En av de viktigste nitrogenforbindelsene er ammoniakk. I henhold til dens fysiske egenskaper er det en fargeløs gass med en skarp, kvelende lukt (dette er lukten av en vandig løsning av ammoniumhydroksid NH3·H2O). Gassen er svært løselig i vann. I vandig løsning er ammonium en svak base. Det er et av de viktigste produktene i den kjemiske industrien.
NH₃ er en god redusering, da i ammoniummolekylet har nitrogen den laveste oksidasjonstilstanden -3. Mange egenskaper ved ammoniakk bestemmes av et par enkeltelektroner i nitrogenatomet - addisjonsreaksjoner med ammoniakk oppstår på grunn av dets tilstedeværelse (dette paret av singler er lokalisert på den frie bane til protonet H⁺).
Hvordan får du ammoniakk
Det er to praktiske hovedmetoder for å skaffe ammoniakk: den ene i laboratoriet, den andre i industrien.
Vurder produksjon av ammoniakk i industrien. Interaksjon mellom molekylært nitrogen og hydrogen: N₂ + 2H₂=2NH₃(reversibel reaksjon). Denne metoden for å oppnå ammoniakk kalles Haber-reaksjonen. For at molekylært nitrogen og hydrogen skal reagere må de varmes opp til 500 ᵒC eller 932 ᵒF, det må bygges opp et MPA-trykk på 25-30. Porøst jern må være tilstede som en katalysator.
Motta i laboratoriet er en reaksjon mellom ammoniumklorid og kalsiumhydroksid: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl=CaCl2 + 2NH₄OH (siden NH₄OH er en veldig svak forbindelse, sp altes den umiddelbart til gassformig ammoniakk og vann=NH₄OH NH₃ + H₂O).
Ammoniakkoksidasjonsreaksjon
De fortsetter med en endring i oksidasjonstilstanden til nitrogen. Siden ammoniakk er en god reduseringsmiddel, kan den brukes til å redusere tungmetaller fra oksidene deres.
Metallreduksjon: 2NH₃ + 3CuO=3Cu + N₂ + 3H₂O (Når kobber(II)oksid varmes opp i nærvær av ammoniakk, avtar rødt kobbermetall).
Oksidasjon av ammoniakk i nærvær av sterke oksidasjonsmidler (for eksempel halogener) skjer i henhold til ligningen: 2NH₃ + 3Cl₂=N₂ + 6HCl (denne redoksreaksjonen krever oppvarming). Ved eksponering for kaliumpermanganat på ammoniakk i et alkalisk medium, observeres dannelsen av molekylært nitrogen, kaliumpermanganat og vann: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH=6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.
Ved intensiv oppvarming (opp til 1200 °C eller 2192 ᵒF), kan ammoniakk sp altes til enkle stoffer: 2NH₃=N₂ + 3H₂. Ved 1000 oC eller 1832 reagerer ammoniakk med metan CH4: 2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂=2HCN + 6H₂O (blåsyre og vann). Ved å oksidere ammoniakk med natriumhypokloritt kan hydrazin H₂X4få: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H 2O
Forbrenning av ammoniakk og dens katalytiske oksidasjon med oksygen
Oksidering av ammoniakk med oksygen har visse egenskaper. Det er to forskjellige typer oksidasjon: katalytisk (med katalysator), rask (brennende).
Ved brenning oppstår det en redoksreaksjon der produktene er molekylært nitrogen og vann: 4NH3 + 2O2=2N2 + 6H2O selvantennelse av ammoniakk). Katalytisk oksidasjon med oksygen oppstår også ved oppvarming (omtrent 800 ᵒC eller 1472 ᵒF), men ett av reaksjonsproduktene er annerledes: 4NH₃ + 5O₂=4NO + 6H₂O (i nærvær av platina eller oksider av jern, mangan, krom eller kobolt as en katalysator, er oksidasjonsproduktene oksidnitrogen (II) og vann).
Tenk på den homogene oksidasjonen av ammoniakk med oksygen. Ukontrollert monoton oksidasjon av ammoniakkgassdelen er en relativt langsom reaksjon. Det er ikke rapportert i detalj, men den nedre brennbarhetsgrensen for ammoniakk-luftblandinger ved 25 °C er ca. 15 % i trykkområdet 1-10 bar og avtar etter hvert som starttemperaturen til gassblandingen øker.
Hvis CNH~ er molfraksjonen av NH3 i en luft-ammoniakkblanding med en temperatur tblandet (OC), så følger det fra dataene CNH=0,15-0 at brennbarhetsgrensen er lav. Derfor er det rimelig å jobbe med tilstrekkelig sikkerhetsmargin under nedre grensebrennbarhet, som regel er data om blanding av ammoniakk med luft ofte langt fra perfekt.
Kjemiske egenskaper
Vurder kontaktoksidasjon av ammoniakk til nitrogenoksid. Typiske kjemiske reaksjoner med ammoniakk uten å endre nitrogenoksidasjonstilstanden:
- Reaksjon med vann: NH₃ + H₂O=NH₄OH=NH₄⁺ + he⁻ (reaksjonen er reversibel fordi ammoniumhydroksid NH₄OH er en ustabil forbindelse).
- Reaksjon med syrer for å danne normale og sure s alter: NH₃ + HCl=NH₄Cl (norm alt ammoniumklorids alt dannes); 2NH₃ + H₂SO4=(NH4)₂SO4.
- Reaksjoner med s alter av tungmetaller for å danne komplekser: 2NH₃ + AgCl=[Ag(NH₃)₂]Cl (komplekse sølvforbindelser (I) dannes diaminklorid).
- Reaksjon med haloalkaner: NH3 + CH3Cl=[CH3NH3]Cl (metylammoniumhydrokloridformer er det substituerte ammoniumionet NH4=).
- Reaksjon med alkalimetaller: 2NH₃ + 2K=2KNH₂ + H₂ (danner kaliumamid KNH₂; nitrogen endrer ikke oksidasjonstilstanden, selv om reaksjonen er redoks). Addisjonsreaksjoner skjer i de fleste tilfeller uten å endre oksidasjonstilstanden (alle de ovennevnte, bortsett fra den siste, er klassifisert etter denne typen).
Konklusjon
Ammoniakk er et populært stoff som brukes aktivt i industrien. I dag inntar det en spesiell plass i livet vårt,siden vi bruker de fleste av produktene deres hver dag. Denne artikkelen vil være nyttig å lese for mange som ønsker å vite om det som omgir oss.
