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| Konzentrierte Ammoniaklösungsformel. Ammoniak: Was ist gefährlich und was ist bei einer Vergiftung zu tun? |
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Die charakteristische flüchtige Wasserstoff-Stickstoff-Verbindung ist Ammoniak. Hinsichtlich der Bedeutung in der anorganischen chemischen Industrie und anorganischen Chemie ist Ammoniak die wichtigste Wasserstoff-Stickstoff-Verbindung. Aufgrund seiner chemischen Natur ist es Wasserstoffnitrid H 3 N. B chemische Struktur Ammoniak sp 3 -Hybridorbitale des Stickstoffatoms bilden drei σ-Bindungen mit drei Wasserstoffatomen, die drei Ecken eines leicht verzerrten Tetraeders besetzen. Der vierte Eckpunkt des Tetraeders wird vom einsamen Elektronenpaar des Stickstoffs besetzt, das die chemische Ungesättigtheit und Reaktivität von Ammoniakmolekülen sowie einen großen Wert des elektrischen Moments des Dipols gewährleistet. Ammoniak ist unter normalen Bedingungen ein farbloses Gas mit stechendem Geruch. Es ist giftig: Es reizt die Schleimhäute, akute Vergiftungen verursachen Augenschäden und Lungenentzündung. Aufgrund der Polarität der Moleküle und der relativ hohen Dielektrizitätskonstanten ist flüssiges Ammoniak ein gutes Lösungsmittel. In flüssigem Ammoniak sind Alkali- und Erdalkalimetalle, Schwefel, Phosphor, Jod, viele Salze und Säuren gut löslich. Hinsichtlich der Wasserlöslichkeit ist Ammoniak jedem anderen Gas überlegen. Diese Lösung wird Ammoniakwasser oder Ammoniak genannt. Die ausgezeichnete Löslichkeit von Ammoniak in Wasser ist auf die Bildung intermolekularer Wasserstoffbrücken zurückzuführen. Ammoniak hat grundlegende Eigenschaften: Wechselwirkung von Ammoniak mit Wasser: NH 3 + HOH NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH - Wechselwirkung mit Halogenwasserstoffen: NH 3 + HCl NH 4 Cl Wechselwirkung mit Säuren (dadurch werden mittlere und saure Salze gebildet): NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 Ammoniumphosphat NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 Ammoniumhydrogenphosphat NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 Ammoniumdihydrogenphosphat Ammoniak interagiert mit Salzen einiger Metalle, um komplexe Verbindungen zu bilden - Ammoniak: CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Kupfertetraamminsulfat (II) AgCl + 2NH 3 → Cl Silberdiaminchlorid (ich) Alle obigen Reaktionen sind Additionsreaktionen. Redox-Eigenschaften: Stickstoff hat im Ammoniak NH 3 -Molekül die Oxidationsstufe -3, kann also bei Redoxreaktionen nur Elektronen abgeben und ist nur ein Reduktionsmittel. Ammoniak reduziert einige Metalle aus ihren Oxiden: 2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O Ammoniak wird in Gegenwart eines Katalysators zu Stickstoffmonoxid NO oxidiert: 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Ammoniak wird durch Sauerstoff ohne Katalysator zu Stickstoff oxidiert: 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O 21. Wasserstoffverbindungen von Halogenen. 22. Halogenwasserstoffsäuren.Halogenwasserstoffe sind farblose, stechend riechende Gase, die in Wasser gut löslich sind Fluorwasserstoff wird mit Wasser in jedem Verhältnis gemischt. Die hohe Löslichkeit dieser Verbindungen in Wasser ermöglicht es, konzentrierte Lösungen zu erhalten. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren Halogenwasserstoffe als Säuren. HF gehört zu den schwach dissoziierten Verbindungen, was durch die besondere Bindungsstärke erklärt wird. Der Rest der Lösungen von Halogenwasserstoffen sind starke Säuren. HF - Flusssäure (Flusssäure) HCl - Salzsäure (Salzsäure) HBr - Bromwasserstoffsäure HI - Iodwasserstoffsäure Die Stärke der Säuren in der Reihe HF - НСl - HBr - HI nimmt zu, was durch eine Abnahme der Bindungsenergie in die gleiche Richtung und eine Zunahme des Kernabstands erklärt wird. HI ist die stärkste Säure im Bereich der Halogenwasserstoffsäuren. Die Polarisierbarkeit steigt aufgrund der Tatsache, dass Wasser die Bindung, deren Länge länger ist, stärker polarisiert. Salze von Halogenwasserstoffsäuren tragen jeweils die folgenden Namen: Fluoride, Chloride, Bromide, Jodide. Chemische Eigenschaften von Halogenwasserstoffsäuren In trockener Form wirken Halogenwasserstoffe auf die meisten Metalle nicht. 1. Wässrige Lösungen von Halogenwasserstoffen haben die Eigenschaften von Anoxsäuren. Wechselwirkung stark mit vielen Metallen, ihren Oxiden und Hydroxiden; Metalle, die in der elektrochemischen Reihe der Metallspannungen nach Wasserstoff liegen, wirken nicht. Interagieren mit einigen Salzen und Gasen. Flusssäure zerstört Glas und Silikate: SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O Daher kann es nicht in Glaswaren aufbewahrt werden. 2. Bei Redoxreaktionen verhalten sich Halogenwasserstoffsäuren als Reduktionsmittel und die reduzierende Aktivität in der Reihe Cl-, Br-, I- nimmt zu.
