Водню, за нормальних умов - безбарвний газ з різким характерним запахом (запах нашатирного спирту)
- Галогени (хлор, йод) утворюють з аміаком небезпечні вибухові речовини - галогеніди азоту (хлористий азот, йодистий азот).
- З галогеноалканами аміак входить у реакцію нуклеофільного приєднання, утворюючи заміщений іон амонію (спосіб отримання амінів):
- З карбоновими кислотами, їх ангідридами, галогенангідридами, ефірами та іншими похідними дає аміди. З альдегідами та кетонами - основи Шиффа, які можна відновити до відповідних амінів (відновне амінування).
- При 1000 °C аміак реагує з вугіллям утворюючи синильну кислоту HCN і частково розкладаючись на азот і водень. Також він може реагувати з метаном, утворюючи ту ж саму синильну кислоту:
Історія назви
Аміак (у європейських мовахйого назва звучить як «аммоніак») своєю назвою завдячує оазі Аммона в Північній Африці, розташованому на перехресті караванних шляхів. У спекотному кліматі сечовина (NH 2) 2 CO, що міститься в продуктах життєдіяльності тварин, розкладається особливо швидко. Одним із продуктів розкладання і є аміак. За іншими відомостями, аміак отримав свою назву від давньоєгипетського слова амоніан. Так називали людей, які поклоняються богу Амону. Під час своїх ритуалів вони нюхали аміак NH 4 Cl, який при нагріванні випаровує аміак.
Рідкий аміак
Рідкий аміак, хоч і в незначній мірі, дисоціює на іони (автопротоліз), в чому виявляється його схожість з водою.
Константа самоіонізації рідкого аміаку при −50 °C становить приблизно 10 −33 (моль/л)².
Отримані в результаті реакції з аміаком аміди металів містять негативний іон NH 2 -, який також утворюється при самоіонізації аміаку. Таким чином, аміди металів є аналогами гідроксидів. Швидкість реакції зростає під час переходу від Li до Cs. Реакція значно прискорюється при навіть невеликих домішок H 2 O.
Металоаміачні розчини мають металеву електропровідність, в них відбувається розпад атомів металу на позитивні іони і сольватовані електрони, оточені молекулами NH 3 . Металоаміачні розчини, які містять вільні електрони, є найсильнішими відновниками.
Комплексоутворення
Завдяки своїм електронодонорним властивостям, молекули NH 3 можуть входити як ліганд у комплексні сполуки. Так, введення надлишку аміаку в розчини солей d-металів призводить до утворення їх амінокомплексів:
Комплексоутворення зазвичай супроводжується зміною забарвлення розчину. Так, у першій реакції блакитний колір (CuSO 4) переходить у темно-синій (забарвлення комплексу), а в другій реакції забарвлення змінюється із зеленої (Ni(NO 3) 2) у синьо-фіолетову. Найбільш міцні комплекси з NH 3 утворюють хром та кобальт у ступені окислення +3.
Біологічна роль
Аміак є кінцевим продуктом азотистого обміну в організмі людини та тварин. Він утворюється при метаболізмі білків, амінокислот та інших азотистих сполук. Він високо токсичний для організму, тому більша частинааміаку в ході орнітінового циклу конвертується печінкою в більш нешкідливу і менш токсичну сполуку - карбамід (сечовину). Сечовина потім виводиться нирками, причому частина сечовини може бути конвертована печінкою або нирками у аміак.
Аміак може також використовуватися печінкою для зворотного процесу – ресинтезу амінокислот з аміаку та кетоаналогів амінокислот. Цей процес зветься «відновне амінування». Таким чином із щавлевооцтової кислоти виходить аспарагінова, з α-кетоглутарової - глутамінова і т.д.
Фізіологічна дія
За фізіологічною дією на організм відноситься до групи речовин задушливої та нейротропної дії, здатних при інгаляційному ураженні викликати токсичний набряк легень та тяжке ураження нервової системи. Аміак має як місцеву, так і резорбтивну дію.
Пари аміаку сильно дратують слизові оболонки очей та органів дихання, а також шкірні покриви. Це людина сприймає як різкий запах. Пари аміаку викликають рясну сльозотечу, біль в очах, хімічний опік кон'юнктиви та рогівки, втрату зору, напади кашлю, почервоніння та свербіж шкіри. При дотику зрідженого аміаку та його розчинів зі шкірою виникає печіння, можливий хімічний опік з бульбашками, виразками. Крім того, скраплений аміак при випаровуванні поглинає тепло, і при зіткненні зі шкірою виникає обмороження різного ступеня. Запах аміаку відчувається при концентрації 37 мг/м³.
