Amoniac
| Amoniac | |
|---|---|
 | |
 | |
| Numele IUPAC | |
| trihidrură de azot | |
| Denumiri alternative | |
| R-717 | |
| Caracteristici generale | |
| Formula moleculară sau brută | NH 3 |
| Masa moleculară ( u ) | 17.03052 |
| Aspect | gaz incolor |
| numar CAS | |
| Numărul EINECS | 231-635-3 |
| PubChem | 222 |
| DrugBank | DB11118 |
| ZÂMBETE | N |
| Proprietăți fizico-chimice | |
| Densitate (kg m -3, în cs ) | 0,66 |
| Constanta de disociere de baza (pKb) la 298 K. | 4.74 cum ar fi NH4OH |
| Constanta de disociere de baza la 298 K. | 1,85 × 10 −5 cum ar fi NH4OH |
| Solubilitate în apă | 517 g / L la 293 K. |
| Temperatură de topire | −78 ° C (195 K) |
| Δ fus H 0 (kJ · mol -1) | 5,655 |
| Temperatura de fierbere | −33 ° C (240 K) |
| Δ eb H 0 (kJ mol −1 ) | 23.35 |
| Punct critic | 406 K (133 ° C) 1,18 × 10 7 Pa |
| Presiunea vaporilor ( Pa ) la 288 K. | 7,30 × 10 5 |
| Proprietăți termochimice | |
| Δ f H 0 (kJ mol −1 ) | −45,9 |
| Δ f G 0 (kJ mol −1 ) | −16,4 |
| S 0 m (J K −1 mol −1 ) | 192,8 |
| C 0 p, m (J K −1 mol −1 ) | 35.1 |
| Informații de siguranță | |
| Punct de flacără | 11 ° C (284 K) |
| Limite de explozie | 15 - 28% vol. |
| Temperatură de autoaprindere | 651 ° C (924 K) |
| Simboluri de pericol chimic | |
     | |
| Pericol | |
| Fraze H | 221 - 280 - 331 - 314 - 400 - EUH071 |
| Sfaturi P | 210 - 260 - 280 - 273 - 304 + 340 - 303 + 361 + 353 - 305 + 351 + 338 - 315 - 377 - 381 - 405 - 403 [1] |
L 'Amoniacul este un compus din' azot cu formula chimică NH3 . Se pare ca un lichid incolor, toxic gaz cu miros caracteristic înțepător. Este foarte solubil în apă la care dă o clar bazicitate .
fundal
Amoniacul, sub formă de sare de amoniu, era deja cunoscut în epoca clasică: în lucrarea lui Pliniu există trimiteri la o substanță indicată ca Hammoniacus sal , deși nu este clar dacă s-a referit la substanța pe care astăzi o numim sare de „amoniu . Acesta din urmă își datorează numele templului lui Jupiter Ammon din oaza Siwa din Egipt , unde a fost identificat pentru prima dată ca o substanță în sine când a fost observat accidental în cenușa de gunoi dromedar ars de șoferii de cămile locale pentru a se încălzi.
Sarea de amoniu era cunoscută de alchimiști cel puțin încă din secolul al XIII-lea , când apare în scrierile lui Albert cel Mare : în secolul al XV-lea hermeticianul Basil Valentine ( Basil Valentine ) a descoperit că amoniacul putea fi obținut din sarea de amoniu făcându-l să reacționeze cu alcalin . La scurt timp s-a descoperit că sarea de amoniu ar putea fi obținută și prin distilarea coarnelor și copitelor de boi și prin neutralizarea vaporilor rezultați cu acid clorhidric: de aici și denumirea antică anglo-saxonă de amoniac, spirit de hartshorn .
Amoniacul pur gazos a fost în cele din urmă izolat în 1774 de Joseph Priestley care l-a numit „aer alcalin” și trei ani mai târziu (1777) Carl Scheele a dovedit că conține azot: compoziția stoichiometrică a amoniacului a fost descoperită de Claude Berthollet în 1785. În laboratoarele din industria chimică germană BASF , producția industrială de amoniac de către Fritz Haber și Carl Bosch a început în 1913.
Caracteristici
Forma moleculei de amoniac anhidru este deformată tetraedrică; atomul de azot apare acolo cu hibridizare sp 3 , ocupă poziția centrală și leagă cei trei atomi de hidrogen . Baza este un triunghi echilateral ocupat de cei trei atomi de hidrogen, în timp ce al patrulea vârf al tetraedrului este ocupat de o pereche solitară care este responsabilă în principal de toate proprietățile moleculei: formarea legăturilor de hidrogen, basicitatea conform lui Lewis și conform lui Brønsted -Lowry , permitivitate electrică ridicată și moment dipolar , solubilitate ridicată în apă.
