Ku të gjeni amoniak. Sferat dhe aplikimet e amoniakut

Vetitë e amoniakut NH 3 (gazit) në presionin atmosferik

Amoniaku (NH 3) është një lëndë djegëse toksike substancë e gaztë, e cila ka veti të formojë një përzierje shpërthyese në kontakt me ajrin.

Në presion normal dhe temperaturë dhome ekziston në formën e një gazi. Për përdorim në prodhim dhe transport, amoniaku (nitridi) është i lëngshëm.

Amoniaku teknik përdoret si lënda e parë kryesore në prodhim sasi e madhe substanca që përmbajnë dhe përdoren në industri të ndryshme: plehra minerale dhe acidet hidrocianike, në përgjithësi sinteza organike etj.

Tabela tregon densitetin dhe nxehtësinë vetitë fizike amoniaku në gjendje të gaztë në varësi të temperaturës në presion prej 760 mmHg. Vetitë e amoniakut tregohen në temperaturat nga -23 në 627 °C.

Tabela tregon sa vijon vetitë e amoniakut:

• dendësia e amoniakut, kg/m3;
• koeficienti i përçueshmërisë termike, W/(m deg);
• viskoziteti dinamik, ;
• Numri Prandtl.

Tabela tregon se vetitë e amoniakut varen ndjeshëm nga temperatura. Kështu që, Me rritjen e temperaturës, dendësia e amoniakut zvogëlohet, dhe numri Prandtl; karakteristikat e tjera të këtij gazi rrisin vlerat e tyre.

Për shembull, në temperaturë 27°C(300 K) amoniaku ka një densitet të barabartë me 0,715 kg/m3, dhe kur nxehet në 627°C (900 K), dendësia e amoniakut zvogëlohet në një vlerë prej 0,233 kg/m3.

Dendësia e amoniakut në temperaturën e dhomës dhe normale presioni atmosferik dukshëm më e ulët në këto kushte.

Shënim: Kini kujdes! Përçueshmëria termike e amoniakut në tabelë tregohet në fuqinë 10 3. Mos harroni të pjesëtoni me 1000.

Vetitë e amoniakut (avulli i thatë i ngopur)

Tabela tregon vetitë termofizike të amoniakut të ngopur të thatë në varësi të temperaturës.
Vetitë janë dhënë në intervalin e temperaturës nga -70 në 70 °C.

Tabela tregon sa vijon vetitë e avullit të amoniakut:

• dendësia e amoniakut, kg/m3;
• ngrohjes tranzicioni fazor, kJ/kg;
• kapaciteti specifik i nxehtësisë, kJ/(kg deg);
• difuziviteti termik, m 2 /s;
• viskoziteti dinamik, Pa s;
• viskoziteti kinematik, m 2 / s;
• Numri Prandtl.

Vetitë e amoniakut varen shumë nga temperatura. Ekziston një lidhje e drejtpërdrejtë midis temperaturës dhe presionit avujt e ngopur amoniaku.
Dendësia avull i ngopur amoniaku rritet ndjeshëm. Difuziviteti termik dhe vlerat e viskozitetit ulen. Përçueshmëria termike e avullit të amoniakut të ngopur në tabelë tregohet në fuqinë 10 4. Mos harroni të pjesëtoni me 10000.

Vetitë e amoniakut të lëngshëm në gjendje të ngopur

Tabela tregon vetitë termofizike lëng i ngopur amoniak në varësi të temperaturës.
Vetitë e amoniakut në gjendje të lëngshme të ngopur jepen në intervalin e temperaturës nga -70 në 70 °C.

Tabela tregon sa vijon vetitë e amoniakut të lëngshëm:

• presioni i avullit të ngopur, MPa;
• dendësia e amoniakut, kg/m3;
• kapaciteti specifik i nxehtësisë, kJ/(kg deg);
• përçueshmëri termike, W/(m deg);
• difuziviteti termik, m 2 /s;
• viskoziteti dinamik, Pa s;
• viskoziteti kinematik, m 2 / s;
• Koeficient tensioni sipërfaqësor, N/m;
• Numri Prandtl.