Застосування
Аміак належить до найважливіших продуктів хімічної промисловості, щорічне його світове виробництво досягає 150 млн тонн. В основному використовується для виробництва азотних добрив (нітрат і сульфат амонію, сечовина), вибухових речовин та полімерів, азотної кислоти, соди (за аміачним методом) та інших продуктів хімічної промисловості. Рідкий аміак використовують як розчинник.
Витратні норми на тонну аміаку
На виробництво однієї тонни аміаку в Росії витрачається в середньому 1200 нм природного газу, в Європі - 900 нм .
Білоруський «Гродно Азот» витрачає 1200 нм³ природного газу на тонну аміаку, після модернізації очікується зниження витрати до 876 нм³.
Українські виробники споживають від 750 нм до 1170 нм природного газу на тонну аміаку.
За технологією UHDE заявляється споживання 6,7-7,4 Гкал енергоресурсів на тонну аміаку.
Аміак у медицині
При укусах комах аміак застосовують зовнішньо як примочок. 10% водний розчин аміаку відомий як нашатирний спирт.
Можливі побічні дії: при тривалій експозиції (інгаляційне застосування) аміак може спричинити рефлекторну зупинку дихання.
Місцеве застосування протипоказане при дерматитах, екземах, інших захворюваннях шкіри, а також при відкритих травматичних пошкодженнях шкірних покривів.
При випадковому ураженні слизової оболонки ока промити водою (по 15 хв через кожні 10 хв) або 5% розчином борної кислоти. Олії та мазі не застосовують. При ураженні носа та глотки – 0,5 % розчин лимонної кислоти або натуральні соки. У разі прийому внутрішньо пити воду, фруктовий сік, молоко, краще – 0,5 % розчин лимонної кислоти або 1 % розчин оцтової кислоти до повної нейтралізації вмісту шлунка.
Взаємодія з іншими лікарськими засобами невідома.
Виробники аміаку
Виробники аміаку в Україні
| Компанія | 2006, тис. т | 2007, тис. т |
|---|---|---|
| ВАТ «Тольяттіазот»]] | 2 635 | 2 403,3 |
| ВАТ НАК "Азот" | 1 526 | 1 514,8 |
| ВАТ «Акрон» | 1 526 | 1 114,2 |
| ВАТ «Невинномиський азот», м. Невинномиськ | 1 065 | 1 087,2 |
| ВАТ «Міндобрива» (м. Россош) | 959 | 986,2 |
| КОАТ «АЗОТ» | 854 | 957,3 |
| ВАТ «Азот» | 869 | 920,1 |
| ВАТ «Кірово-Чепецький хім. комбінат» | 956 | 881,1 |
| ВАТ Череповецький «Азот» | 936,1 | 790,6 |
| ЗАТ «Куйбишевазот» | 506 | 570,4 |
| ВАТ «Газпром Нафтохім Салават» | 492 | 512,8 |
| "Мінеральні добрива" (м. Перм) | 437 | 474,6 |
| ВАТ «Дорогобуж» | 444 | 473,9 |
| ВАТ «Воскресенські мінеральні добрива» | 175 | 205,3 |
| ВАТ «Щекіноазот» | 58 | 61,1 |
| ТОВ «МенделєєвськАзот» | - | - |
| Разом | 13 321,1 | 12 952,9 |
Перед Росії припадає близько 9 % світового випуску аміаку. Росія – один із найбільших світових експортерів аміаку. На експорт поставляється близько 25% загального обсягу виробництва аміаку, що становить близько 16% світового експорту.
Виробники аміаку в Україні.
- Хмари Юпітера складаються з аміаку.
Див. також
Примітки
Посилання
- //
- // Енциклопедичний словник Брокгауза та Ефрона: У 86 томах (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.
- // Енциклопедичний словник Брокгауза та Ефрона: У 86 томах (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.
- // Енциклопедичний словник Брокгауза та Ефрона: У 86 томах (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.
Література
- Ахметов Н. С.Загальна та неорганічна хімія. - М: вища школа, 2001.
Аміак - це летюча воднева сполука (нітрид водню), яка відіграє провідну роль у сучасній промисловості.
