťažko udržať jednu hodinu, dokonca ani veľmi zdravý muž. Ešte viac vysoké koncentrácie spôsobiť chemické popáleniny oči a dýchacie cesty a stávajú sa život ohrozujúcimi. Vonkajšie znaky Otravy amoniakom môžu byť dosť nezvyčajné. U obetí sa napríklad prudko znižuje prah sluchu: aj nie príliš hlasné zvuky sa stávajú neznesiteľnými a môžu spôsobiť kŕče. Otrava amoniakom tiež spôsobuje silné vzrušenie, až po násilné delírium a následky môžu byť veľmi závažné, čo vedie k zníženiu inteligencie a zmenám osobnosti. Je zrejmé, že amoniak môže napadnúť životne dôležité centrá, preto je potrebné pri práci s ním dodržiavať opatrné opatrenia.

Iľja Leenson

Proces výroby optimálneho množstva chemikálie, ako aj dosiahnutie jej maximálnej kvality je ovplyvnený množstvom faktorov. Výroba amoniaku závisí od tlaku, teploty, prítomnosti katalyzátora, použitých látok a spôsobu extrakcie výsledného materiálu. Tieto parametre musia byť správne vyvážené, aby sa dosiahol čo najväčší zisk z výrobného procesu.

Vlastnosti amoniaku

Pri izbovej teplote a bežnej vlhkosti vzduchu je čpavok v plynnom stave a má veľmi odpudivý zápach. Je obdarený toxickým a dráždivým účinkom na sliznice na tele. Výroba a vlastnosti amoniaku závisia od účasti vody v procese, pretože táto látka je veľmi dobre rozpustná normálne vlastnostiživotné prostredie.

Amoniak je zlúčenina vodíka a dusíka. Jeho chemický vzorec je NH3.

Toto Chemická látka pôsobí ako aktívne redukčné činidlo, pri spaľovaní ktorého sa uvoľňuje voľný dusík. Amoniak vykazuje vlastnosti zásad a zásad.

Reakcia látky s vodou

Keď sa NH3 rozpustí vo vode, získa sa čpavková voda. Za normálnych teplôt možno v 1 objeme vodného prvku rozpustiť maximálne 700 objemových dielov amoniaku. Táto látka je známa ako amoniak a je široko používaná v priemysle výroby hnojív a v technologických zariadeniach.

NH 3 získaný rozpustením vo vode je svojimi vlastnosťami čiastočne ionizovaný.

Amoniak sa používa v jednej z laboratórnych metód na získanie tohto prvku.

Získanie látky v laboratóriu

Prvým spôsobom výroby amoniaku je privedenie amoniaku do varu, po ktorom sa výsledná para vysuší a zachytí sa potrebné množstvo. chemická zlúčenina. Amoniak je možné získať aj v laboratóriu zahrievaním haseného vápna a pevného chloridu amónneho.

Reakcia na výrobu amoniaku má nasledujúcu formu:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H20

Počas tejto reakcie sa vytvorí zrazenina biely. Toto je soľ CaCl2 a tiež sa tvorí voda a požadovaný amoniak. Na vysušenie požadovanej látky prechádza cez zmes vápna v kombinácii so sódou.

Získavanie amoniaku v laboratóriu neposkytuje najoptimálnejšiu technológiu na jeho výrobu v požadovaných množstvách. Ľudia už dlhé roky hľadajú spôsoby, ako látku extrahovať v priemyselnom meradle.

Počiatky zavedenia výrobných technológií

V rokoch 1775-1780 sa robili pokusy na viazanie voľných molekúl dusíka z atmosféry. Švédsky chemik K. Schelle našiel reakciu, ktorá vyzerala

Na2C03 + 4C + N2 = 2NaCN + 3CO

Na jej základe v roku 1895 N. Caro a A. Frank vyvinuli metódu viazania voľných molekúl dusíka:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C

Táto možnosť si vyžadovala veľa energie a nebola ekonomicky výhodná, preto sa od nej časom upustilo.

Ďalšou pomerne nákladnou metódou bol proces interakcie medzi molekulami dusíka a kyslíka, ktorý objavili anglickí chemici D. Priestley a G. Cavendish:

Zvýšený dopyt po amoniaku

V roku 1870 sa o tejto chemikálii uvažovalo nechcený produkt plynárenský priemysel a bol prakticky zbytočný. O 30 rokov neskôr sa však stal veľmi populárnym v koksárenskom priemysle.