Dendësia e amoniakut në gjendje e lëngët më pak i varur nga temperatura sesa dendësia e avullit të tij. Vetëm viskoziteti dinamik zvogëlohet ndjeshëm me rritjen e temperaturës së amoniakut të lëngshëm.

Përçueshmëria termike e amoniakut në gjendje të lëngët dhe të gaztë

Tabela tregon përçueshmërinë termike të amoniakut në lëng dhe gjendjet e gazta në varësi të temperaturës dhe presionit.
Përçueshmëria termike e amoniakut (dimensioni W/(m deg)) tregohet në intervalin e temperaturës nga 27 në 327 °C dhe presionin nga 1 deri në 1000 atmosfera.

Përçueshmëria termike e amoniakut në tabelë tregohet në fuqinë 10 3. Mos harroni të pjesëtoni me 1000.
Vlerat e përçueshmërisë termike mbi vijën tregohen për amoniak të lëngshëm, përçueshmëria termike e të cilit zvogëlohet me rritjen e temperaturës.

Përçueshmëria termike e gazit të amoniakut rritet kur nxehet. Një rritje e presionit çon në një rritje të vlerës së përçueshmërisë termike si për amoniakun e lëngshëm ashtu edhe për atë të gaztë.

Tabela e mëposhtme tregon përçueshmëria termike e amoniakut në temperaturat e ulëta dhe presionit atmosferik.

në vijën e ngopjes në varësi të temperaturës është paraqitur në tabelën e mëposhtme. Duhet të theksohet se përçueshmëria termike e amoniakut të lëngshëm zvogëlohet kur nxehet.

Shënim: Kini kujdes! Përçueshmëria termike e amoniakut në tabela tregohet në fuqinë 10 3. Mos harroni të pjesëtoni me 1000.

PËRKUFIZIM

Amoniaku- nitridi i hidrogjenit.

Formula – NH 3. Masa molare– 17 g/mol.

Vetitë fizike të amoniakut

Amoniaku (NH 3) është një gaz i pangjyrë me një erë të fortë (erë "amoniaku"), më i lehtë se ajri, shumë i tretshëm në ujë (një vëllim uji do të shpërndajë deri në 700 vëllime amoniak). Tretësira e koncentruar e amoniakut përmban 25% (në masë) amoniak dhe ka një densitet prej 0,91 g/cm 3 .

Lidhjet ndërmjet atomeve në molekulën e amoniakut janë kovalente. Forma e përgjithshme molekulat AB 3. Të gjitha orbitalet valore të atomit të azotit hyjnë në hibridizim, prandaj, lloji i hibridizimit të molekulës së amoniakut është sp 3. Amoniaku ka një strukturë gjeometrike të tipit AB 3 E - një piramidë trigonale (Fig. 1).

Oriz. 1. Struktura e molekulës së amoniakut.

Vetitë kimike të amoniakut

NË kimikisht Amoniaku është mjaft aktiv: reagon me shumë substanca. Shkalla e oksidimit të azotit në amoniak "-3" është minimale, kështu që amoniaku shfaq vetëm veti reduktuese.

Kur ngrohni amoniakun me halogjene, okside Metalet e renda dhe oksigjeni prodhon azot:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

Në prani të një katalizatori, amoniaku mund të oksidohet në oksid azoti (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizator - platin)

Ndryshe nga komponimet e hidrogjenit jometalet VI dhe grupet VII, amoniaku nuk shfaqet vetitë e acidit. Megjithatë, atomet e hidrogjenit në molekulën e tij janë ende në gjendje të zëvendësohen nga atomet metalike. Kur hidrogjeni zëvendësohet plotësisht nga një metal, formohen komponime të quajtura nitride, të cilat gjithashtu mund të përftohen nga ndërveprimi i drejtpërdrejtë i azotit me metalin në temperatura të larta.