Хоч його і відкрили лише у вісімнадцятому столітті, але він був відомий людині з давніх-давен. Водний розчин аміаку – це нашатирний спирт. Ця речовина міститься в продуктах розкладання живих організмів та сечі. Тому при розпаді органіки (останків рослин, тварин) виділяється аміак, і від цього з'являється різкий запах гниття (нашатиря).
Історія аміаку
Аміак було відкрито наприкінці вісімнадцятого століття британським хіміком Джозефом Прістлі - одним із основоположників сучасної хімії, який зробив також безліч важливих відкриттів в інших сферах науки (фізики, біології, оптики).
Наприклад, у списках його винаходів є: газована вода, за яку він отримав медаль Лондонського Королівського товариства, і всім відомий гумка (раніше для стирання графіту всі користувалися хлібом).
Не можна заперечувати, що Джозеф Прістлі зробив величезний внесок у хімію, особливо в галузі газів, проте багато своїх досягнень він зробив випадково.
Джозеф Прістлі отримав аміак методом нагрівання хлориду амонію (нашатир) з гідроксидом кальцію (гашене вапно) і потім зібрав газ, що виділився в ртутній ванні.
Ртутна ванна - це спеціальний прилад, створений Прістлі для концентрування газів. При кімнатній температурі ртуть є рідиною з високою щільністю, що дозволяє їй абсорбувати гази. Їх вчений легко виділяв із речовин, нагріваючи над поверхнею ртуті.
Рівняння аміаку:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = NH 3 + CaCl 2.
Після відкриття Джозефом Прістлі аміаку його вивчення не стояло на місці.
У 1784 році було встановлено склад цієї речовини хіміком Луї Бертолле, який розклав його на вихідні елементи електричним розрядом.
Найменування "нашатир" він отримав вже в 1787 році від латинської назви нашатирного лугу, а саме назву "аміак", яким ми звикли користуватися, ввів Яків Дмитрович Захаров в 1801 році.
Але що цікаво. За сто років до Джозефа Прістлі та його відкриття аміаку, вчений Роберт Бойль спостерігав якесь явище, при якому паличка, попередньо змочена в соляній кислоті, починала диміти, коли її підносили до газу, що виділяється при спалюванні гною. Це тим, що кислота і аміак вступали у реакцію, й у продуктах містився хлорид амонію, частки якого й створювали дим. Виходить що експериментальними методамиаміак було виявлено давно, але його перебування у світі було доведено набагато пізніше.
Склад молекули
Молекула аміаку (NH 3) має форму тетраедра з атомом азоту у вершині. У ній знаходяться чотири електронні хмари, які перекриваються вздовж лінії зв'язку, отже, в молекулі містяться виключно сигма-зв'язки. Порівняно з воднем азот має велику електронегативність, тому загальні електронні пари в молекулі зміщені у його бік. І оскільки в аміаку скрізь одинарні зв'язки, то тип гібридизації - sp 3 а кут між електронними хмарами дорівнює 109 градусів.
Способи отримання
У світі щорічно виробляється близько 100 мільйонів тонн аміаку, тому цей процес можна по праву вважати одним із найважливіших у світі. Випускають його у рідкому вигляді або як двадцяти п'яти процентний розчин.
Існують такі способи його отримання:
1. У промисловості аміак видобувають за допомогою синтезу азоту та водню, що супроводжується виділенням тепла. Причому дана реакція може проходити лише за високої температури, тиску й у присутності каталізатора, який, прискорюючи слабку реакцію, сам у неї вступає.
Рівняння реакції аміаку:
N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q
2. Можна одержати аміак під час коксування кам'яного вугілля.
Насправді у вугіллі немає ніякого аміаку, але в ньому є багато органічних сполук, у складі яких містяться азот та водень. А при сильному нагріванні вугілля (піроліз) ці складові утворюють аміак, який виходить як побічний продукт.
3. У лабораторії аміак добувають нагріванням хлориду амонію та гідроксиду кальцію:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
4. Або нагріванням хлориду амонію з концентрованим лугом:
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O
Застосування
Аміак - це незамінна і справді потрібна речовина, без якої світова промисловість уповільнила б свій рух. Область його застосування широка: вона задіяна у всіх виробничих процесах людини, починаючи від заводів та лабораторій, закінчуючи медициною. Його переваги в тому, що він є екологічно чистим і є досить дешевим продуктом.
Області застосування аміаку:
- Хімічна промисловість. Його використовують у виробництві добрив, полімерів, азотної кислоти, вибухових речовин, як розчинник (рідкий аміак).