Empfang Fluorwasserstoff wird durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf Flussspat gewonnen: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF Chlorwasserstoff wird durch direkte Wechselwirkung von Wasserstoff mit Chlor gewonnen: Dies ist ein synthetischer Weg, um es zu bekommen. Die Sulfatmethode basiert auf der Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure mit NaCl. Bei leichtem Erhitzen läuft die Reaktion unter Bildung von HCl und NaHSO4 ab. NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl Bei einer höheren Temperatur findet die zweite Reaktionsstufe statt: NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HCl Aber HBr und HI kann man nicht auf ähnliche Weise bekommen, weil ihre Verbindungen mit Metallen werden bei Wechselwirkung mit konzentrierter Schwefelsäure oxidiert, weil I- und Br- sind starke Reduktionsmittel. 2NaBr-1 + 2H2S + 6O4 (c) = Br02 + S + 4O2 + Na2SO4 + 2H2O Bromwasserstoff und Jodwasserstoff werden durch Hydrolyse von PBr3 und PI3 erhalten: PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3 PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3 Ammoniak -NH 3 Ammoniak (in europäischen Sprachen klingt sein Name wie "Ammonia") verdankt seinen Namen der Ammon-Oase in Nordafrika, die sich an der Kreuzung von Karawanenrouten befindet. In heißen Klimazonen zersetzt sich Harnstoff (NH 2) 2 CO, der in tierischen Abfallprodukten enthalten ist, besonders schnell. Eines der Zersetzungsprodukte ist Ammoniak. Nach anderen Quellen hat Ammoniak seinen Namen von dem altägyptischen Wort amonianisch... Dies war der Name der Leute, die den Gott Amon anbeten. Während ihrer rituellen Zeremonien rochen sie Ammoniak NH 4 Cl, das beim Erhitzen Ammoniak verdampft. 1. Die Struktur des Moleküls Das Ammoniakmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Drei ungepaarte p-Elektronen eines Stickstoffatoms sind an der Bildung von polaren kovalenten Bindungen mit 1s-Elektronen von drei Wasserstoffatomen (N - H-Bindungen) beteiligt, das vierte externe Elektronenpaar ist ungeteilt, es kann eine Donor-Akzeptor-Bindung mit ein Wasserstoffion, das ein Ammoniumion bildet NH 4 + ... Art der chemischen Bindung:kovalent polar, drei einfachσ - Sigma-Kommunikation N-H 2. Physikalische Eigenschaften von Ammoniak Unter normalen Bedingungen ist ein farbloses Gas mit einem stechenden charakteristischen Geruch (der Geruch von Ammoniak), fast zweimal leichter als Luft, giftig.Hinsichtlich seiner physiologischen Wirkung auf den Körper gehört es zur Gruppe der Stoffe mit erstickender und neurotroper Wirkung, die bei Inhalationsschäden toxische Lungenödeme und schwere Schädigungen des Nervensystems verursachen können. Ammoniakdämpfe reizen stark die Schleimhäute der Augen und Atmungsorgane sowie die Haut. Das nehmen wir als stechenden Geruch wahr. Ammoniakdämpfe verursachen starken Tränenfluss, Augenschmerzen, Verätzungen der Bindehaut und Hornhaut, Sehverlust, Hustenanfälle, Rötung und Juckreiz der Haut. Die Löslichkeit von NH 3 in Wasser ist extrem hoch - etwa 1200 Volumen (bei 0 ° C) oder 700 Volumen (bei 20 ° C) in einem Volumen Wasser. 3.
4. Chemische Eigenschaften Ammoniak Ammoniak ist durch Reaktionen gekennzeichnet:
5. Anwendung von Ammoniak Ammoniak ist einer der ersten in Bezug auf die Produktion; jährlich erhalten weltweit etwa 100 Millionen Tonnen dieser Verbindung. Ammoniak ist in flüssiger Form oder als wässrige Lösung erhältlich - Ammoniakwasser, das normalerweise 25% NH 3 enthält. Riesige Mengen Ammoniak werden weiterverwendet zur Herstellung von Salpetersäure das geht zu Düngemittelproduktion und viele andere Produkte. Ammoniakwasser wird auch direkt als Dünger verwendet, und manchmal werden Felder direkt aus Tanks mit flüssigem Ammoniak bewässert. Aus Ammoniak verschiedene Ammoniumsalze, Harnstoff, Urotropin erhalten... Seine auch als günstiges Kältemittel verwendet in industriellen Kälteanlagen. Ammoniak wird auch verwendet zur Herstellung von synthetischen Fasern B. Nylon und Nylon. In der Leichtindustrie ist er zum Reinigen und Färben von Baumwolle, Wolle und Seide... In der petrochemischen Industrie wird Ammoniak verwendet, um saure Abfälle zu neutralisieren, und bei der Herstellung von Naturkautschuk trägt Ammoniak dazu bei, Latex auf dem Weg von der Plantage zur Fabrik zu konservieren. Ammoniak wird auch bei der Herstellung von Soda nach dem Solvay-Verfahren verwendet. In der Stahlindustrie wird Ammoniak zum Nitrieren verwendet - die Sättigung der Randschichten von Stahl mit Stickstoff, wodurch die Härte erheblich erhöht wird. Ärzte verwenden wässrige Ammoniaklösungen (Ammoniak) in der täglichen Praxis: Ein in Ammoniak getauchtes Wattestäbchen befreit eine Person aus einem Ohnmachtszustand. Für den Menschen ist Ammoniak in einer solchen Dosis nicht gefährlich. SIMULATOREN Simulator Nr. 1 "Verbrennung von Ammoniak" Trainingsgerät Nr. 2 "Chemische Eigenschaften von Ammoniak" AUFGABEN ZUR VERANKERUNG №1. Führen Sie Transformationen nach dem Schema durch: a) Stickstoff → Ammoniak → Stickoxid (II) b) Ammoniumnitrat → Ammoniak → Stickstoff c) Ammoniak → Ammoniumchlorid → Ammoniak → Ammoniumsulfat Stellen Sie für das OVR die E-Balance zusammen, für das RIO vollständige Ionengleichungen.