Vetitë kryesore të amoniakut janë për shkak të pranisë së një çifti të vetëm elektronesh në atomin e azotit. Një zgjidhje e amoniakut në ujë është alkaline:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

Kur amoniaku ndërvepron me acidet, formohen kripërat e amonit, të cilat dekompozohen kur nxehen:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (kur nxehet)

Prodhimi i amoniakut

Ekzistojnë metoda industriale dhe laboratorike për prodhimin e amoniakut. Në laborator, amoniaku fitohet nga veprimi i alkaleve në tretësirat e kripërave të amonit kur nxehet:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Ky reagim është cilësor për jonet e amonit.

Aplikimi i amoniakut

Prodhimi i amoniakut është një nga më të rëndësishmit proceset teknologjike botëror. Rreth 100 milionë tonë amoniak prodhohen çdo vit në botë. Amoniaku lëshohet në formë të lëngshme ose në formën e një tretësire ujore 25% - ujë amoniak. Fushat kryesore të përdorimit të amoniakut janë prodhimi acid nitrik(prodhimi i mëvonshëm i plehrave minerale që përmbajnë azot), kripërat e amonit, ure, metenaminë, fibra sintetike (najloni dhe najloni). Amoniaku përdoret si ftohës në njësitë ftohëse industriale dhe si agjent zbardhues në pastrimin dhe ngjyrosjen e pambukut, leshit dhe mëndafshit.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Hidrogjeni, në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë me një erë të mprehtë karakteristike (erë amoniaku)

• Halogjenet (klor, jod) formojnë eksplozivë të rrezikshëm me amoniak - halogjene të azotit (klorur azoti, jodur azoti).

• Amoniaku reagon me alkanet e halogjenizuara përmes shtimit nukleofilik, duke formuar një jon amoniumi të zëvendësuar (metodë për prodhimin e amineve):

• Ai prodhon amide me acide karboksilike, anhidridet e tyre, halogjene acide, estere dhe derivate të tjerë. Me aldehidet dhe ketonet - bazat Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminet përkatëse (aminimi reduktiv).

• Në 1000 °C, amoniaku reagon me qymyrin, duke formuar acidin hidrocianik HCN dhe duke u dekompozuar pjesërisht në azot dhe hidrogjen. Ai gjithashtu mund të reagojë me metanin, duke formuar të njëjtin acid hidrocianik:

Historia e emrit

Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i tij tingëllon si "amoniak") ia detyron emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në udhëkryqin e rrugëve të karvanëve. Në klimat e nxehta, ureja (NH 2) 2 CO, e përmbajtur në produktet e mbeturinave shtazore, dekompozohet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku mori emrin e tij nga fjala e lashtë egjiptiane Amonian. Ky ishte emri i njerëzve që adhuronin perëndinë Amun. Gjatë ritualeve të tyre, ata nuhatën amoniak NH 4 Cl, i cili, kur nxehet, avullon amoniakun.

Amoniak i lëngshëm

Amoniaku i lëngshëm, megjithëse në një masë të vogël, shpërndahet në jone (autoprotolizë), gjë që tregon ngjashmërinë e tij me ujin:

Konstanta e vetëjonizimit të amoniakut të lëngshëm në -50 °C është afërsisht 10 −33 (mol/l)².

Amidet metalike që rezultojnë nga reaksioni me amoniak përmbajnë jon negativ NH 2 − , e cila formohet edhe gjatë vetëjonizimit të amoniakut. Kështu, amidet metalike janë analoge të hidroksideve. Shpejtësia e reagimit rritet kur kalon nga Li në Cs. Reagimi përshpejtohet ndjeshëm në prani të papastërtive edhe të vogla të H 2 O.

Tretësirat metalike-amoniak kanë përçueshmëri elektrike metalike në to, atomet metalike dekompozohen në; jone pozitive dhe elektronet e tretshme të rrethuara nga molekula NH 3. Tretësira metal-amoniak që përmbajnë elektronet e lira, janë agjentët reduktues më të fortë.