Spočiatku sa zvýšená potreba amoniaku uspokojovala jeho izoláciou od uhlia. Ale s 10-násobným zvýšením spotreby látky sa hľadali spôsoby, ako ju extrahovať praktická práca. Výroba amoniaku sa začala zavádzať pomocou zásob atmosférického dusíka.

Potreba látok na báze dusíka bola pozorovaná takmer vo všetkých známych odvetviach hospodárstva.

Hľadanie spôsobov, ako uspokojiť priemyselný dopyt

Ľudstvo prešlo dlhú cestu k realizácii rovnice na výrobu hmoty:

N2 + 3H2 = 2NH3

Výroba amoniaku v priemysle bola prvýkrát realizovaná v roku 1913 katalytickou syntézou z vodíka a dusíka. Metódu objavil v roku 1908 F. Haber.

Otvorená technológia vyriešila pre mnohých vedcov dlhodobý problém rozdielne krajiny. Až do tohto momentu nebolo možné viazať dusík vo forme NH3. Tento chemický proces sa nazýva kyánamidová reakcia. Keď sa teplota vápna a uhlíka zvýšila, získala sa látka CaC 2 (karbid vápnika). Zahrievaním dusíka dosiahli produkciu kyanamidu vápenatého CaCN 2, z ktorého sa hydrolýzou uvoľnil amoniak.

Zavedenie technológií na výrobu amoniaku

Výroba NH 3 v celosvetovom priemyselnom meradle začala kúpou technologického patentu F. Haberu A. Mittashom, zástupcom Baden Soda Factory. Začiatkom roku 1911 sa syntéza čpavku v malom zariadení stala pravidelnou. K. Bosch vytvoril veľký kontaktný aparát na základe vývoja F. Haberu. Toto bolo pôvodné zariadenie, ktoré zabezpečovalo proces extrakcie amoniaku syntézou vo výrobnom meradle. K. Bosch prevzal v tejto otázke plné vedenie.

Úspora nákladov na energiu znamenala účasť na syntéznych reakciách určitých katalyzátorov.

Skupina vedcov, ktorí sa snažili nájsť vhodné komponenty, navrhla nasledovné: železný katalyzátor, ku ktorému boli pridané oxidy draslíka a hliníka a ktorý je stále považovaný za jeden z najlepších na výrobu amoniaku v priemysle.

9. septembra 1913 začal fungovať prvý závod na svete využívajúci technológiu katalytickej syntézy. Postupne sa zvyšovala výrobná kapacita a do konca roku 1917 sa vyrábalo 7 tisíc ton čpavku mesačne. V prvom roku prevádzky závodu to bolo len 300 ton mesačne.

Následne aj všetky ostatné krajiny začali využívať technológiu syntézy s použitím katalyzátorov, ktorá sa v podstate príliš nelíšila od Haber-Boschovej techniky. Použitie vysokotlakových a cirkulačných procesov sa vyskytovalo v akomkoľvek technologickom procese.

Zavedenie syntézy v Rusku

V Rusku sa na výrobu amoniaku používala aj syntéza s použitím katalyzátorov. Reakcia vyzerá takto:

V Rusku začala prvá továreň na syntézu amoniaku fungovať v roku 1928 v Černorečensku a potom boli výrobné zariadenia postavené v mnohých ďalších mestách.

Praktické práce na výrobe čpavku neustále naberajú na obrátkach. Medzi rokmi 1960 a 1970 sa syntéza zvýšila takmer 7-násobne.

V krajine sa na úspešné získavanie, zber a rozpoznávanie amoniaku používajú zmiešané katalytické látky. Štúdiu ich zloženia sa zaoberá skupina vedcov vedená S. S. Lachinovom. Práve táto skupina našla najefektívnejšie materiály pre technológiu syntézy.

Pokračuje aj výskum kinetiky procesu. Vedecký vývoj v tejto oblasti uskutočnil M. I. Temkin, ako aj jeho spolupracovníci. V roku 1938 tento vedec spolu s kolegom V.M. Pyzhevom urobil dôležitý objav pri zlepšovaní výroby amoniaku. Rovnica kinetiky syntézy zostavená týmito chemikmi sa teraz používa na celom svete.

Moderný proces syntézy

Proces výroby amoniaku pomocou katalyzátora, používaný v dnešnej výrobe, je reverzibilný. Preto je veľmi aktuálna otázka optimálnej miery vplyvu ukazovateľov na dosiahnutie maximálneho výstupu.