# 2. Schreiben Sie vier Gleichungen für die chemischen Reaktionen, die Ammoniak produzieren. Eigenschaften von Ammoniak NH 3 (Gas) bei AtmosphärendruckAmmoniak (NH 3) - giftiger Brennstoff gasförmiger Stoff, das die Eigenschaft hat, bei Kontakt mit Luft ein explosionsfähiges Gemisch zu bilden. Bei Normaldruck und Raumtemperatur liegt es als Gas vor. Für den Einsatz in Produktion und Transport wird Ammoniak (Nitrid) verflüssigt. Technisches Ammoniak wird als Hauptrohstoff bei der Herstellung einer großen Menge von Substanzen verwendet, die in verschiedenen Industrien enthalten und verwendet werden: Mineraldünger und Blausäure, in der allgemeinen organischen Synthese usw. Die Tabelle zeigt die Dichte und die thermophysikalischen Eigenschaften von Ammoniak im gasförmigen Zustand in Abhängigkeit von der Temperatur bei einem Druck von 760 mm Hg. Die Eigenschaften von Ammoniak werden bei Temperaturen von -23 bis 627 ° C angegeben. Die Tabelle gibt folgendes an Eigenschaften von Ammoniak:
Die Tabelle zeigt, dass die Eigenschaften von Ammoniak stark von der Temperatur abhängen. So, mit steigender Temperatur nimmt die Dichte von Ammoniak ab, und Prandtl-Zahl; andere Eigenschaften dieses Gases erhöhen ihre Werte. Zum Beispiel bei einer Temperatur 27 °C(300 K) Ammoniak hat eine Dichte von 0,715 kg / m3, und beim Erhitzen auf 627 ° C (900 K) sinkt die Dichte von Ammoniak auf einen Wert von 0,233 kg / m 3. Die Dichte von Ammoniak bei Raumtemperatur und normalem Atmosphärendruck ist unter diesen Bedingungen deutlich geringer. Hinweis: Seien Sie vorsichtig! Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak in der Tabelle wird in der Potenz von 10 3 angegeben. Denken Sie daran, durch 1000 zu teilen. Ammoniakeigenschaften (trockener Sattdampf)Die Tabelle zeigt die thermophysikalischen Eigenschaften von trockenem gesättigtem Ammoniak in Abhängigkeit von der Temperatur. Die Tabelle zeigt folgendes Eigenschaften von Ammoniakdampf:
Die Eigenschaften von Ammoniak sind stark temperaturabhängig. Es besteht ein direkter Zusammenhang zwischen Temperatur und Druck von gesättigten Ammoniakdämpfen. Eigenschaften von flüssigem Ammoniak im SättigungszustandDie Tabelle zeigt die thermophysikalischen Eigenschaften einer gesättigten Ammoniakflüssigkeit in Abhängigkeit von der Temperatur. Die Tabelle zeigt folgendes Eigenschaften von flüssigem Ammoniak:
Die Dichte von Ammoniak im flüssigen Zustand ist weniger temperaturabhängig als die Dichte seines Dampfes. Lediglich die dynamische Viskosität nimmt mit steigender Temperatur des flüssigen Ammoniaks deutlich ab. Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak in flüssigem und gasförmigem ZustandDie Tabelle zeigt die Werte der Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak im flüssigen und gasförmigen Zustand in Abhängigkeit von Temperatur und Druck. Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak in der Tabelle wird in der Potenz von 10 3 angegeben. Denken Sie daran, durch 1000 zu teilen. Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniakgas steigt beim Erhitzen... Eine Druckerhöhung führt zu einer Erhöhung des Wertes der Wärmeleitfähigkeit sowohl für flüssiges als auch für gasförmiges Ammoniak. Die folgende Tabelle zeigt Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak bei niedrigen Temperaturen und atmosphärischem Druck. Die Sättigungslinie gegen die Temperatur ist in der folgenden Tabelle dargestellt. Es ist zu beachten, dass die Wärmeleitfähigkeit von flüssigem Ammoniak beim Erhitzen abnimmt. Hinweis: Seien Sie vorsichtig! Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak in den Tabellen wird in der Potenz von 10 3 angegeben. Denken Sie daran, durch 1000 zu teilen. - farbloses Gas mit stechendem Geruch, Schmelzpunkt -80° C, Siedepunkt - 36 ° C, leicht löslich in Wasser, Alkohol und einer Reihe anderer organischer Lösungsmittel. Aus Stickstoff und Wasserstoff synthetisiert. In der Natur entsteht es bei der Zersetzung stickstoffhaltiger organischer Verbindungen. Der stechende Geruch von Ammoniak ist dem Menschen seit prähistorischer Zeit bekannt, da dieses Gas bei Zerfall, Zersetzung und Trockendestillation stickstoffhaltiger organischer Verbindungen wie Harnstoff oder Proteinen in erheblichen Mengen entsteht. Es ist möglich, dass auf frühe Stufen der Entwicklung der Erde gab es in ihrer Atmosphäre ziemlich viel Ammoniak. Doch auch heute noch sind Spuren dieses Gases in der Luft und im Regenwasser zu finden, da es bei der Zersetzung tierischer und pflanzlicher Proteine ständig entsteht. Auf manchen Planeten Sonnensystem die Situation ist anders: Astronomen gehen davon aus, dass ein erheblicher Teil der Massen von Jupiter und Saturn auf festes Ammoniak fällt.Zum ersten Mal wurde Ammoniak gewonnen in reiner Form 1774 von einem englischen Chemiker Joseph Priestley... Er erhitzte Ammoniak (Ammoniumchlorid) mit gelöschtem Kalk (Calciumhydroxid). Reaktion 2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 immer noch in Laboratorien verwendet, wenn es erforderlich ist, kleine Mengen dieses Gases zu gewinnen; Eine weitere bequeme Methode zur Gewinnung von Ammoniak ist die Hydrolyse von Magnesiumnitrid: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3 Mg (OH) 2. Priestley sammelte das freigesetzte Ammoniak über Quecksilber. Er nannte es "alkalische Luft", weil die wässrige Ammoniaklösung alle Anzeichen von Alkali aufwies. 1784 zerlegte der französische Chemiker Claude Louis Berthollet mithilfe einer elektrischen Entladung Ammoniak in Elemente und stellte so die Zusammensetzung dieses Gases fest, das 1787 den offiziellen Namen "Ammoniak" erhielt - von lateinischer Name Ammoniak - Salmiak; Dieses Salz wurde in der Nähe des Tempels des Gottes Amun in Ägypten gewonnen. Dieser Name ist in den meisten westeuropäischen Sprachen noch erhalten (Deutsches Ammoniak, Englisches Ammoniak, Französisches Ammoniakque); Der von uns verwendete Kurzname "Ammoniak" wurde 1801 von dem russischen Chemiker Yakov Dmitrievich Zakharov eingeführt, der als erster das System der russischen chemischen Nomenklatur entwickelte.Diese Geschichte hat jedoch zweifellos einen Hintergrund. Also, hundert Jahre vor Priestley, seinem Landsmann Robert Boylebeobachtete einen mit Salzsäure befeuchteten Stab, der unter einen Strom geruchsintensiven Gases gelegt wurde, der beim Verbrennen von Mistrauch entstand. Bei der Reaktion NH 3 + HCl ® NH 4 Cl "Rauch" erzeugt die kleinsten Partikel von Ammoniumchlorid, die zur Entwicklung geführt haben unterhaltsames Erlebnis, "Widerlegen" das Sprichwort "Ohne Feuer gibt es keinen Rauch." Doch Boyle war kaum der erste Forscher des noch unentdeckten Ammoniaks. Immerhin erhielten sie es früher, und eine wässrige Lösung von Ammoniak - Ammoniak wurde fast seit der Antike als spezielles Alkali beim Verarbeiten und Färben von Wolle verwendet.Zu Beginn des 19. Jahrhunderts. Ammoniakwasser wurde in erheblichen Mengen aus Kohle als Nebenprodukt bei der Herstellung von Zündgas gewonnen. Aber woher kommt Ammoniak in Kohle? Es ist nicht da, aber Kohle enthält merkliche Mengen komplexer organischer Verbindungen, zu denen neben anderen Elementen auch Stickstoff und Wasserstoff gehören. Diese Elemente bilden beim starken Erhitzen (Pyrolyse) von Kohle Ammoniak. Im 19. Jahrhundert. in Gasanlagen, bei Beheizung ohne Luftzutritt, bis 700 kg Koks und über 200 kg (300 m 3 ) gasförmige Pyrolyseprodukte. Die heißen Gase wurden abgekühlt und dann durch Wasser geleitet, wodurch ca. 50 kg Steinkohlenteer und 40 kg Ammoniakwasser erhalten wurden.Der so gewonnene Ammoniak reichte jedoch offensichtlich nicht aus, daher wurden chemische Methoden zu seiner Synthese entwickelt, zum Beispiel aus Calciumcyanamid: CaCN 2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 oder aus Natriumcyanid: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 ... Diese Methoden gelten seit langem als vielversprechend, da die Ausgangsmaterialien aus verfügbaren Rohstoffen gewonnen wurden.1901 meldete der französische Chemiker Henri Le Chatelier ein Verfahren zur Herstellung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff in Gegenwart eines Katalysators zum Patent an. Allerdings vorher industrielle Nutzung Dieser Prozess war noch in weiter Ferne: Erst 1913 entstand die erste industrielle Anlage zur Ammoniaksynthese ( cm... GABER, FRITZ). Derzeit wird Ammoniak aus Elementen auf einem Eisenkatalysator mit Zusätzen bei einer Temperatur von 420-500 ° C synthetisiert° C und einem Druck von etwa 300 atm (in einigen Fabriken kann der Druck 1000 atm erreichen).Ammoniak ist ein farbloses Gas, das sich beim Abkühlen auf -33,3 . leicht verflüssigt ° Bei oder bei Raumtemperatur, während der Druck auf etwa 10 atm erhöht wird. Friert Ammoniak beim Abkühlen auf -77,7 ein° C. NH 3 -Molekül hat die Form einer dreieckigen Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Im Gegensatz zu einer zusammengeklebten Pyramide, zum Beispiel aus Papier, ist das NH . jedoch 3 leicht "umstülpt", wie