Unghiul HNH este de 107,5 ° și elementele de simetrie sunt 1 axă de rotație C 3 și 3 planuri de reflecție σ v , în timp ce nu există un centru de inversare i . Conform terminologiei VSEPR reprezentarea sa este AX 3 E (piramida trigonală). Dacă este excitată corespunzător, molecula de amoniac poate suferi inversiunea Walden, adică dubletul fără legătură poate oscila deasupra și sub planul celor trei atomi de hidrogen ; această inversare se extinde și la amine . inversiunea configurației amoniacului în faza gazoasă la presiune scăzută a fost exploatată pentru a produce primul maser de emisie stimulat în 1953 .
La temperatura camerei, amoniacul este un gaz incolor cu un miros înțepător foarte puternic și sufocant, este iritant și toxic. În prezența O 2 , deci în aer, poate ataca aluminiu , cupru , nichel și aliajele acestora. Este un compus slab bazic și reacționează cu acizii pentru a forma sărurile de amoniu respective. Este echipat cu un comportament reductiv , poate reacționa exploziv cu oxigenul și se combină cu halogenii pentru a da alogenoamină .
Este printre cei mai cunoscuți și studiați solvenți polari neapoși; proprietatea sa cea mai caracteristică este dizolvarea metalelor alcaline formând soluții intens colorate în albastru cu conductivitate electrică ridicată . În comparație cu apa, amoniacul are o conductivitate mai mică, o permitivitate electrică mai mică, densitate și vâscozitate mai mici, puncte de îngheț și fierbere mult mai mici. Ionică constanta de auto-disociere de amoniac lichid este de aproximativ 10 -30 M 2 la o temperatură de -50 ° C
Este un compus foarte solubil în apă: la 0 ° C un litru de apă se poate dizolva peste 680 litri NTP de amoniac, care se disociază foarte slab în felul următor, dând naștere la soluții apoase de bază cu K b = 1,85 × 10 −5 la 25 ° C:
adică:
Analiza chimica
Prezența amoniacului în atmosferă poate fi detectată foarte ușor datorită mirosului său penetrant; în lichide sau solide, prezența amoniacului sau a sărurilor de amoniac poate fi ușor detectată chiar și în cantități minime, adăugând câteva picături de soluție Nessler la substanța de testat, care devine galben intens în prezența amoniacului.
Vaporii de acid acetic sunt folosiți pentru detectarea amoniacului gazos în medii în care mirosul este un factor secundar. Acestea, în contact cu amoniacul, duc la o reacție chimică în care se produce acetat de amoniu :
În soluție apoasă, reacția nu este vizibilă cu ochiul liber, deoarece acetat de amoniu este foarte solubil, dar dacă apare între cei doi compuși în stare gazoasă, se poate observa un fum alb, dat de cristale microscopice de acetat de amoniu. Această metodă este utilizată pe scară largă acolo unde mirosul de amoniac este în mod normal, ca în industriile care îl utilizează, și unde detectarea scurgerilor de gaz este de o importanță fundamentală.
Prezență în natură
Distribuția pe Pământ
Pe Pământ există în mod natural urme de amoniac, produse prin putrefacția animalelor și plantelor sau prin descompunerea ureei . Cantități mici se găsesc și în apa de ploaie, împreună cu unele săruri de amoniu. Clorura și sulfatul de amoniu sunt prezente în zonele vulcanice, în timp ce cristalele de bicarbonat de amoniu au fost găsite în guano în Patagonia . [2] Rinichii secretă amoniac pentru a neutraliza excesul de acizi. [3] În cele din urmă, diferite săruri de amoniu sunt dizolvate în apele marine și în solul fertil.
Distribuția în univers
Au fost detectate urme de amoniac pe Jupiter , Saturn și unele dintre lunile lor, cum ar fi Enceladus [4] . Se găsesc în nori sub formă solidă (pe Jupiter temperatura este de aproximativ -150 ° C) sau sub formă de sare, dând naștere moleculei numite sulfură de amoniu . Datorită observațiilor telescoapelor cu microunde precum Observatorul submilimetric Caltech din Mauna Kea , prezența amoniacului a fost confirmată și în nori interstelari [5] .
