Амоніак

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

Амоніак, аміак, амоняк, NН₃, неорганічна сполука, безбарвний газ з різким задушливим запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді. Одержують каталітичним синтезом з азоту і водню під тиском. Використовують переважно для виробництва азотних добрив, вибухових речовин і азотної кислоти. Рідкий аміак використовується в холодильних установках. Водний розчину аміаку (нашатирний спирт) застосовується в медицині.

[ред.] Фізичні властивості

Амоніак — безбарвний газ з характерним різким запахом і їдким смаком. Він майже у два рази легший від повітря. При —33,35°С і звичайному тиску амоніак скраплюється в безбарвну рідину, а при —77,75°С замерзає, перетворюючись у безбарвну кристалічну масу. Його зберігають і транспортують у рідкому стані в стальних балонах під тиском 6—7 атм.

У воді амоніак розчиняється дуже добре: при 0°С і звичайному тиску в 1 об'ємі води розчиняється близько 1200 об'ємів NH₃, а при 20°С — 700 об'ємів. Концентрований розчин містить 25% NH₃ і має густину 0,91 г/см³. Розчин амоніаку у воді називають амоніаковою водою або нашатирним спиртом. Звичайний медичний нашатирний спирт містить 10%: NH₃. При нагріванні розчину амоніак легко випаровується.

[ред.] Хімічні властивості

Молекули амоніаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків. Електронна і структурна формули молекули амоніаку такі:

  Н        Н
  ..       |   
 :N:Н   і  N — Н
  ..       | 
  Н        Н

Однак зв'язки N — Н в молекулі амоніаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. У хімічному відношенні амоніак'є відновником, а сам звичайно окиснюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню амоніак горить за реакцією:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

Амоніак також легко відновлює монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

[ред.] Гідроксид амонію

При розчиненні амоніаку в воді частина його молекул взаємодіє з водневими іонами води з утворенням складного катіона амонію NH₄⁺, який відіграє роль одновалентного металу (група амонію NH₄ у вільному стані не існує, а лише у вигляді катіону NH₄⁺). Разом з тим відповідна кількість гідроксильних груп OH^- води звільняється. Цей процес рівноважний. Його можна зобразити таким рівнянням:

$NH_3 + H_2O \;\overrightarrow{\leftarrow} NH_4^+ + OH^-$

Гідроксильні групи, у свою чергу, сполучаючись з катіоном амонію, утворюють сполуку NH₄OH, яку називають гідроксидом амонію:

$NH_4^+ + OH^- \;\overrightarrow{\leftarrow} NH_4OH$

Внаслідок цих процесів у водному розчині амоніаку встановлюється подвійна рівновага: з одного боку, між молекулами амоніаку NH₃ і молекулами води H₂O та іонами амонію NH₄⁺ і іонами гідроксилу і з другого — між молекулами гідроксиду амонію NH₄OH і тими ж іонами амонію і гідроксилу:

$NH_3 + H_2O \;\overrightarrow{\leftarrow} NH_4^+ + OH^- \;\overrightarrow{\leftarrow} NH_4OH$

Звідси виходить, що в розчині амоніаку в рівновазі одночасно існують молекули амоніаку, води і гідроксиду амонію та іони амонію і гідроксилу.

Гідроксид амонію являє собою дуже нестійку речовину і може існувати лише в розчині. При нагріванні розчину рівновага зміщується вліво, і розчин розкладається на вихідні речовини. Цей розклад частково відбувається і при звичайній температурі, тому розчини амоніаку завжди мають специфічний запах. При тривалому кип'ятінні розчину можна повністю видалити амоніак. Цим інколи користуються в лабораторіях для одержання невеликих кількостей амоніаку.

Розчин гідроксиду амонію має милкий смак і забарвлює червоний лакмус у синій колір. Отже, NH₄OH є основа, хоч і дуже слабка. Тому лише незначна частина його молекул дисоціює на іони:

NH₄OH = NH₄⁺ OH^-

З кислотами розчин гідроксиду амонію утворює солі, наприклад:

NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O
NH₄OH + HNO₃ = NH₄NO₃ + H₂O 2NH₄OH + H₂SO₄ = (NH₄)2SO₄ + 2H₂O

Але солі амонію можуть утворюватись і при взаємодії кислот з амоніаком. При цьому молекули амоніаку приєднують водневі іони кислоти і перетворюються в катіони амонію:

NH₃ + HCl = NH₄Cl
NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃
2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)2SO₄

[ред.] Добування амоніаку

В лабораторних умовах амоніак добувають звичайно нагріванням суміші хлориду амонію NH₄Cl з гашеним вапном Ca(OH)₂. Процес утворення амоніаку при цьому відбувається в дві стадії: спочатку виникає гідроксид амонію, а потім він розкладається з виділенням амоніаку:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₄OH + CaCl₂
NH₄OH = NH₃↑ + H₂O

Інколи амоніак добувають нагріванням до кипіння концентрованого розчину амоніаку (гідроксиду амонію). При цьому NH₃ утворюється за реакцією, наведеною вище.