ein Regenschirm, und bei Raumtemperatur macht es eine solche Transformation mit einer enormen Frequenz - fast 24 Milliarden Mal pro Sekunde! Dieser Vorgang wird Inversion genannt; seine Existenz wird dadurch bewiesen, dass beim Ersetzen zweier Wasserstoffatome, beispielsweise durch Methyl- und Ethylgruppen, nur ein Isomer des Methylethylamins erhalten wird. Gäbe es keine Inversion, gäbe es zwei räumliche Isomere dieser Substanz, die sich als Objekt und Spiegelbild voneinander unterscheiden würden. Mit zunehmender Größe der Substituenten verlangsamt sich die Inversion, und im Fall von "harten" sperrigen Substituenten wird dies unmöglich, und dann können optische Isomere existieren; die Rolle des vierten Substituenten spielt das einsame Elektronenpaar am Stickstoffatom. Ein solches Ammoniak-Derivat wurde zum ersten Mal 1944 von dem Schweizer Chemiker Vladimir Prelog . synthetisiert. Es gibt Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Ammoniakmolekülen. Obwohl nicht so stark wie zwischen Wassermolekülen, fördern diese Bindungen eine starke Anziehung zwischen Molekülen. Daher sind die physikalischen Eigenschaften von Ammoniak in vielerlei Hinsicht im Vergleich zu den Eigenschaften anderer Hydride von Elementen derselben Untergruppe (PH 3, SbH 3, AsH 3 ). Also, das nächste Analogon von Ammoniak - Phosphin PH 3 Siedepunkt ist - 87,4 ° C, und der Schmelzpunkt ist 133,8 ° C, obwohl das PH-Molekül 3 doppelt so schwer wie ein NH-Molekül 3 ... In festem Ammoniak ist jedes Stickstoffatom durch drei kovalente und drei Wasserstoffbrücken an sechs Wasserstoffatome gebunden. Wenn Ammoniak schmilzt, brechen nur 26% aller Wasserstoffbrückenbindungen, weitere 7% brechen, wenn die Flüssigkeit bis zum Siedepunkt erhitzt wird. Und erst oberhalb dieser Temperatur verschwinden fast alle Bindungen, die zwischen den Molekülen verbleiben.Ammoniak zeichnet sich unter anderem durch seine enorme Wasserlöslichkeit aus: Unter normalen Bedingungen kann 1 ml Wasser mehr Liter gasförmigen Ammoniaks (genauer gesagt 1170 ml) zu einer 42,8%igen Lösung aufnehmen. Wenn wir das Verhältnis NH . berechnen 3 und H2 O in einer unter Normalbedingungen gesättigten Lösung stellt sich heraus, dass ein Ammoniakmolekül ein Wassermolekül ist. Bei starker Abkühlung einer solchen Lösung (auf ca. -80° C) Kristalle von Ammoniakhydrat NH 3 H 2 O Ein Hydrat der Zusammensetzung 2NH ist auch bekannt 3H20. Wässrige Ammoniaklösungen haben unter allen Alkalien eine einzigartige Eigenschaft: Ihre Dichte nimmt mit zunehmender Konzentration der Lösung ab (ab 0,99 g / cm 3 für 1% ige Lösung bis 0,73 g / cm 3 für 70%). Gleichzeitig ist es recht einfach, Ammoniak aus einer wässrigen Lösung "zurückzutreiben": Bei Raumtemperatur beträgt der Dampfdruck über einer 25%igen Lösung zwei Drittel des Atmosphärendrucks, über einer 4%igen Lösung - 26 mm Hg . (3500 Pa) und selbst über einer sehr verdünnten 0,4%igen Lösung sind es noch 3 mm Hg. (400 Pa). Es ist nicht verwunderlich, dass selbst schwache wässrige Ammoniaklösungen deutlich nach "Ammoniak" riechen und bei Lagerung in einem locker verschlossenen Behälter schnell "verpuffen". Durch kurzes Kochen kann Ammoniak vollständig aus dem Wasser entfernt werden.Ein schönes Demonstrationsexperiment basiert auf der hohen Löslichkeit von Ammoniak in Wasser. Wenn einige Tropfen Wasser in einen umgedrehten Kolben mit Ammoniak durch ein enges Rohr, das den Kolben mit einem Wassergefäß verbindet, eingeführt werden, löst sich das Gas darin schnell auf, der Druck sinkt und unter dem Einfluss des Atmosphärendrucks wird Wasser aus das Gefäß mit einem darin gelösten Indikator (Phenolphthalein) stürzt mit Gewalt in den Kolben. Dort wird es durch Bildung einer alkalischen Lösung sofort scharlachrot. Ammoniak ist chemisch recht aktiv und interagiert mit vielen Substanzen. In reinem Sauerstoff verbrennt es mit einer blassgelben Flamme und wandelt sich hauptsächlich in Stickstoff und Wasser um. Gemische von Ammoniak mit Luft mit einem Gehalt von 15 bis 28% sind explosiv. In Gegenwart von Katalysatoren führt die Reaktion mit Sauerstoff zu Stickoxiden. Wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird, entsteht eine alkalische Lösung, die manchmal als Ammoniumhydroxid bezeichnet wird. Dieser Name ist jedoch nicht ganz korrekt, da sich in der Lösung zunächst NH-Hydrat bildet 3 H 2 O, das sich dann teilweise in NH-Ionen zersetzt 4 + und OH-. Konventionell NH 4 OH bedenke schwache Basis, bei der Berechnung des Dissoziationsgrads wird davon ausgegangen, dass das gesamte Ammoniak in Lösung in Form von NH . vorliegt 4 OH und nicht als Hydrat.Ammoniak bildet dank des einsamen Elektronenpaares mit Metallionen eine Vielzahl von komplexen Verbindungen - die sogenannten Ammoniakkomplexe