Sinteză
Densitatea soluțiilor apoase | |||
| % NH3 | Molaritatea | Densitate | ° Ei bine |
|---|---|---|---|
| 1 | 0,583 | 0,994 | 10.09 |
| 2 | 1.162 | 0,990 | 11.05 |
| 4 | 2.304 | 0,981 | 12.7 |
| 6 | 3.428 | 0,973 | 13.9 |
| 8 | 4.233 | 0,965 | 15.1 |
| 10 | 5.622 | 0,958 | 16.2 |
| 12 | 6,694 | 0,950 | 17.3 |
| 14 | 7,751 | 0,943 | 18.5 |
| 16 | 8.658 | 0,936 | 19.5 |
| 18 | 9,67 | 0,930 | 20.6 |
| 20 | 10,67 | 0,923 | 21.7 |
| 22 | 11.837 | 0,916 | 22.8 |
| 24 | 12,824 | 0,910 | 23.8 |
| 26 | 13.799 | 0,904 | 24.9 |
| 28 | 14,762 | 0,898 | 25.9 |
| 30 | 15,678 | 0,892 | 27 |
Înainte de primii ani ai secolului al XX-lea, amoniacul se obținea fie prin distilarea cărbunelui, fie prin reducerea acidului azotic și a nitriților cu hidrogen pur sau prin descompunerea sărurilor sale (în general sare de amoniu, NH 4 Cl) prin intermediul hidroxizilor alcalini sau al calciului oxid (CaO).
Astăzi amoniacul este sintetizat în funcție de reacția directă în faza gazoasă:
realizat în prezența catalizatorilor pe bază de osmiu , ruteniu , uraniu sau fier : acesta din urmă este utilizat în general și catalizatorul este preparat pornind de la magnetit (FeO · Fe 2 O 3 ).
Principalele metode utilizate sunt cele ale lui Haber-Bosch, Fauser, Casale, Claude, NEC, Mont-Cenis, care diferă prin presiunea la care are loc reacția și, prin urmare, în aparatul de sinteză.
Principala metodă utilizată este procesul Haber-Bosch , în care reacția are loc la o presiune de 20 MPa (aproximativ 200 atm) și o temperatură de 400-500 ° C.
Reacția de formare a elementelor este exotermă (ΔH ° f = - 46,1 kJ / mol) și exergonică (ΔG ° f = - 16,5 kJ / mol) în condiții standard la o temperatură de 25 ° C, deși începe cu o scădere de numărul de moli (ΔS ° = - 99,35 J / K.mol). Cu toate acestea, în aceste condiții, reacția nu se desfășoară în mod semnificativ din motive cinetice (energie mare de activare). ΔG ° (T) crește, de asemenea, mai mult decât liniar cu creșterea temperaturii și devine pozitiv pentru valori peste 455 K; prin urmare, reacția de formare devine endoergonică și este dezavantajată termodinamic la peste 182 ° C, dar din moment ce rulează în faza gazoasă cu o scădere a numărului de moli, este posibil să funcționeze sub presiune pentru a o face favorabilă chiar și la temperaturi mai ridicate. Prin urmare, procentul de amoniac în echilibru crește odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii.
Cu toate acestea, pentru ca reacția să aibă loc la o viteză semnificativă, este necesar un catalizator care este capabil să rupă legătura triplă a moleculei de azot, care necesită energie ridicată. Catalizatorul trebuie să fie capabil să disociativ adsorbi azotul, dar adsorbția nu trebuie să fie prea puternic pentru a face azotul nereactive, astfel încât NH3 poate desorbi și părăsesc centrele libere active cu ușurință. Catalizatorii care îndeplinesc aceste condiții prealabile se bazează pe metale nobile sau pe bază de fier. Pentru a obține randamente mari, în orice caz în jur de 20%, catalizatorul trebuie răcit pentru a obține un profil de temperatură scăzut în interiorul acestuia; procedând astfel vom avea temperaturi mai ridicate la intrarea reactorului (600 ° C) care caracterizează randamente scăzute și cinetică ridicată și temperaturi mai scăzute la ieșire (450 ° C) caracterizate prin randamente mai mari, dar cinetică lentă.
Oxidul de fier este redus cu hidrogen pentru a forma un material foarte poros format din agregate microcristaline de fier metalic. Alți oxizi (Al 2 O 3 , MgO, CaO, K 2 O) sunt amestecați cu oxidul de fier ca promotori: Al 2 O 3 , MgO, CaO protejează catalizatorul de îmbătrânire, în timp ce K 2 O este un promotor activant și facilitează desorbția amoniacului, ca fiind un oxid bazic, K 2 O neutralizează aciditatea Al 2 O 3 , care este amfoteră, dar în acest caz are un comportament acid.