У техніці головним способом добування амоніаку є прямий синтез його з азоту і водню за реакцією:

$N_2 + 3H_2 \;\overrightarrow{\leftarrow} 2NH_3$

Ця реакція відбувається лише при дуже високих тисках (кілька сот атмосфер), високій температурі і наявності каталізатора.

На сучасних заводах синтез проводять у більшості випадків при тисках 250—350 атм, а інколи навіть при 700—1000 атм. Чим більший тиск, тим більше рівновага реакції зміщується в бік утворення NH₃, тобто в бік збільшення виходу амоніаку. Але процес при дуже високих тисках дуже дорогий і економічно невигідний. Температуру підтримують близько 400—450°С. Нижче 400°С реакція відбувається дуже повільно, а вище 450— 500°С амоніак помітно розкладається на азот і водень. Каталізатором служить губчасте залізо з домішками оксидів калію, алюмінію й інших речовин.

При цьому слід ще раз відмітити, що не вся азотоводнева суміш перетворюється в амоніак навіть при найвищих тисках. Частина її залишається непрореагованою. Тому одержуваний амоніак відділяють від непрореагованої суміші скрапленням його під тиском, а до решти суміші додають нові порції азото-водневої суміші і знову направляють на синтез.

Значні кількості амоніаку одержують як побічний продукт при коксуванні кам'яного вугілля. У кам'яному вугіллі, як уже говорилося, міститься від 1 до 2,5% азоту. При коксуванні вугілля більша частина цього азоту виділяється у вигляді амоніаку. Його видаляють, з коксового газу пропусканням газу через воду. При цьому амоніак розчиняється і утворює так звану амоніакову воду. Цю воду нейтралізують сульфатною кислотою і одержують сульфат амонію, що використовується як азртне добриво.

До кінця минулого століття цей спосіб був єдиним промисловим способом добування амоніаку. Лише в 20-х роках, нашого століття, коли поширився синтетичний спосіб, він втратив своє значення.

[ред.] Застосування

Амоніак — один з найважливіших продуктів сучасної хімічної промисловості. Головною галуззю його застосування є виробництво нітратної кислоти і азотних добрив. Крім того, амоніак використовують для виробництва багатьох інших хімічних продуктів. Останнім часом зріджений амоніак і водний розчин амоніаку стали широко застосовувати безпосередньо як азотне добриво.

УРЕ: Аміак (амоніак) NH3 — сполука азоту з воднем. Легкий безколірний газ з гострим запахом, добре розчинний у воді (760 л в 1 л води при 20°), при 0° і 1 атм вага 1 л А. 0,771 г, t° кип. — 33,4°. Рідкий А., випаровуючись, вбирає багато тепла; здатний розчиняти різні солі і деякі метали. В атмосфері кисню А. горить, даючи воду і азот. З к-тами А. дає солі; при наявності каталізатору (платини) з киснем повітря дає окиси азоту, які легко перетворити в азотну к-ту. З солями і основами А. утворює сполуки типу Cu(OH)2 • 4NH3, AgCl • 3NH3, CdSO4 • 4NH3 та ін. При нагріванні з окисами металів А. відновлює їх. З лужними і лужноземельними металами А. утворює аміди, іміди і нітриди (NaNH2, CaNH, AlN). В природі А. утворюється при гнитті азотовмісних органічних речовин. Найдавнішим способом одержання А. є виділення його з відхідних газів при коксуванні кам'яного вугілля. Тепер у промисловості А. одержують синтезом з азоту і водню при і0 300-500° і тиску 250—1000 ат при наявності каталізаторів: N2 + 3H2 = 2NH3 + + 22 ккал. Сучасні реактори-колони дають до 200 т А. за добу. А. використовують у виробн. азотної к-ти, азотних добрив, соди і вибухових речовин, в холодильних машинах, для азотування стальних виробів. Розчин А. у воді вживають у медицині. А. отруйний