Едно от най-важните азотни съединения е амонякът. Според физичните си свойства това е безцветен газ с остра, задушаваща миризма (това е миризмата на воден разтвор на амониев хидроксид NH3·H2O). Газът е силно разтворим във вода. Във воден разтвор амоният е слаба основа. Това е един от най-важните продукти на химическата промишленост.
NH₃ е добър редуктор, тъй като в амониевата молекула азотът има най-ниско ниво на окисление -3. Много характеристики на амоняка се определят от двойка единични електрони в азотния атом - реакции на присъединяване с амоняк възникват поради неговото присъствие (тази двойка единични единици се намира на свободната орбита на протона H⁺).
Как да получите амоняк
Има два основни практически метода за получаване на амоняк: единият в лабораторията, другият в промишлеността.
Помислете за производството на амоняк в промишлеността. Взаимодействие на молекулярен азот и водород: N₂ + 2H₂=2NH3(обратима реакция). Този метод за получаване на амоняк се нарича реакция на Хабер. За да реагират молекулният азот и водородът, те трябва да се нагреят до 500 ᵒC или 932 ᵒF, трябва да се създаде налягане на MPA от 25-30. Порестото желязо трябва да присъства като катализатор.
Получаването в лабораторията е реакция между амониев хлорид и калциев хидроксид: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl=CaCl₂ + 2NH₄OH (тъй като NH₄OH е много слабо съединение, то веднага се разлага на газообразен амоняк: NH₄ NH3 + H₂O).
Реакция на окисление на амоняк
Те продължават с промяна в степента на окисление на азота. Тъй като амонякът е добър редуктор, той може да се използва за намаляване на тежките метали от техните оксиди.
Редукция на метал: 2NH₃ + 3CuO=3Cu + N₂ + 3H₂O (Когато медният(II) оксид се нагрява в присъствието на амоняк, металът на червената мед намалява)..
Окислението на амоняка в присъствието на силни окислители (например халогени) се извършва съгласно уравнението: 2NH3 + 3Cl₂=N₂ + 6HCl (тази редокс реакция изисква нагряване). При излагане на калиев перманганат върху амоняк в алкална среда се наблюдава образуването на молекулен азот, калиев перманганат и вода: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH=6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.
При интензивно нагряване (до 1200 °C или 2192 ᵒF), амонякът може да се разложи на прости вещества: 2NH₃=N₂ + 3H₂. При 1000 oC или 1832 амонякът реагира с метан CH4: 2CH₄ + 2NH3 + 3O₂=2HCN + 6H₂O (циановодородна киселина и вода). Чрез окисление на амоняка с натриев хипохлорит хидразинът H₂X₄ можевземете: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H 2O
Изгаряне на амоняк и неговото каталитично окисление с кислород
Окислението на амоняк с кислород има определени характеристики. Има два различни вида окисляване: каталитично (с катализатор), бързо (изгарящо).
При горене настъпва редокс реакция, чиито продукти са молекулен азот и вода: 4NH3 + 2O2=2N2 + 6H2O самозапалване на амоняк). Каталитично окисление с кислород се случва и при нагряване (около 800 ᵒC или 1472 ᵒF), но един от продуктите на реакцията е различен: 4NH3 + 5O₂=4NO + 6H₂O (в присъствието на платина или оксиди на желязо, манган или кобал, като хром като катализатор, продуктите на окисление са азотен оксид (II) и вода).
Помислете за хомогенното окисление на амоняка с кислород. Неконтролираното монотонно окисление на амонячната газова секция е относително бавна реакция. Не се съобщава подробно, но долната граница на запалимост на смесите амоняк-въздух при 25°C е около 15% в диапазона на налягането от 1-10 bar и намалява с повишаване на началната температура на газовата смес.
Ако CNH~ е молната фракция на NH3 в смес въздух-амоняк с температура t на смесване (OC), тогава от данните CNH=0,15-0 следва че границата на запалимост е ниска. Следователно е разумно да се работи с достатъчна граница на безопасност под долната границазапалимост, като правило, данните за смесване на амоняк с въздух често са далеч от перфектни.
Химически свойства
Помислете за контактното окисление на амоняка до азотен оксид. Типични химични реакции с амоняк без промяна на степента на окисление на азота:
- Реакция с вода: NH₃ + H₂O=NH₄OH=NH₄⁺ + he⁻ (реакцията е обратима, тъй като амониевият хидроксид NH₄OH е нестабилно съединение).
- Реакция с киселини за образуване на нормални и киселинни соли: NH₃ + HCl=NH₄Cl (образува се нормална сол на амониев хлорид); 2NH₃ + H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄.
- Реакции със соли на тежки метали за образуване на комплекси: 2NH₃ + AgCl=[Ag(NH₃)₂]Cl (сложни сребърни съединения (I) форми на диамин хлорид).
- Реакция с халоалкани: NH3 + CH3Cl=[CH3NH3]Cl (формите на метиламониев хидрохлорид са заместеният амониев йон NH4=).
- Реакция с алкални метали: 2NH₃ + 2K=2KNH₂ + H₂ (образува калиев амид KNH₂; азотът не променя степента на окисление, въпреки че реакцията е редокс). Реакциите на присъединяване протичат в повечето случаи без промяна на степента на окисление (всички изброени по-горе, с изключение на последния, са класифицирани по този тип).
Заключение
Амонякът е популярно вещество, което се използва активно в индустрията. Днес тя заема специално място в живота ни,тъй като използваме повечето от продуктите му всеки ден. Тази статия ще бъде полезно четиво за много, които искат да знаят какво ни заобикаля.