Kompleksimi

Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat NH 3 mund të hyjnë si ligand komponimet komplekse. Kështu, futja e amoniakut të tepërt në tretësirat e kripërave të d-metaleve çon në formimin e amino komplekseve të tyre:

Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim në ngjyrën e tretësirës. Pra, në reagimin e parë, ngjyra blu (CuSO 4) kthehet në blu të errët (ngjyra e kompleksit), dhe në reagimin e dytë ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni(NO 3) 2) në blu-vjollcë. Komplekset më të forta me NH 3 formohen nga kromi dhe kobalti në gjendje oksidimi +3.

Roli biologjik

Amoniaku është produkti përfundimtar i metabolizmit të azotit në trupin e njerëzve dhe kafshëve. Formohet gjatë metabolizmit të proteinave, aminoacideve dhe komponimeve të tjera azotike. Prandaj, është shumë toksik për trupin shumica amoniaku gjatë ciklit të ornitinës shndërrohet nga mëlçia në një përbërje më të padëmshme dhe më pak toksike - karbamid (ure). Më pas, ureja ekskretohet nga veshkat dhe një pjesë e uresë mund të shndërrohet nga mëlçia ose veshkat në amoniak.

Amoniaku mund të përdoret gjithashtu nga mëlçia për procesin e kundërt - risintezën e aminoacideve nga amoniaku dhe keto analoge të aminoacideve. Ky proces quhet "aminim reduktues". Kështu nga lëpjetë acid acetik Përftohet acidi aspartik, nga acidi α-ketoglutarik përftohet acidi glutamik etj.

Veprim fiziologjik

Sipas efektit fiziologjik në organizëm, i përket grupit të substancave me efekt asfiksues dhe neurotropik, të afta të shkaktojnë edemë pulmonare toksike dhe dëmtime të rënda nëse thithen. sistemi nervor. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorbtive.

Avujt e amoniakut irritojnë fort mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Kjo është ajo që një person e percepton si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të tepruar, dhimbje sysh, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, sulme të kollitjes, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Kur amoniaku i lëngshëm dhe tretësirat e tij bien në kontakt me lëkurën, shfaqet një ndjesi djegieje dhe është e mundur një djegie kimike me flluska dhe ulçera. Përveç kësaj, amoniaku i lëngshëm thith nxehtësinë kur avullohet, dhe kur bie në kontakt me lëkurën, ndodh ngrirja e shkallëve të ndryshme. Era e amoniakut ndihet në një përqendrim prej 37 mg/m³.

Aplikacion

Amoniaku është një nga produktet më të rëndësishme industria kimike, prodhimi vjetor i saj global arrin në 150 milionë tonë. Përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave azotike (nitrat amoniumi dhe sulfat, ure), eksplozivëve dhe polimere, acid nitrik, sode (duke përdorur metodën e amoniakut) dhe produkte të tjera të industrisë kimike. Amoniaku i lëngshëm përdoret si tretës.

Normat e konsumit për ton amoniak

Prodhimi i një ton amoniak në Rusi kërkon mesatarisht 1200 nm³ gazit natyror, në Evropë - 900 nm³.

Grodno Azot bjellorusi konsumon 1200 nm³ gaz natyror për ton amoniak pas modernizimit, konsumi pritet të ulet në 876 nm³.

Prodhuesit ukrainas konsumojnë nga 750 nm³ deri në 1170 nm³ gaz natyror për ton amoniak.

Teknologjia UHDE pretendon konsumin prej 6,7 - 7,4 Gcal të burimeve të energjisë për ton amoniak.

Amoniaku në mjekësi

Për pickimin e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. Një zgjidhje ujore 10% e amoniakut njihet si amoniak.

E mundshme Efektet anësore: Me ekspozim të zgjatur (përdorim inhalues), amoniaku mund të shkaktojë ndalim respirator refleks.