- Холодильні установки. Аміак випаровується з поглинанням великої кількостітепла з довкілля, так як має певні термодинамічні властивості. Холодильні системи, засновані на його застосуванні більш ніж ефективні, тому він є головним холодоагентом у промисловості.
- Медицина. Нашатирний спирт або 10% розчин аміаку використовують при виведенні з непритомного стану (подразнення рецепторів слизової оболонки носа сприяє стимуляції дихання), обробці рук хірурга, збудженні блювоти і так далі.
- Текстильна промисловість. З його допомогою одержують синтетичні волокна. Також аміак використовують при очищенні чи фарбуванні різних тканин.
Фізичні властивості
Ось які Фізичні властивостівластиві аміаку:
- За нормальних умов є газом.
- Безбарвний.
- Має різкий запах.
- Отруйний і дуже токсичний.
- Дуже добре розчинний у воді (один обсяг води на сімсот обсягів аміаку) та ряді органічних речовин.
- Температура плавлення становить –80 °С.
- Температура кипіння – близько -36 °С.
- Є вибухонебезпечною та горючою речовиною.
- Приблизно вдвічі легше повітря.
- Має молекулярну кристалічні ґративідповідно, він легкоплавкий і неміцний.
- Молярна масааміаку дорівнює 17 г/моль.
- При нагріванні в кисневому середовищі розкладається на воду та азот.
Хімічні властивості аміаку
Аміак є сильним відновником, тому що ступінь окиснення азоту в молекулі мінімальна. Він здатний також до окисних властивостей, Що трапляється набагато рідше.
Реакції з аміаком:
- З кислотами аміак утворює солі амонію, що розкладаються під час нагрівання. З соляною кислотоюаміак становить хлорид амонію, і з сірчаної - сульфат амонію.
NH 3 + HCL = NH 4 CL
NH 3 + H 2 SO4 = (NH 4) 2 SO 4
- З киснем при нагріванні утворюється азот, а за участю каталізатора (Pt) виходить оксид азоту.
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
- З водою утворюється нестійкий гідрат аміаку.
NH 3 + H 2 O = NH 3 × H 2 O
Аміак здатний виявляти лужні властивості, тому при взаємодії з водою він утворює слабку основу – NH 4 OH. Але насправді такої сполуки немає, тому формулу слід записувати так: NH 3 × H 2 O.
Із оксидами металів.
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
- З галогенами.
8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl
- Із солями металів.
3NH 3 + ДТ 2 Про + AlCl 3 = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Сполуки аміаку
Є кілька типів складних речовин, що утворюються при взаємодії з аміаком:
- Солі амонію. Вони утворюються в результаті реакцій аміаку з кислотами та розкладаються при нагріванні.
- Аміди. Це солі, які одержують, діючи на лужні метали аміаком.
- Гідразин. Це речовина, яку одержують в результаті окислення аміаку гіпохлоритом натрію в присутності желатину.
- Аміни. Аміак взаємодіє з галогеноалканами як реакцію приєднання, утворюючи солі.
- Аміакати. Зі сріблом і солями міді аміак утворює комплексні солі.
Біологічна роль
Аміак - речовина, що утворюється в організмах живих істот при метаболізмі, що є продуктом азотистого обміну. У фізіології тварин для нього відведена важлива роль, проте він має високу токсичність для організмів і майже не міститься в них чистому вигляді. Більша його частина переробляється печінкою в нешкідливу речовину - сечовину або як її ще називають карбамід.
Також він сприяє нейтралізації кислот, що надходять в організм з їжею, підтримуючи кислотно-лужний баланс крові.
Аміак – це важливе джерело азоту для рослин. В основному вони поглинають його з ґрунту, але це дуже трудомісткий та неефективний процес. Деякі рослини здатні накопичувати азот, що міститься в атмосфері, за допомогою спеціальних ферментів – нітрогеназів. Після чого вони переробляють азот у корисні їм сполуки, наприклад, білки та амінокислоти.
Агрегатні стани
Аміак може бути в різних агрегатних станах:
- Він є у вигляді безбарвного газу з неприємним різким запахом у нормальних умовах.
- Також він добре може розчинятися у воді, тому його можна зберігати у вигляді водного розчину з певною концентрацією. Він зріджується і стає рідиною внаслідок тиску та сильного охолодження.
- Аміак має твердий стан, в якому він постає безбарвними кубічними кристалами.
Отруєння аміаком
Як вище згадувалося, аміак - це вкрай токсична і отруйна речовина. Його належать до четвертого класу небезпеки.