Amoniacul produs trebuie separat de gazul rezidual trimis spre reciclare. Pentru a face acest lucru, este suficient să răciți gazul și să-l lăsați să se extindă ulterior rapid: gazele reziduale (N 2 , H 2 ) sunt reciclate după o purjare (orice gaze nobile, metan etc. trebuie eliminate) și, de obicei, , un pasaj într-un reactor pentru a evita otrăvirea catalizatorului din reactorul principal; amoniacul prezent pe de altă parte se condensează și poate fi retras.
Amoniacul poate fi depozitat și transportat în două forme: fie sub formă de lichid pur anhidru în rezervoare sub presiune criogenică care îl mențin sub temperatura de fierbere, fie într-o soluție apoasă (35% amoniac / 65% apă, în greutate), în recipiente comune la temperatura camerei.
În laborator, cantități mici de amoniac pot fi preparate prin reacția clorurii de amoniu cu hidroxidul de sodiu :
Producția de amoniac în Italia
Producția de amoniac a fost considerată, mai ales în trecut, ca un indice fundamental al evoluției industriei chimice a unei țări și în trecut în Italia a presupus o dezvoltare considerabilă.
În istoria industriei italiene, brevetele Fauser au fost o pagină importantă și au dus la nașterea unui centru industrial în Novara, care a fuzionat ulterior cu Montecatini . Dezvoltarea ulterioară a fost legată de cea a industriei de îngrășăminte și a centrelor Ferrara , Terni și Porto Marghera . Între timp, au fost dezvoltate și plante în San Giuseppe di Cairo și Priolo Gargallo , precum și în marele hub Ravenna pentru a utiliza mai bine metanul. Criza ulterioară a agriculturii Enichem în care convergeau plantele a dus la o reducere drastică a producției, concentrată doar în Ferrara și Terni, și la vânzarea către norvegianul Norsk Hydro astăzi Yara . După încetarea producției de amoniac în Terni de către Yara în 2008, uzina Ferrara este singura din Italia care produce amoniac, cu o capacitate maximă de aproximativ 600.000 de tone pe an.
Aplicații
Utilizările amoniacului sunt nenumărate: este o substanță extrem de importantă în domeniul industrial.
Cea mai importantă aplicare a amoniacului este producerea de acid azotic . În acest proces, un amestec format din nouă părți de aer și una de amoniac este trecut la 850 ° C peste un catalizator de platină , pe care este oxidat la oxid de azot :
Se mai folosește:
- pentru uz casnic
- ca bază pentru îngrășămintele agricole
- ca intermediar în sinteza bicarbonatului de sodiu
- ca componentă pentru vopsele
- ca fluid frigorific în industria frigorifică unde este indicat cu abrevierea R-717
- pentru producerea de explozivi
- pentru producerea de nylon și fibre sintetice
- pentru producția de materiale plastice și polimeri
- ca solvent
- în industria hârtiei ca albitor
- în industria cauciucului
- în medii domestice ca un produs de curățare multifuncțional care poate fi utilizat pe mai multe suprafețe
- în vopselele de păr
- în metalurgie pentru a obține atmosfere reducătoare
- în combustie, într-o soluție apoasă de 25% din motive de siguranță, ca reactiv pentru controlul oxizilor de azot (NOx)
- în producția de țigări, deoarece amoniacul accelerează procesul de administrare a nicotinei de către receptorii creierului
- în procesarea cărnii de hamburger pentru a o steriliza din bacteria E. Coli.
Amoniacul lichid este adesea folosit ca solvent pentru a găzdui reacții de reducere în prezența agenților de reducere puternici (sodiu metalic) care altfel ar reacționa imediat în apă. În consecință, este posibil să se construiască o nouă scală de pH pornind de la constanta de auto-protoliză a amoniacului (2 NH 3 = NH 2 - + NH 4 + pKa = 27) și o nouă scară de potențial standard.
Amoniacul, diluat în apă în procente mai mici de 10%, este un remediu împotriva stupilor cauzate de mușcăturile de insecte, atingerea meduzelor sau contactul cu plante usturătoare , cum ar fi urzica ; totuși, un studiu recent realizat în SUA arată, după o verificare experimentală riguroasă, că rolul terapeutic al utilizării amoniacului asupra inflamațiilor cauzate de nematocistii meduzelor ( Chrysaora quinquecirrha , Chiropsalmus quadrumanus și Physalia physalis ) este rar. [6]
În chimia organică este adesea folosit ca reactiv pentru prepararea aminelor , ca în reacția cu 1-propanol pentru a da propilamină .