Proces prebieha pri vysokej teplote: 400-500 ˚С. Na zabezpečenie požadovanej rýchlosti reakcie sa používa katalyzátor. Moderná výroba NH 3 zahŕňa použitie vysokého tlaku - asi 100-300 atm.

Spolu s použitím cirkulačného systému je možné získať dostatočne veľkú masu východiskových materiálov premenených na amoniak.

Moderná výroba

Operačný systém akéhokoľvek zariadenia na výrobu amoniaku je pomerne zložitý a obsahuje niekoľko stupňov. Technológia na získanie požadovanej látky sa uskutočňuje v 6 etapách. Počas procesu syntézy sa produkuje, zbiera a rozpoznáva amoniak.

Počiatočná fáza zahŕňa extrakciu síry zo zemného plynu pomocou odsírovacieho zariadenia. Táto manipulácia je potrebná vzhľadom na skutočnosť, že síra je katalytický jed a zabíja niklový katalyzátor v štádiu extrakcie vodíka.

V druhej fáze prebieha konverzia metánu, ku ktorej dochádza pomocou vysoká teplota a tlak pri použití niklového katalyzátora.

V tretej fáze dochádza k čiastočnému spaľovaniu vodíka vo vzdušnom kyslíku. Výsledkom je zmes vodnej pary, oxidu uhoľnatého a dusíka.

Vo štvrtom stupni nastáva posunová reakcia, ktorá prebieha za rôznych katalyzátorov a dvoch rôznych teplotných podmienok. Spočiatku sa používa Fe 3 O 4 a proces prebieha pri teplote 400 ˚C. Druhý stupeň zahŕňa účinnejší medený katalyzátor, ktorý umožňuje výrobu pri nízkych teplotách.

Ďalšia piata fáza zahŕňa odstránenie zbytočného oxidu uhoľnatého (VI) zo zmesi plynov pomocou technológie absorpcie alkalického roztoku.

V konečnom štádiu sa oxid uhoľnatý (II) odstráni pomocou reakcie konverzie vodíka na metán cez niklový katalyzátor a pri vysokej teplote.

Zmes plynov získaná ako výsledok všetkých manipulácií obsahuje 75 % vodíka a 25 % dusíka. Pod veľkým tlakom sa stlačí a následne ochladí.

Práve tieto manipulácie sú opísané vzorcom uvoľňovania amoniaku:

N2 + 3H2 ↔ 2 NH3 + 45,9 kJ

Hoci tento proces nevyzerá veľmi komplikovane, všetky vyššie uvedené kroky na jeho realizáciu naznačujú náročnosť výroby amoniaku v priemyselnom meradle.

Pre kvalitu finálny produkt ovplyvnené neprítomnosťou nečistôt v surovinách.

Výroba čpavku, ktorá prešla dlhú cestu od malých laboratórnych skúseností k výrobe vo veľkom meradle, je dnes obľúbeným a nenahraditeľným odvetvím chemického priemyslu. Tento proces sa neustále zdokonaľuje, aby sa zabezpečila kvalita, nákladová efektívnosť a požadované množstvo produkt pre každú bunku národného hospodárstva.

Amoniak- NH3, nitrid vodíka, za normálnych podmienok - bezfarebný plyn s ostrým charakteristickým zápachom (zápach amoniaku)

Ide o takzvaný Haberov proces (nemecký fyzik, ktorý vyvinul fyzikálno-chemické základy metódy).

Reakcia nastáva s uvoľnením tepla a znížením objemu. Na základe Le Chatelierovho princípu by preto reakcia mala prebiehať pri najnižších možných teplotách a vysokých tlakoch – vtedy sa rovnováha posunie doprava. Rýchlosť reakcie pri nízkych teplotách je však zanedbateľná a pri vysokých teplotách sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje. Uskutočnenie reakcie pri veľmi vysokých tlakoch vyžaduje vytvorenie špeciálnej odolnosti vysoký tlak zariadení, čo znamená veľké kapitálové investície. Navyše rovnováha reakcie, dokonca aj pri 700 °C, sa nastavuje príliš pomaly na jej praktické použitie.

Použitie katalyzátora (porézne železo s nečistotami Al2O3 a K2O) umožnilo urýchliť dosiahnutie rovnovážneho stavu. Je zaujímavé, že pri hľadaní katalyzátora pre túto úlohu sa vyskúšalo viac ako 20 tisíc rôznych látok.