Përdorimi lokal është kundërindikuar për dermatit, ekzemë, sëmundje të tjera të lëkurës, si dhe për dëmtime të hapura traumatike të lëkurës.

Në rast të dëmtimit aksidental të mukozës së syrit, shpëlajeni me ujë (15 minuta çdo 10 minuta) ose me tretësirë ​​të acidit borik 5%. Vajrat dhe pomadat nuk përdoren. Nëse hunda dhe fyti janë prekur, përdorni një zgjidhje 0.5% të acidit citrik ose lëngjeve natyrale. Nëse merret nga goja, pini ujë, lëng frutash, qumësht, mundësisht një tretësirë ​​0,5% të acidit citrik ose një tretësirë ​​1% të acidit acetik derisa përmbajtja e stomakut të neutralizohet plotësisht.

Ndërveprimi me të tjerët barna i panjohur.

Prodhuesit e amoniakut

Prodhuesit e amoniakut në Rusi

Rusia përbën rreth 9% të prodhimit global të amoniakut. Rusia është një nga eksportuesit më të mëdhenj në botë të amoniakut. Rreth 25% e prodhimit total të amoniakut eksportohet, që është rreth 16% e eksporteve botërore.

Prodhuesit e amoniakut në Ukrainë

• Retë e Jupiterit janë bërë nga amoniaku.

Shiko gjithashtu

Shënime

Lidhjet

• //
• // Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - Shën Petersburg. , 1890-1907.
• // Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - Shën Petersburg. , 1890-1907.
• // Fjalori Enciklopedik i Brockhaus dhe Efron: Në 86 vëllime (82 vëllime dhe 4 shtesë). - Shën Petersburg. , 1890-1907.

Letërsia

• Akhmetov N. S. Gjeneral dhe kimia inorganike. - M.: shkollë e diplomuar, 2001.

AMMONIA [shkurtuar nga greqishtja?μμωνιακ?ς; latinisht sal ammoniacus; ky ishte emri i amoniakut (klorur amoniumi), i cili fitohej nga djegia e bajgës së devesë në oazin e amonit në shkretëtirën libiane], më e thjeshta. përbërje kimike nitrogjen me hidrogjen, NH3; produkt shumëtonazhesh i industrisë kimike.

Vetitë. Molekula NH 3 ka formën piramida e rregullt me një atom azoti në krye; Lidhjet N-H janë polare, energjia e lidhjes N-H është 389,4 kJ/mol. Atomi N ka një palë të vetme elektronesh, që përcakton aftësinë e amoniakut për të formuar lidhje dhuruese-pranuese dhe hidrogjeni. Molekula NH 3 është e aftë të përmbyset - "të kthehet brenda jashtë" duke kaluar një atom azoti përmes të formuara nga atomet rrafshi hidrogjenor i bazës së piramidës.

Amoniaku është një gaz pa ngjyrë me erë të fortë; t pl -77,7°C; t vlim -33,35°C; dendësia e NH 3 e gaztë (në 0°C, 0,1 MPa) 0,7714 kg/m3; nxehtësia e formimit të amoniakut nga elementet ΔН arr -45.94 kJ/mol. Një përzierje e thatë e amoniakut dhe ajrit (15,5-28% ndaj peshës NH 3) mund të shpërthejë. Liquid NH 3 është një lëng i pangjyrë, shumë përthyes i dritës, një tretës i mirë për shumë organikë dhe komponimet inorganike. Amoniaku është lehtësisht i tretshëm në ujë (33.1% ndaj peshës në 20°C), pak më pak i tretshëm në alkool, aceton, benzen dhe kloroform. Një tretësirë ​​e amoniakut në ujë uji me amoniak është një lëng pa ngjyrë me erë amoniaku; një tretësirë ​​që përmban 10% ndaj peshës NH 3 ka emer tregtie amoniaku. NË tretësirë ​​ujore amoniaku jonizohet pjesërisht në NH + 4 dhe OH -, gjë që shkakton reaksion alkalik tretësirë ​​(pK 9,247).