oder Ammoniakate. Im Gegensatz zu organischen Aminen sind bei diesen Komplexen immer drei Wasserstoffatome an das Stickstoffatom gebunden. Wie bei Wasser geht die Komplexierung mit Ammoniak häufig mit einer Farbänderung der Substanz einher. Weißes Kupfersulfatpulver ergibt also beim Auflösen in Wasser eine blaue Kupfersulfatlösung als Folge der Bildung eines Aquakomplexes 2+ ... Und wenn Ammoniak hinzugefügt wird, färbt sich diese Lösung intensiv blau-violett, die zum Aminosäurekomplex 2+ . gehört ... Ebenso hat wasserfreies Nickel(II)-chlorid eine goldgelbe Farbe, kristallines Cl 2 - grün und Ammoniak Cl 2 - hellblau. Viele Aminosäurekomplexe sind ziemlich stabil und können im festen Zustand erhalten werden. Es wurde ein fester Ammoniakkomplex mit Silberchlorid verwendetMichael Faradayzur Verflüssigung von Ammoniak. Faraday erhitzte das Komplexsalz in einem Winkelstück eines verschlossenen Glasrohrs, und in dem anderen Winkelstück, das in eine Kühlmischung gegeben wurde, wurde flüssiger Ammoniak unter Druck gesammelt. Der Ammoniumthiocyanat (Thiocyanat)-Ammoniumkomplex hat ungewöhnliche Eigenschaften. Wenn Trockensalz NH 4
NCS auf 0 . gekühlt°
C, in eine Ammoniakatmosphäre gegeben, "schmilzt" das Salz und verwandelt sich in eine Flüssigkeit, die 45 Masse-% Ammoniak enthält. Diese Flüssigkeit kann in einer Flasche mit einem Bodenstopfen aufbewahrt und als eine Art "Lagerhaus" für Ammoniak verwendet werden. Starke Wasserstoffbrücken führen zu einer relativ hohen (im Vergleich zu anderen Gasen) Verdampfungswärme von Ammoniak - 23,3 kJ / mol. Dies ist die 4-fache Verdampfungswärme von flüssigem Stickstoff und 280-mal mehr als die von flüssigem Helium. Daher kann flüssiges Helium überhaupt nicht in ein gewöhnliches Glas gegossen werden - es verdampft sofort. Ein solches Experiment kann mit flüssigem Stickstoff durchgeführt werden, aber ein erheblicher Teil davon verdampft, wodurch das Gefäß gekühlt wird, und die restliche Flüssigkeit verdampft auch ziemlich schnell. Also normalerweise verflüssigte Gase in Laboratorien werden sie in speziellen Dewar-Gefäßen mit Doppelwänden gelagert, zwischen denen ein Vakuum herrscht. Flüssiges Ammoniak kann im Gegensatz zu anderen Flüssiggasen in gewöhnlichen chemischen Behältern - Gläsern, Flaschen - aufbewahrt werden, während es nicht zu schnell verdunstet. Wenn Sie es in ein Dewar-Gefäß gießen, wird es sehr lange darin aufbewahrt. Und eine weitere praktische Eigenschaft von flüssigem Ammoniak: Bei Raumtemperatur ist der Dampfdruck darüber relativ niedrig, daher können Sie bei Langzeitexperimenten damit in versiegelten Glasampullen arbeiten, die einem solchen Druck leicht standhalten (ein Versuch, ein solcher Versuch mit flüssigem Stickstoff oder Sauerstoff würde unweigerlich zur Explosion führen). Die hohe Verdampfungswärme von flüssigem Ammoniak ermöglicht die Verwendung dieses Stoffes als Kältemittel in verschiedenen Kühlaggregaten; verdunstendes flüssiges Ammoniak wird stark abgekühlt. Auch Haushaltskühlschränke enthielten früher Ammoniak (jetzt hauptsächlich Freone). Flüssiges Ammoniak in verschlossenen Behältern lagern. Äußerlich sieht flüssiges Ammoniak wie Wasser aus. Die Ähnlichkeiten hören hier nicht auf. Flüssiges Ammoniak ist wie Wasser ein ausgezeichnetes Lösungsmittel sowohl für ionische als auch für unpolare anorganische und organische Verbindungen. Viele Salze lösen sich darin leicht auf, die wie in wässrigen Lösungen in Ionen dissoziieren. Allerdings laufen chemische Reaktionen in flüssigem Ammoniak oft ganz anders ab als in Wasser. Dies liegt zum einen daran, dass sich die Löslichkeit der gleichen Stoffe in Wasser und in flüssigem Ammoniak stark unterscheiden kann, wie aus der folgenden Tabelle hervorgeht, die die Löslichkeit (in Gramm pro 100 g Lösungsmittel) von bestimmte Salze in Wasser und in flüssigem Ammoniak bei 20 Von den Lösungen verschiedener Stoffe in flüssigem Ammoniak sind zweifellos die Lösungen von Alkalimetallen am interessantesten. Solche Lösungen stoßen seit mehr als hundert Jahren auf das stärkste Interesse der Wissenschaftler. Zum ersten Mal wurden 1864 Lösungen von Natrium und Kalium in flüssigem Ammoniak gewonnen. Einige Jahre später wurde entdeckt, dass, wenn man Ammoniak ruhig verdunsten lässt, reines Metall im Niederschlag zurückbleibt, wie es bei einer Salzlösung der Fall ist im Wasser. Diese Analogie ist jedoch nicht Die Eigenschaften von Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak sind stark konzentrationsabhängig. In verdünnten Lösungen gibt es Metallkationen und statt Anionen Elektronen, die sich jedoch nicht frei bewegen können, da sie an Ammoniakmoleküle gebunden sind. Es sind diese gebundenen (solvatisierten) Elektronen, die