Pri zohľadnení všetkých vyššie uvedených faktorov sa proces výroby amoniaku uskutočňuje za nasledujúcich podmienok: teplota 500 °C, tlak 350 atmosfér, katalyzátor. Výťažok amoniaku za takýchto podmienok je asi 30 %. V priemyselných podmienkach sa využíva princíp cirkulácie – ochladzovaním sa odstraňuje amoniak a nezreagovaný dusík a vodík sa vracajú do syntéznej kolóny. To sa ukazuje byť ekonomickejšie ako dosiahnutie vyššieho výťažku reakcie zvýšením tlaku.

Na získanie amoniaku v laboratóriu sa využíva pôsobenie silných alkálií na amónne soli.

Zvyčajne laboratórna metóda Amoniak sa získava miernym zahrievaním zmesi chloridu amónneho a haseného vápna.

Na vysušenie amoniaku prechádza cez zmes vápna a lúhu sodného.

Veľmi suchý amoniak možno získať rozpustením kovového sodíka v ňom a následnou destiláciou. Najlepšie sa to robí v systéme vyrobenom z kovu vo vákuu. Systém musí odolať vysokému tlaku (pri izbovej teplote je tlak nasýtených pár amoniaku asi 10 atmosfér). V priemysle sa amoniak suší v absorpčných kolónach.

Miera spotreby na tonu čpavku

Výroba jednej tony čpavku v Rusku si vyžaduje v priemere 1200 nm³ zemný plyn, v Európe - 900 nm³.

Amoniak v medicíne

Na uhryznutie hmyzom sa amoniak používa zvonka vo forme pleťových vôd. 10% vodný roztok amoniaku je známy ako amoniak.

možné vedľajšie účinky: Pri dlhšej expozícii (inhalačné použitie) môže amoniak spôsobiť reflexné zastavenie dýchania.

Lokálne použitie je kontraindikované pri dermatitíde, ekzémoch a iných kožné ochorenia, ako aj s otvorenými traumatickými poraneniami kože.

V prípade náhodného poškodenia sliznice oka vypláchnite vodou (15 minút každých 10 minút) alebo 5% roztokom kyselina boritá. Nepoužívajú sa oleje a masti. Ak je postihnutý nos a hltan - 0,5% roztok kyselina citrónová alebo prírodné šťavy. Ak sa užíva perorálne, pite vodu, ovocný džús, mlieko, najlepšie 0,5 % roztok kyseliny citrónovej alebo 1 % roztok octová kyselina kým sa obsah žalúdka úplne nezneutralizuje.

Interakcia s ostatnými lieky neznámy.

Zaujímavosti

Výpary z amoniaku môžu zmeniť farbu kvetov. Napríklad modré a modré okvetné lístky sa sfarbia do zelena, jasne červené okvetné lístky sčernejú.

Prchavou charakteristickou vodíkovou zlúčeninou dusíka je amoniak. Z hľadiska významu v anorganickom chemickom priemysle a anorganickej chémii je amoniak najdôležitejšou vodíkovou zlúčeninou dusíka. Svojou chemickou podstatou je to nitrid vodíka H 3 N. V chemickej štruktúre amoniaku tvoria 3 hybridné orbitály atómu dusíka tri σ väzby s tromi atómami vodíka, ktoré zaberajú tri vrcholy mierne zdeformovaného štvorstenu.

Štvrtý vrchol štvorstenu je obsadený osamelým elektrónovým párom dusíka, ktorý zabezpečuje chemickú nenasýtenosť a reaktivitu molekúl amoniaku, ako aj veľkú hodnotu elektrického dipólového momentu.

Za normálnych podmienok je amoniak bezfarebný plyn so štipľavým zápachom. Je toxický: dráždi sliznice, akútna otrava spôsobuje poškodenie očí a zápal pľúc. Vďaka polarite molekúl a pomerne vysokej dielektrickej konštante je kvapalný amoniak dobrým rozpúšťadlom. Alkalické kovy a kovy alkalických zemín, síra, fosfor, jód a mnohé soli a kyseliny sa dobre rozpúšťajú v kvapalnom amoniaku. Amoniak je rozpustnejší vo vode ako ktorýkoľvek iný plyn. Tento roztok sa nazýva čpavková voda, príp amoniak. Vynikajúca rozpustnosť amoniaku vo vode je spôsobená tvorbou medzimolekulových vodíkových väzieb.