Отруєння цим газом супроводжується порушенням багатьох процесів організму:
- Спочатку уражається нервова система та знижується засвоєння кисню нервовими клітинами.
- При проникненні в горлянку, потім трахею та бронхи аміак осідає на слизових покривах, розчиняється, утворюючи луг, який починає згубно діяти на організм, викликаючи внутрішні опіки, руйнуючи тканини та клітини.
- Ця речовина також впливає на жирові компоненти, які в тому чи іншому вигляді входять до складу всіх органів людини.
- Попадають під вплив серцево-судинної та ендокринної системи, порушується їх робота.
Після контакту з аміаком страждає майже весь організм людини, його внутрішні тканини та органи, погіршується процес життєдіяльності.
Найчастіше випадки отруєння цим газом відбуваються на хімічних виробництвах внаслідок його витоку, але також можна їм отруїтися і в домашніх умовах, наприклад, якщо ємність, в якій міститься нашатирний спирт, нещільно закрита, та його пари накопичуються у приміщенні.
Отруєння може статися, навіть коли при непритомному стані людині підносять до носа тампон, змочений у нашатирі. Якщо потерпілому дати понюхати його понад п'ять секунд, то високий ризик інтоксикації, тому з нашатирним спиртом завжди слід поводитися гранично обережно.
Симптоми отруєння
Нижче наведено ряд ознак отруєння аміаком:
- Сильний кашель, утруднення дихання.
- Печіння в очах, сльозогінність, больова реакція на яскраве світло.
- Печіння в порожнині рота та носоглотці.
- Запаморочення, головний біль.
- Біль у животі, блювання.
- Зниження слухового порога.
- При серйознішому отруєнні можливі: втрата свідомості, судоми, зупинка дихання, гостра серцева недостатність. Сукупність порушень може призвести до коматозного стану.
Профілактика при отруєнні
Перша допомога у даному випадкускладається з кількох простих дій. Спочатку необхідно винести потерпілого на свіже повітря, промити йому обличчя та очі проточною водою. Навіть ті, хто був не дуже хороший у хімії, зі школи знають: луг нейтралізується кислотою, тому ротову порожнину та ніс потрібно обов'язково промити водою з додаванням лимонного соку чи оцту.
Якщо отруївся знепритомнів, слід укласти його на бік на випадок блювоти, а при зупинці пульсу та дихання зробити масаж серця та штучне дихання.
Наслідки отруєння
Після інтоксикації аміаком на людину можуть чекати дуже серйозні незворотні наслідки. Насамперед страждає центральна нервова система, що тягне за собою цілий рядускладнень:
- Мозок перестає повністю виконувати свої функції та починає давати збої, через це знижується інтелект, з'являються психічні захворювання, амнезія, нервові тики.
- Знижується чутливість деяких частин тіла.
- Порушується робота вестибулярного апарату. Через це людина відчуває постійне запаморочення.
- Органи слуху починають втрачати свою працездатність, що призводить до глухоти.
- При поразці очних покривів знижується зір та її гострота, у разі потерпілого чекає сліпота.
- Наступ летального результату. Це залежить від того, наскільки концентрація газу в повітрі була високою і скільки парів аміаку потрапило до організму.
Знати і дотримуватися вказаних заходів безпеки - значить убезпечити себе від ризику загрози власного життя чи гіршої долі - інвалідності, втрати слуху чи зору.
Аміак є газоподібною речовиною з різким неприємним запахом. Якими властивостями він володіє і з якими речовинами вступає в реакції?
Будова молекули
Електронна формула аміаку виглядає так:
Мал. 1. Електронна формула аміаку.
З чотирьох електронних пар при атомі азоту – три загальні та одна неподілена. В освіті молекули NH 3 беруть участь три неспарені p-електрони атома азоту, електронні орбіталі яких взаємно перпендикулярні, і 1s-електрони трьох атомів водню. Молекула має форму правильної піраміди: у кутах трикутника знаходяться атоми водню, а у вершині піраміди – атом азоту. Кут між зв'язками H-N-H дорівнює 107,78 градусів.
Фізичні властивості
Аміак – газ, що не має кольору з характерним різким запахом. Температура кипіння аміаку – -33,4 градуси за Цельсієм, плавлення – -77,8 градусів.
Аміак добре розчиняється у воді (при 20 градусах в 1 обсязі води розчиняється до 700 об'ємів аміаку). Концентрований розчин має густину аміаку 0,91 г/см3.