verdünnten Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak eine schöne blaue Farbe verleihen. Solche Lösungen leiten den elektrischen Strom schlecht. Aber mit einer Erhöhung der Konzentration des gelösten Metalls, wenn Elektronen die Fähigkeit erlangen, sich in Lösung zu bewegen, steigt die elektrische Leitfähigkeit extrem stark an - manchmal Billionen Mal, nähert sich die elektrische Leitfähigkeit reiner Metalle! Verdünnte und konzentrierte Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak variieren stark in anderen physikalische Eigenschaften... Daher werden Lösungen mit einer Konzentration von mehr als 3 mol / l manchmal als flüssige Metalle bezeichnet: Sie haben einen ausgeprägten metallischen Glanz mit einem goldbronzenen Glanz. Manchmal ist es sogar schwer zu glauben, dass es sich um Lösungen desselben Stoffes im selben Lösungsmittel handelt. Und hier hält Lithium eine Art Rekord: Seine konzentrierte Lösung in flüssigem Ammoniak ist das am niedrigsten schmelzende „Metall“, das erst bei –183 . gefriert Wie viel Metall kann flüssiges Ammoniak lösen? Es hängt hauptsächlich von der Temperatur ab. Beim Siedepunkt enthält die gesättigte Lösung etwa 15% (Mol) Alkalimetall. Mit steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit schnell zu und wird beim Schmelzpunkt des Metalls unendlich groß. Das bedeutet, dass das geschmolzene Alkalimetall (z. B. Cäsium bereits bei 28,3 Ein weiterer sehr interessante Tatsache: verdünnte und konzentrierte Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak mischen sich nicht miteinander. Dies ist bei wässrigen Lösungen selten. Wenn zum Beispiel 4 g Natrium zu 100 g flüssigem Ammoniak bei einer Temperatur von -43 Ammoniak ist einer der ersten in Bezug auf die Produktion; jährlich erhalten weltweit etwa 100 Millionen Tonnen dieser Verbindung. Ammoniak wird in flüssiger Form oder in Form einer wässrigen Lösung hergestellt - Ammoniakwasser, das normalerweise 25% NH . enthält Ammoniak wird auch verwendet, um synthetische Fasern wie Nylon und Nylon herzustellen. In der Leichtindustrie wird es zum Reinigen und Färben von Baumwolle, Wolle und Seide verwendet. In der petrochemischen Industrie wird Ammoniak verwendet, um saure Abfälle zu neutralisieren, und bei der Herstellung von Naturkautschuk trägt Ammoniak dazu bei, Latex auf dem Weg von der Plantage zur Fabrik zu konservieren. Ammoniak wird auch bei der Herstellung von Soda nach der Methode verwendet In der täglichen Praxis verwenden Ärzte wässrige Lösungen von Ammoniak (Ammoniak): Ein in Ammoniak getauchtes Wattestäbchen befreit eine Person aus einer Ohnmacht. Für den Menschen ist Ammoniak in einer solchen Dosis nicht gefährlich. Dieses Gas ist jedoch giftig. Glücklicherweise kann man Ammoniak schon in der Luft riechen AMMONIAK [abgekürzt aus dem Griechischen? Μμωνιακ? Σ; lateinischer Salmiak; so hieß Ammoniak (Ammoniumchlorid), das durch Verbrennen von Kameldung in der Ammoniumoase in der libyschen Wüste gewonnen wurde], der einfachsten chemischen Verbindung von Stickstoff mit Wasserstoff, NH 3; Großtonnageprodukt der chemischen Industrie. Eigenschaften... Das NH 3 -Molekül hat die Form richtige Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze; die N-H-Bindungen sind polar, die N-H-Bindungsenergie beträgt 389,4 kJ / mol. Das N-Atom hat ein einsames Elektronenpaar, das die Fähigkeit von Ammoniak bestimmt, Donor-Akzeptor- und Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden. Das NH 3 -Molekül ist in der Lage, sich umzukehren - "umstülpen", indem ein Stickstoffatom durch die Ebene der Basis der aus Wasserstoffatomen gebildeten Pyramide geleitet wird. Ammoniak ist ein farbloses Gas mit stechendem Geruch; tpl -77,7°C; t Ballen -33,35 ° C; Dichte von gasförmigem NH 3 (bei 0 ° C, 0,1 MPa) 0,7714 kg / m 3; Bildungswärme von Ammoniak aus den Elementen ΔH arr -45,94 kJ / mol. Ein trockenes Gemisch von Ammoniak mit Luft (15,5-28 Massen-% NH3) ist explodierbar. Flüssiges NH 3 ist eine farblose Flüssigkeit, die Licht bricht und ein gutes Lösungsmittel für viele organische und anorganische Verbindungen ist. Ammoniak ist in Wasser gut löslich (33,1 Gew.-% bei 20 ° C), etwas schlechter in Alkohol, Aceton, Benzol, Chloroform. Eine Lösung von Ammoniak in Wasser Ammoniakwasser ist eine farblose Flüssigkeit mit Ammoniakgeruch; eine Lösung mit 10 Gew.