Un dels compostos nitrogenats més importants és l'amoníac. Segons les seves propietats físiques, és un gas incolor amb una olor aguda i sufocant (aquesta és l'olor d'una solució aquosa d'hidròxid d'amoni NH₃·H₂O). El gas és altament soluble en aigua. En solució aquosa, l'amoni és una base feble. És un dels productes més importants de la indústria química.
NH₃ és un bon reductor, ja que en la molècula d'amoni, el nitrogen té l'estat d'oxidació més baix -3. Moltes característiques de l'amoníac estan determinades per un parell d'electrons individuals a l'àtom de nitrogen; les reaccions d'addició amb amoníac es produeixen a causa de la seva presència (aquest parell d'electrons simples es troba a l'òrbita lliure del protó H⁺).
Com obtenir amoníac
Hi ha dos mètodes pràctics principals per obtenir amoníac: un al laboratori i l' altre a la indústria.
Considereu la producció d'amoníac a la indústria. Interacció del nitrogen molecular i l'hidrogen: N₂ + 2H₂=2NH₃(reacció reversible). Aquest mètode d'obtenció d'amoníac s'anomena reacció de Haber. Perquè el nitrogen molecular i l'hidrogen reaccionin, s'han d'escalfar a 500 ᵒC o 932 ᵒF, s'ha d'aconseguir una pressió MPA de 25-30. El ferro porós ha d'estar present com a catalitzador.
La recepció al laboratori és una reacció entre clorur d'amoni i hidròxid de calci: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl=CaCl₂ + 2NH₄OH (com que NH₄OH és un compost molt feble, es descompon immediatament en amoníac gasós i aigua:=NH₄OH: NH₃ + H₂O).
Reacció d'oxidació de l'amoníac
Procedeixen amb un canvi en l'estat d'oxidació del nitrogen. Com que l'amoníac és un bon reductor, es pot utilitzar per reduir els metalls pesants dels seus òxids.
Reducció de metalls: 2NH₃ + 3CuO=3Cu + N₂ + 3H₂O (Quan l'òxid de coure (II) s'escalfa en presència d'amoníac, el metall de coure vermell disminueix).
L'oxidació de l'amoníac en presència d'agents oxidants forts (per exemple, halògens) es produeix segons l'equació: 2NH₃ + 3Cl₂=N₂ + 6HCl (aquesta reacció redox requereix escalfament). Quan s'exposa al permanganat de potassi sobre amoníac en un medi alcalí, s'observa la formació de nitrogen molecular, permanganat de potassi i aigua: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH=6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.
Quan s'escalfa intensament (fins a 1200 °C o 2192 ᵒF), l'amoníac es pot descompondre en substàncies simples: 2NH₃=N₂ + 3H₂. A 1000 oC o 1832 l'amoníac reacciona amb el metà CH4: 2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂=2HCN + 6H₂O (àcid cianhídric i aigua). En oxidar l'amoníac amb hipoclorit de sodi, la hidrazina H₂X₄ potobteniu: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H 2O
Combustió d'amoníac i la seva oxidació catalítica amb oxigen
L'oxidació de l'amoníac amb oxigen té certes característiques. Hi ha dos tipus diferents d'oxidació: catalítica (amb catalitzador), ràpida (combustible).
Quan es crema, es produeix una reacció redox, els productes de la qual són nitrogen molecular i aigua: 4NH3 + 2O2=2N2 + 6H2O autoignició de l'amoníac). L'oxidació catalítica amb oxigen també es produeix quan s'escalfa (uns 800 ᵒC o 1472 ᵒF), però un dels productes de reacció és diferent: 4NH₃ + 5O₂=4NO + 6H₂O (en presència de platí o òxids de ferro, manganès, crom o cob alt). un catalitzador, els productes d'oxidació són òxid de nitrogen (II) i aigua).
Considereu l'oxidació homogènia de l'amoníac amb l'oxigen. L'oxidació monòtona incontrolada de la secció de gas amoníac és una reacció relativament lenta. No s'informa amb detall, però el límit inferior d'inflamabilitat de les mescles d'amoníac i aire a 25 °C és d'un 15% en el rang de pressió d'1-10 bar i disminueix a mesura que augmenta la temperatura inicial de la mescla de gas..
Si CNH~ és la fracció molar de NH3 en una barreja d'aire-amoníac amb una temperatura tmescla (OC), llavors de les dades CNH=0,15-0 es desprèn que el límit d'inflamabilitat és baix. Per tant, és raonable treballar amb un marge de seguretat suficient per sota del límit inferiorinflamabilitat, per regla general, les dades sobre la barreja d'amoníac amb aire solen estar lluny de ser perfectes.
Propietats químiques
Considereu l'oxidació de contacte de l'amoníac a òxid nítric. Reaccions químiques típiques amb amoníac sense canviar l'estat d'oxidació del nitrogen:
- Reacció amb aigua: NH₃ + H₂O=NH₄OH=NH₄⁺ + he⁻ (la reacció és reversible perquè l'hidròxid d'amoni NH₄OH és un compost inestable).
- Reacció amb àcids per formar sals normals i àcides: NH₃ + HCl=NH₄Cl (es forma la sal normal de clorur d'amoni); 2NH₃ + H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄.
- Reaccions amb sals de metalls pesants per formar complexos: 2NH₃ + AgCl=[Ag(NH₃)₂]Cl (compostos complexos de plata (I) formes de clorur de diamina).
- Reacció amb haloalcans: NH3 + CH3Cl=[CH3NH3]Cl (les formes de clorhidrat de metilamoni són l'ió amoni substituït NH4=).
- Reacció amb metalls alcalins: 2NH₃ + 2K=2KNH₂ + H₂ (forma amida de potassi KNH₂; el nitrogen no modifica l'estat d'oxidació, encara que la reacció és redox). Les reaccions d'addició es produeixen en la majoria dels casos sense canviar l'estat d'oxidació (tots els anteriors, excepte l'últim, es classifiquen per aquest tipus).
Conclusió
L'amoníac és una substància popular que s'utilitza activament a la indústria. Avui ocupa un lloc especial a la nostra vida,ja que utilitzem la majoria dels seus productes cada dia. Aquest article serà una lectura útil per a molts que vulguin saber què ens envolta.