Розчин аміаку у воді називається аміачною водою або нашатирним спиртом. При кип'ятінні розчинений аміак випаровується з розчину.
Мал. 2. Нашатирний спирт.
Дещо гірше аміак розчинний в органічних розчинниках (спирт, ацетон, хлороформ, бензол). Аміак добре розчиняє багато азотовмісних речовин.
Рідкий аміак має велику теплоту випаровування (при -50 градусах 145 кДж/кг, за 0 градусів 1260 кДж/кг, за 50 градусів 1056 кДж/кг).
Молярна маса та молекулярна маса аміаку дорівнює 17
Хімічні властивості
У хімічному плані аміак досить активний. реакції, у яких бере участь аміак, супроводжуються або зміною ступеня окиснення азоту, або утворенням особливого вигляду ковалентного зв'язку. Велика розчинність хімічної речовиниу воді обумовлена освітою водневих зв'язків між їх молекулами.
Аміак здатний реагувати з такими речовинами:
- при взаємодії з кислотами аміак нейтралізує їх, утворюючи при цьому солі амонію:
NH 3 +HCl=NH 4 Cl
- при взаємодії з галогенами аміак зазвичай окислюється до вільного азоту:
8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br
- в суміші з киснем аміак горить зеленувато-жовтим полум'ям:
4NH 3 +3O 2 =6H 2 O+2N 2
- при нагріванні аміак відновлює оксид міді (II), а сам окислюється до вільного азоту:
3CuO+2NH 3 =3Cu+N 2 +3H 2 O
– за допомогою цієї реакції можна отримати кисень у лабораторних умовах.
Отримання та застосування
У лабораторії аміак одержують, нагріваючи хлоридом аммонію NH 4 Cl з гашеним вапном Ca(OH) 2:
2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 =CaCl+2NH 3 +2H 2 O
- Аміак, що виділяється, містить пари води.
У промисловості аміак одержують із азоту та водню. Реакція синтезу аміаку протікає з виділенням тепла та зменшенням об'єму:
N 2 +3H 2 =2NH 3
Температура, необхідна щодо синтезу аміаку, досягається шляхом попереднього підігріву азото-водневої суміші і з допомогою виділення реакційного тепла. Каталізатором синтезу аміаку є губчасте залізо, активоване деякими металами. Сірководень, кисень, оксид та діоксид вуглецю, пари та інші суміші, що містяться в азото-водневій суміші, різко знижують активність каталізатора. Синтез ведуть при температурі 500-550 градусів і тиску від 15 до 100 МПа.
Схема встановлення синтезу аміаку виглядає так:
Мал. 3. Схема виробництва аміаку.
Більшість синтезованого в промисловості аміаку використовується для отримання азотної кислоти та інших азотовмісних речовин. На легкому зрідженні та подальшому випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування в холодильних установках.
Водні розчини аміаку застосовуються в хімічних лабораторіях і виробництвах як слабка легколетюча основа. Також водні розчини використовують у медицині та побуті.
Що ми дізналися?
Вивчення аміаку входить до обов'язкового шкільного курсу хімії. Аміак – хімічне з'єднання, До складу якого входить азот і водень. Газ є безбарвною речовиною з яскраво вираженим запахом і вступає в реакції з кислотами, водою, галогенами, киснем та іншими складними та простими речовинами.
Тест на тему
Оцінка доповіді
Середня оцінка: 4.7. Усього отримано оцінок: 143.
Летким характеристичною водневою сполукою азоту є аміак. За значимістю в неорганічній хімічній промисловості та неорганічної хіміїаміак – найважливіша воднева сполука азоту. За своєю хімічної природивін являє собою нітрид водню H 3 N. хімічній будовіаміакаsp 3 -гібридні орбіталі атома азоту утворюють три σ-зв'язку з трьома атомами водню, які займають три вершини трохи спотвореного тетраедра.
Четверта вершина тетраедра зайнята неподіленою електронною парою азоту, що забезпечує хімічну ненасиченість та реакційну здатність молекул аміаку, а також велику величину електричного моменту диполя.
За звичайних умов аміак - безбарвний газ із різким запахом. Він токсичний: дратує слизові оболонки, а гостре отруєння викликає ураження очей та запалення легень. Внаслідок полярності молекул і досить високої діелектричної проникності рідкий аміак є добрим розчинником. У рідкому аміаку добре розчиняються лужні та лужноземельні метали, сірка, фосфор, йод, багато солі та кислоти. По розчинності у воді аміак перевершує будь-який інший газ. Цей розчин називається аміачною водою, або нашатирним спиртом. Прекрасна розчинність аміаку у питній воді зумовлена виникненням міжмолекулярних водневих зв'язків.