-% NH 3 hat den Handelsnamen Ammoniak. In wässriger Lösung wird Ammoniak teilweise zu NH + 4 und OH – ionisiert, was eine alkalische Reaktion der Lösung bewirkt (pK 9,247). Die Zersetzung von Ammoniak in Wasserstoff und Stickstoff macht sich bei Temperaturen über 1200 ° C, in Gegenwart von Katalysatoren (Fe, Ni) - über 400 ° C bemerkbar. Ammoniak ist eine hochreaktive Verbindung. Typisch dafür sind Additionsreaktionen, insbesondere ein Proton bei Wechselwirkung mit Säuren. Dabei entstehen Ammoniumsalze, die in vielen Eigenschaften Alkalisalzen ähneln. Ammoniak, eine Lewis-Base, bindet nicht nur H +, sondern auch andere Elektronenakzeptoren, z. B. BF 3, um BF 3?NH 3 zu bilden. Durch die Einwirkung von NH 3 auf einfache oder komplexe Metallsalze entsteht Ammoniak, zB cis. Auch für Ammoniak sind Substitutionsreaktionen charakteristisch. Alkali- und Erdalkalimetalle bilden mit NH 3 Amide (zB NaNH 2). Beim Erhitzen in einer Ammoniakatmosphäre bilden viele Metalle und Nichtmetalle (Zn, Cd, Fe, Cr, B, Si usw.) Nitride (zB BN). Bei einer Temperatur von etwa 1000°C reagiert NH 3 mit Kohlenstoff, bildet Blausäure HCN und zerfällt teilweise in N 2 und H 2. Bildet mit CO 2 Ammoniumcarbamat NH 2 COONH 4, das sich bei einer Temperatur von 160-200°C und einem Druck von bis zu 40 MPa in Wasser und Harnstoff zersetzt. Wasserstoff in Ammoniak kann durch Halogene ersetzt werden. Ammoniak verbrennt in einer O 2 -Atmosphäre zu Wasser und N 2. Die katalytische Oxidation von Ammoniak (Pt-Katalysator) erzeugt NO (die Reaktion wird bei der Herstellung von Salpetersäure verwendet), die Oxidation von Ammoniak in einer Mischung mit Methan - HCN. Empfangen und verwenden... In der Natur entsteht Ammoniak bei der Zersetzung stickstoffhaltiger Verbindungen. 1774 sammelte J. Priestley erstmals Ammoniak in einem Quecksilberbad, das durch die Einwirkung von Kalk auf Ammoniumchlorid entsteht. Das älteste industrielle Verfahren zur Herstellung von NH 3 ist die Abtrennung von Ammoniak aus Abgasen bei der Kohleverkokung. Basic moderne Art und Weise Gewinnung von Ammoniak - seine Synthese aus Stickstoff und Wasserstoff, die 1908 von F. Haber vorgeschlagen wurde. Die Synthese von Ammoniak in der Industrie erfolgt nach der Reaktion N 2 + 3N 2 → ← 2NH 3. Eine Druckerhöhung und eine Temperaturabnahme tragen zu einer Gleichgewichtsverschiebung nach rechts bei. Das Verfahren wird bei einem Druck von ca. 30 MPa und einer Temperatur von 450-500°C in Gegenwart eines Katalysators durchgeführt - Fe, aktiviert mit K 2 O, Al 2 O 3, CaO usw. Originalgasgemisch; für eine vollständige Konvertierung ist eine mehrfache Umwälzung erforderlich. Der Hauptrohstoff zur Gewinnung von Н 2 bei der Ammoniakproduktion ist Erdgas, das nach dem Verfahren der zweistufigen Dampf-Gas-Umwandlung von Methan verarbeitet wird. Die Herstellung von Ammoniak umfasst folgende Stufen: Reinigung von Erdgas von Schwefelverbindungen durch katalytische Hydrierung zu H 2 S gefolgt von Absorption von Ammoniak ZnO; Dampfreformierung von Erdgas unter einem Druck von 3,8 MPa bei einer Temperatur von 860 ° C an einem Ni-Al-Katalysator in einem Rohrofen (Primärreformierung); Dampf-Luft-Umwandlung von Restmethan in einem Schachtkonverter (Sekundärreformierung) bei 990-1000°C und 3,3 MPa an einem Ni-Al-Katalysator; in dieser Stufe wird Wasserstoff mit Stickstoff aus atmosphärischer Luft angereichert, um ein Gemisch aus Stickstoff und Wasserstoff (Volumenverhältnis 1: 3) zu erhalten, das der Synthese von NH 3 zugeführt wird; Umwandlung von CO zu CO 2 und H 2, zunächst bei 450°C und 3,1 MPa an einem Fe-Cr-Katalysator, dann bei 200-260°C und 3,0 MPa an einem Zn-Cr-Cu-Katalysator; Reinigung von H 2 von CO 2 durch Absorption mit einer Lösung von Monoethanolamin oder einer heißen Lösung von K 2 CO 3 bei 2,8 MPa; Reinigung einer Mischung aus H 2 und N 2 durch Hydrierung von restlichem CO und CO 2 in Gegenwart eines Ni-Al-Katalysators bei 280°C und 2,6 MPa; Kompression (Kompression) des gereinigten Gases auf 15-30 MPa und Ammoniaksynthese an einem promotierten Eisenkatalysator bei 400-500°C in einem Synthesereaktor mit einer Packung mit radialer oder axialer Gasströmung. Das an die Industrie gelieferte flüssige Ammoniak enthält mindestens 99,96 Massen-% NH 3. Dem durch die Pipeline transportierten Ammoniak wird bis zu 0,2–0,4% H 2 O zugesetzt, um die Korrosion von Stahl zu verhindern. Ammoniak wird bei der Herstellung von Salpetersäure, Harnstoff, Ammoniumsalzen, Ammophos, Urotropin, Soda (nach der Ammoniakmethode), als Flüssigdünger, als Kältemittel usw. verwendet. Als Arbeitsstoff wurde ein Strahl von NH 3 -Molekülen verwendet im ersten Quantengenerator - Maser (1954). Ammoniak ist giftig. Wenn die Luft 0,02 Vol.-% Ammoniak enthält, reizt sie die Schleimhäute. Flüssiges Ammoniak verursacht schwere Hautverbrennungen. Weltproduktion von Ammoniak (in Bezug auf N) ca. 125,7 Millionen Tonnen / Jahr (2001), einschließlich Russische Föderation- 11 Millionen Tonnen / Jahr. Lit.: Thermophysikalische Eigenschaften von Ammoniak. M., 1978; Ammoniaksynthese. M., 1982. A. I. Mikhailichenko, L. D. Kuznetsov. |
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