En af de vigtigste nitrogenforbindelser er ammoniak. Ifølge dens fysiske egenskaber er det en farveløs gas med en skarp, kvælende lugt (dette er lugten af en vandig opløsning af ammoniumhydroxid NH3·H2O). Gassen er meget opløselig i vand. I vandig opløsning er ammonium en svag base. Det er et af den kemiske industris vigtigste produkter.
NH₃ er en god reduktion, da nitrogen i ammoniummolekylet har den laveste oxidationstilstand -3. Mange karakteristika ved ammoniak bestemmes af et par enkelte elektroner i nitrogenatomet - additionsreaktioner med ammoniak forekommer på grund af dets tilstedeværelse (dette par af singler er placeret på den frie bane af protonen H⁺).
Sådan får du ammoniak
Der er to primære praktiske metoder til at opnå ammoniak: den ene i laboratoriet, den anden i industrien.
Overvej produktionen af ammoniak i industrien. Interaktion mellem molekylært nitrogen og hydrogen: N₂ + 2H₂=2NH₃(reversibel reaktion). Denne metode til at opnå ammoniak kaldes Haber-reaktionen. For at molekylært nitrogen og brint kan reagere, skal de opvarmes til 500 ᵒC eller 932 ᵒF, der skal opbygges et MPA-tryk på 25-30. Porøst jern skal være til stede som katalysator.
Modtagelse i laboratoriet er en reaktion mellem ammoniumchlorid og calciumhydroxid: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl=CaCl2 + 2NH₄OH (da NH₄OH er en meget svag forbindelse, nedbrydes den straks til gasformig ammoniak og vand=NH₄OH NH₃ + H₂O).
Ammoniakoxidationsreaktion
De fortsætter med en ændring i nitrogens oxidationstilstand. Da ammoniak er en god reduktion, kan den bruges til at reducere tungmetaller fra deres oxider.
Metalreduktion: 2NH₃ + 3CuO=3Cu + N₂ + 3H₂O (Når kobber(II)oxid opvarmes i nærvær af ammoniak, falder rødt kobbermetal).
Oxidation af ammoniak i nærvær af stærke oxidationsmidler (f.eks. halogener) sker ifølge ligningen: 2NH₃ + 3Cl₂=N₂ + 6HCl (denne redoxreaktion kræver opvarmning). Ved eksponering for kaliumpermanganat på ammoniak i et alkalisk medium observeres dannelsen af molekylært nitrogen, kaliumpermanganat og vand: 2NH3 + 6KMnO4+ 6KOH=6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.
Når den opvarmes intensivt (op til 1200 °C eller 2192 ᵒF), kan ammoniak nedbrydes til simple stoffer: 2NH₃=N₂ + 3H₂. Ved 1000 oC eller 1832 reagerer ammoniak med methan CH4: 2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂=2HCN + 6H₂O (blåsyre og vand). Ved at oxidere ammoniak med natriumhypochlorit kan hydrazin H₂X4få: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H 2O
Forbrænding af ammoniak og dets katalytiske oxidation med oxygen
Oxidation af ammoniak med oxygen har visse egenskaber. Der er to forskellige typer oxidation: katalytisk (med en katalysator), hurtig (brændende).
Ved brænding sker der en redoxreaktion, hvis produkter er molekylært nitrogen og vand: 4NH3 + 2O2=2N2 + 6H2O selvantændelse af ammoniak). Katalytisk oxidation med oxygen forekommer også ved opvarmning (ca. 800 ᵒC eller 1472 ᵒF), men et af reaktionsprodukterne er anderledes: 4NH₃ + 5O₂=4NO + 6H₂O (i nærvær af platin eller oxider af jern, mangan, chrom eller cob alt as en katalysator, er oxidationsprodukterne oxidnitrogen (II) og vand).
Overvej den homogene oxidation af ammoniak med oxygen. Ukontrolleret monoton oxidation af ammoniakgassektionen er en relativt langsom reaktion. Det er ikke rapporteret i detaljer, men den nedre brændbarhedsgrænse for ammoniak-luftblandinger ved 25 ° C er omkring 15 % i trykområdet på 1-10 bar og falder, når starttemperaturen for gasblandingen stiger.
Hvis CNH~ er molfraktionen af NH3 i en luft-ammoniakblanding med en temperatur tblandet (OC), så følger det fra dataene CNH=0,15-0 at brændbarhedsgrænsen er lav. Derfor er det rimeligt at arbejde med en tilstrækkelig sikkerhedsmargin under den nedre grænsebrændbarhed, som regel er data om blanding af ammoniak med luft ofte langt fra perfekte.
Kemiske egenskaber
Overvej kontaktoxidation af ammoniak til nitrogenoxid. Typiske kemiske reaktioner med ammoniak uden at ændre nitrogenoxidationstilstanden:
- Reaktion med vand: NH₃ + H₂O=NH₄OH=NH₄⁺ + he⁻ (reaktionen er reversibel, fordi ammoniumhydroxid NH₄OH er en ustabil forbindelse).
- Reaktion med syrer for at danne normale og sure s alte: NH₃ + HCl=NH₄Cl (norm alt ammoniumchlorids alt dannes); 2NH3 + H2SO4=(NH4)2SO4.
- Reaktioner med s alte af tungmetaller for at danne komplekser: 2NH₃ + AgCl=[Ag(NH₃)₂]Cl (komplekse sølvforbindelser (I) dannes diaminchlorid).
- Reaktion med haloalkaner: NH3 + CH3Cl=[CH3NH3]Cl (methylammoniumhydrochloridformer er den substituerede ammoniumion NH4=).
- Reaktion med alkalimetaller: 2NH₃ + 2K=2KNH₂ + H₂ (danner kaliumamid KNH₂; nitrogen ændrer ikke oxidationstilstanden, selvom reaktionen er redox). Additionsreaktioner forekommer i de fleste tilfælde uden at ændre oxidationstilstanden (alle ovenstående, undtagen den sidste, er klassificeret efter denne type).
Konklusion
Ammoniak er et populært stof, der bruges aktivt i industrien. I dag indtager den en særlig plads i vores liv,da vi bruger de fleste af dets produkter hver dag. Denne artikel vil være nyttig læsning for mange, der gerne vil vide mere om, hvad der omgiver os.