Amoniak má hlavné vlastnosti:

Reakcia amoniaku s vodou:

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH -

Interakcia s halogenovodíkmi:

NH3+HCl ⇄NH4Cl

Interakcia s kyselinami (v dôsledku toho sa tvoria stredné a kyslé soli):

NH3+H3P04 -> (NH4)3P04 fosforečnan amónny

NH3+H3P04 -> (NH4)2HP04 hydrogenfosforečnan amónny

NH3+H3P04 -> (NH4)H2P04 dihydrogenfosforečnan amónny

Amoniak reaguje so soľami niektorých kovov za vzniku komplexných zlúčenín - amoniak:

CuS04 + 4NH3 → SO4 tetraamín síran meďnatý (II)

AgCl+ 2NH3 -> Cl diamínchlorid strieborný (ja)

Všetky vyššie uvedené reakcie sú adičné reakcie.

Redoxné vlastnosti:

V molekule amoniaku NH 3 má dusík oxidačný stav -3, takže pri redoxných reakciách môže darovať iba elektróny a je len redukčným činidlom.

Amoniak redukuje niektoré kovy z ich oxidov:

2NH3 + 3CuO -> N2+3Cu +3H20

Amoniak sa v prítomnosti katalyzátora oxiduje na oxid dusnatý NO:

4NH3 + 502 -> 4NO+ 6H20

Amoniak sa oxiduje kyslíkom bez katalyzátora na dusík:

4NH3 + 302 -> 2N2 + 6H20

21. Vodíkové zlúčeniny halogénov. 22. Halogénovodíkové kyseliny.

Halogenidy sú bezfarebné plyny štipľavého zápachu a sú ľahko rozpustné vo vode. Fluorovodík je miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere. Vysoká rozpustnosť týchto zlúčenín vo vode umožňuje získať koncentrované roztoky.

Po rozpustení vo vode sa halogenovodíky disociujú ako kyseliny. HF patrí k slabo disociovaným zlúčeninám, čo sa vysvetľuje špeciálnou silou väzby. Zvyšné roztoky halogénvodíkov sú klasifikované ako silné kyseliny. HF - kyselina fluorovodíková HCl - kyselina chlorovodíková HBr - kyselina bromovodíková HI - kyselina jodovodíková

Zvyšuje sa sila kyselín v rade HF - HCl - HBr - HI, čo sa vysvetľuje poklesom väzbovej energie v rovnakom smere a zväčšením medzijadrovej vzdialenosti. HI je najsilnejšia kyselina spomedzi halogenovodíkových kyselín.

Polarizácia sa zvyšuje v dôsledku skutočnosti, že voda viac polarizuje väzbu, ktorej dĺžka je väčšia. Soli halogenovodíkových kyselín majú nasledujúce názvy: fluoridy, chloridy, bromidy, jodidy.

Chemické vlastnosti halogenovodíkových kyselín

Vo svojej suchej forme nemajú halogenovodíky žiadny vplyv na väčšinu kovov.

1. Vodné roztoky halogenovodíkov majú vlastnosti bezkyslíkatých kyselín. Intenzívne interagovať s mnohými kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi; neovplyvňujú kovy, ktoré sú v elektrochemickom napäťovom rade kovov po vodíku. Interakcia s niektorými soľami a plynmi.

Kyselina fluorovodíková ničí sklo a kremičitany:

Si02+4HF=SiF4+2H20

Preto sa nemôže skladovať v sklenených nádobách.

2. Pri redoxných reakciách sa halogenovodíkové kyseliny správajú ako redukčné činidlá a zvyšuje sa redukčná aktivita v rade Cl-, Br-, I-.

Potvrdenie

Fluorovodík sa vyrába pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na kazivec:

CaF2+H2S04=CaS04+2HF

Chlorovodík sa vyrába priamou reakciou vodíka s chlórom:

Ide o syntetický spôsob výroby.

Sulfátová metóda je založená na reakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s NaCl.

Pri miernom zahrievaní reakcia pokračuje tvorbou HCl a NaHS04.

NaCl + H2S04 = NaHS04 + HCl

Pri vyššej teplote nastáva druhá fáza reakcie:

NaCl+NaHS04=Na2S04+HCl

Je však nemožné získať HBr a HI podobným spôsobom, pretože ich zlúčeniny s kovmi pri interakcii s koncentrovanou kyselinou sírovou sa oxidujú, pretože I- a Br- sú silné redukčné činidlá.

2NaBr-1+2H2S+604(k)=Br02+S+402+Na2S04+2H20

Hydrolýzou PBr3 a PI3 sa získa bromovodík a jodovodík: PBr3+3H2O=3HBr+H3PO3PI3+3H2O=3HI+H3PO3