Аміак має основні властивості:
Взаємодія аміаку з водою:
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Взаємодія з галогеноводородами:
NH 3 +HCl ⇄NH 4 Cl
Взаємодія з кислотами (у результаті утворюються середні та кислі солі):
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 фосфат амонію
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 гідрофосфат амонію
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4)H 2 PO 4 дигідрофосфат амонію
Аміак взаємодіє із солями деяких металів з утворенням комплексних сполук – аміакатів:
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 сульфат тетрааммін міді (II)
AgCl+ 2NH 3 → Cl хлорид діамін срібла (I)
Всі вищенаведені реакції є реакціями приєднання.
Окисно-відновні властивості:
У молекулі аміаку NH 3 азот має ступінь окислення -3, тому в окислювально-відновних реакціях він може лише віддавати електрони і є лише відновником.
Аміак відновлює деякі метали з їх оксидів:
2NH 3 + 3CuO → N 2 +3Cu +3H 2 O
Аміак у присутності каталізатора окислюється до монооксиду азоту NO:
4NH 3 + 5O 2 → 4NO+ 6H 2 O
Аміак окислюється киснем без каталізатора до азоту:
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O
21. Водневі сполуки галогенів. 22. Галогеноводородні кислоти.
Галогеноводні - безбарвні гази, з різким запахом, легко розчиняються у воді. Фтороводород змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Висока розчинність цих сполук у воді дозволяє одержувати концентровані розчини.
При розчиненні у воді галогеноводи дисоціюють за типом кислот. HF відноситься до слабо дисоційованих сполук, що пояснюється особливою міцністю зв'язку. Інші ж розчини галогеноводородів ставляться до сильних кислот. HF - фтороводородна (плавикова) кислота НСl - хлороводнева (соляна) кислота HBr - бромоводнева кислота HI - йодоводородна кислота
Сила кислот у ряді HF - НСl - HBr - HI зростає, що пояснюється зменшенням у тому напрямку енергії зв'язку і збільшенням між'ядерної відстані. HI – найсильніша кислота з ряду галогеноводородних кислот.
Поляризуемість зростає внаслідок того, що вода поляризує більше той зв'язок, чия довжина більша. Солі галогеноводородних кислот мають відповідно такі назви: фториди, хлориди, броміди, йодиди.
Хімічні властивості галогеноводородних кислот
У сухому вигляді галогеноводи не діють на більшість металів.
1. Водні розчини галогеноводородів мають властивості безкисневих кислот. Енергійно взаємодіють з багатьма металами, їх оксидами та гідроксидами; на метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги металів після водню, не діють. Взаємодіють із деякими солями та газами.
Фтороводородна кислота руйнує скло та силікати:
SiO2+4HF=SiF4+2Н2O
Тому вона не може зберігатися у скляному посуді.
2. В окислювально-відновних реакціях галогеноводородние кислоти поводяться як відновники, причому відновна активність у ряді Сl-, Br-, I-підвищується.
Отримання
Фтороводород одержують дією концентрованої сірчаної кислоти на плавиковий шпат:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Хлороводень отримують безпосереднім взаємодією водню з хлором:
Це синтетичний спосіб одержання.
Сульфатний спосіб заснований на реакції концентрованої сірчаної кислоти NaCl.
При невеликому нагріванні реакція протікає з утворенням НСl та NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
При вищій температурі протікає друга стадія реакції:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Але аналогічним способом не можна отримати HBr та HI, т.к. їх з'єднання з металами при взаємодії з концентрованою сірчаною кислотою окислюються, т.к. I-і Br- є сильними відновниками.
2NaBr-1+2H2S+6O4(к)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2Н2O
Бромоводород та йодоводород отримують гідролізом PBr3 та PI3: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3
Хімічні реактиви, лабораторне обладнання та прилади – це головні складові будь-якої лабораторії. Незалежно від важливості властивостей та впливу хімреактивів завжди були і будуть основою всіх лабораторних досліджень, дослідів чи експериментів. Їх величезна кількість дає широке поле для діяльності багатьом хімікам та фармакологам. При з'єднанні вони можуть перетворюватися як на нешкідливі, так і на отруйні речовини, здатні завдавати серйозної шкоди. Хоча такі хімічні реактиви, як кристалічний йод, азотна кислота, аміак водний є небезпечними, їх вживання в лабораторній практиці має особливу важливість.