Riscuri pentru sănătate
Această intrare sau secțiune pe tema sărurilor și detergenților nu menționează sursele necesare sau cei prezenți sunt insuficienți . |
Amoniacul este iritant pentru căile respiratorii și provoacă simptome severe care pot duce la moarte. De asemenea, este iritant în contact cu ochii și poate provoca ulcerații.
În caz de contact cu ochii, clătiți imediat cu apă curgătoare timp de cel puțin 15 minute, ținând pleoapele deschise în timp ce rotiți încet globii oculari, apoi consultați un oftalmolog.
În caz de inhalare, este necesar să vă îndepărtați de zona poluată, să vă întindeți și să vă odihniți într-o zonă ventilată. În caz de tuse persistentă sau pierderea cunoștinței, dar respirație prezentă, este necesar să se administreze oxigen la presiune scăzută; în absența respirației, este necesară practicarea respirației artificiale și apoi administrarea oxigenului. Orice edem pulmonar apare după câteva ore de expunere, deci ar trebui să consultați imediat un medic.
Ingerarea soluției necesită asistență medicală imediată; în caz de ingestie este necesar să clătiți gura cu apă, nu provocați vărsături pentru a evita reexpoziția esofagului la caustic, eventual ingerați apă și albuș de ou.
Toxicitatea ridicată a amoniacului se regăsește în faptul că, atunci când este dizolvată în sânge, crește pH-ul sângelui prin creșterea afinității hemoglobinei pentru oxigen într-o asemenea măsură încât este incapabilă să-l elibereze în țesuturi și că se leagă de α-cetoglutarat blocând eficient ciclul Krebs . De asemenea, formează emboli gazoși.
Notă
- ^ foaie informativă amoniac anhidru pe IFA-GESTIS Arhivat 16 octombrie 2019 la Arhiva Internet .
- ^ Hugh Chisholm, Amoniac , în Encyclopædia Britannica , vol. 1, ediția a XI-a, Cambridge University Press, 1911, pp. 861 -863.
- ^ Kirschbaum, B, Sica, D și Anderson, FP, electroliți de urină și anionul de urină și golurile osmolare. , în Journal of Laboratory and Clinical Medicine , vol. 133, nr. 6, 1999, pp. 597–604, DOI : 10.1016 / S0022-2143 (99) 90190-7 , ISSN 0022-2143 , PMID 10360635 .
- ^ Utopia și spatele. Căutarea vieții în sistemul solar De Norman Horowitz, 1990-2000, Jaca Book Editore, p. 61
- ^ Amoniac triplu deuterat în NGC 1333 de Floris van der Tak și Peter Schilke , Astronomy & Astrophysics (Vol 388 (3), L53: June IV, 2002, http://lescienze.espresso.repubblica.it/ Articolo / Ammoniaca_pesante_nello_spazio / 1288934
- ^ LM. Birsa, PG. Verity; RF. Lee, Evaluarea efectelor diferitelor substanțe chimice asupra descărcării și durerii cauzate de nematocisturile meduzelor. , în Comp Biochem Physiol C Toxicol Pharmacol , vol. 151, nr. 4, mai 2010, pp. 426-30, DOI : 10.1016 / j.cbpc.2010.01.007 , PMID 20116454 .
Bibliografie
- Enciclopedia hidrocarburilor Treccani, vol II: industrie de bază - rafinare și produse petrochimice, cap. 10.4.1 Tehnologii pentru producerea de metanol, p.514-5 ( PDF ), pe treccani.it .
Elemente conexe
- Producători de amoniac
Alte proiecte
-
Wikționarul conține dicționarul lema « amoniac » -
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre amoniac
linkuri externe
- ( EN ) Amoniac , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
- Industria amoniacului. ( PDF ) [ link rupt ] , pe www2.ing.unipi.it .
- Prepararea amoniacului , pe itchiavari.org .
- Fișa cu date de securitate , pe arpa.emr.it. Adus la 10 martie 2011 (arhivat din original la 31 ianuarie 2012) .
| Controllo di autorità | Thesaurus BNCF 22283 · LCCN ( EN ) sh85004538 · GND ( DE ) 4001735-7 · BNF ( FR ) cb12532810x (data) · NDL ( EN , JA ) 00560264 |
|---|