Визначення
(у євр. мовами - «амоніак») - це безбарвний газ, запах якого знайомий кожному, навіть тим, хто дуже далекий від хімії. Він дуже гострий, специфічний, що нагадує запах нашатирного спирту, здатний викликати сльозотечу. Аміак дуже отруйний, удвічі легший за повітря, суміш з яким вибухонебезпечна. Добре змішується зі спиртом та деякими іншими органічними розчинникамиу всіх співвідношеннях. При температурі 10 °C він згущується в рідину, що кипить при 33,7 °C. Цей хімічний реактив легко розчиняється у питній воді з активним виділенням тепла. Даний розчин називається водний аміак або аміачна вода. У харчової промисловості- Як добавка E527.
Розчин аміаку не сумісний з:
- Органічними кислотами;
- солями валентних металів;
- крохмалем;
- солями ртуті;
- йодом та ін.
Історія відкриття аміаку
У перекладі з грецької він означає амонова сіль, - так у давнину називали нашатир. Аміак був відкритий британським хіміком Д. Прістлеєм, який відомий як першовідкривач кисню та вуглекислого газу. Саме він назвав цей газ «лужним повітрям або летючим лугом», оскільки водний розчин аміаку мав усі властивості та ознаки лугу. Завдяки французькому хіміку Бертолле він отримав офіційний термін «нашатир». Це визначення вживається у багатьох західноєвропейських мовах.
Апарат для відгону аміаку
Основним завданням даного лабораторного обладнання є дистиляція та відгін аміаку з водяною парою, вимір масової часткибілка в пастеризованому, стерилізованому чи сирому молоці, кисломолочних напоях. 
Цей апарат складається з:
- конічної колби;
- лійки краплинної з краном;
- Перехідник з лабораторного скла;
- Скляної колби К'єльдаля;
- Т-подібної, вигнутої сполучної та гумових трубок;
- ділильної вирви;
- холодильника кульового;
- краплеуловлювача;
- Скляних деталей (з'єднаних гумовими трубками).
Застосування аміаку
За останні кілька десятиліть виробництво аміак на світовому ринку займає одне з лідируючих місць, становлячи приблизно 100 мільйонів т. Він може випускатися як у рідкій формі, так і у вигляді аміачної води. Сфера застосування його дуже широка, але головним чином це охоплює промисловість та медицину.
1. Промисловість:
- одержання азотної кислоти для виробництва штучних добрив;
- Виготовлення солей амонію, уротропіну, сечовини;
- для нейтралізації кислотних відходів;
- Застосування як дешевий холодоагент при виробництві холодильників;
- Отримання синтетичних волокон (нейлону, капрону);
- при очищенні та фарбуванні вовни, шовку та бавовни.
2. Медицина. Завдяки дратівливій дії аміак у вигляді водного 
розчину (нашатирний спирт) широко поширений як у медичних установ, і у побуті: він дратує слизові оболонки верхніх дихальних шляхів, що сприяє виведенню людини з непритомного стану, збуджуючи його дихальний центр. Однак при вдиханні аміак може викликати сильну сльозотечу, кашель, втрату зору, почервоніння шкіри та свербіж, біль в очах, іноді ураження нервової системи та набряк легень.
У хірургічній практиці розчин застосовується як засіб для дезінфекції. Крім того, примочки з розчином аміаку використовуються для нейтралізації токсинів при укусах комах та змій.
Запобіжні заходи
Аміак - токсичний газ, смертельна отрута для людини, отже, його використання вимагає дотримання особливих заходів безпеки. При поводженні з ним, як і з будь-якими іншими отруйними газами, для захисту органів дихання, слизових оболонок очей та шкіри необхідно використовувати респіратор, нітрилові рукавички, захисні окуляри, халат, а також інші гумотехнічні вироби для захисту шкірних покривів.
Високоякісний апарат для аміаку можна купити у спеціалізованому online магазині хімічних реактивів Москва роздріб «Прайм Кемікалс Груп». Завжди є аміак, лабораторний посуд, мішалка магнітна та ваги електронні лабораторні для роботи з ним.
Широкий асортимент приладів, апаратів, хімреактивів, обладнання та лабораторного посуду купити у Москві також можна на нашому сайті. Весь товар сертифікований та відповідають нормам ГОСТ.
"Prime Chemicals Group" - з нами співпрацювати надійно та вигідно!