Zbërthimi i amoniakut në hidrogjen dhe azot bëhet i dukshëm në temperatura mbi 1200°C, dhe në prani të katalizatorëve (Fe, Ni) - mbi 400°C. Amoniaku është një përbërës shumë reaktiv. Karakterizohet nga reaksionet e shtimit, në veçanti nga reaksionet e protonit kur ndërvepron me acidet. Si rezultat, formohen kripërat e amonit, të cilat në shumë veti janë të ngjashme me kripërat metalet alkali. Amoniaku, një bazë Lewis, bashkon jo vetëm H +, por edhe pranuesit e tjerë të elektroneve, për shembull BF 3 për të formuar BF 3 ? Veprimi i NH 3 në kripërat e metaleve të thjeshta ose komplekse prodhon amoniak, për shembull cis-. Amoniaku karakterizohet gjithashtu nga reaksionet e zëvendësimit. Alkaline dhe metalet alkaline të tokës formojnë amide me NH 3 (për shembull, NaNH 2). Kur nxehen në një atmosferë amoniaku, shumë metale dhe jometale (Zn, Cd, Fe, Cr, B, Si, etj.) formojnë nitride (për shembull, BN). Në një temperaturë prej rreth 1000°C, NH 3 reagon me karbonin, duke formuar cianid hidrogjeni HCN dhe duke u dekompozuar pjesërisht në N 2 dhe H 2. Me CO 2 formon karbamat amonium NH 2 COONH 4 , i cili zbërthehet në ujë dhe ure në temperaturë 160-200°C dhe presion deri në 40 MPa. Hidrogjeni në amoniak mund të zëvendësohet nga halogjenet. Amoniaku digjet në një atmosferë O2, duke formuar ujë dhe N2. Oksidimi katalitik i amoniakut (katalizator Pt) prodhon NO (reaksioni përdoret në prodhimin e acidit nitrik), dhe oksidimi i amoniakut i përzier me metan prodhon HCN.

Marrja dhe përdorimi. Në natyrë, amoniaku formohet gjatë dekompozimit të përbërjeve që përmbajnë azot. Në 1774, J. Priestley mblodhi për herë të parë amoniak në një banjë me merkur, i formuar nga veprimi i gëlqeres në klorurin e amonit. Më e vjetra metodë industriale marrja e NH 3 - lirimi i amoniakut nga gazrat e shkarkimit gjatë koksimit të qymyrit.

bazë mënyrë moderne marrja e amoniakut - sinteza e tij nga azoti dhe hidrogjeni, i propozuar në 1908 nga F. Haber. Sinteza e amoniakut në industri kryhet nga reaksioni N 2 + ZH 2 →←2NH 3. Një zhvendosje e ekuilibrit në të djathtë lehtësohet nga një rritje e presionit dhe një ulje e temperaturës. Procesi kryhet me presion rreth 30 MPa dhe temperaturë 450-500°C në prani të një katalizatori - Fe, të aktivizuar nga oksidet K 2 O, Al 2 O 3, CaO etj. Me një të vetme kalimi nëpër masën e katalizatorit, vetëm 20-25% shndërrohet në amoniak përzierje gazi; Për konvertim të plotë kërkohet qarkullim i përsëritur. Lënda e parë kryesore për prodhimin e H 2 në prodhimin e amoniakut është gazi natyror i djegshëm, i përpunuar me metodën e reformimit me avull-gaz me dy faza të metanit.

Prodhimi i amoniakut përfshin fazat e mëposhtme: pastrimin e gazit natyror nga komponimet e squfurit me hidrogjenim katalitik në H2S me thithjen e mëvonshme të amoniakut nga ZnO; reformimi me avull i gazit natyror nën një presion prej 3,8 MPa në një temperaturë prej 860°C në një katalizator Ni-Al në një furre me tub (reformimi parësor); shndërrimi avull-ajër i metanit të mbetur në një konvertues bosht (reformim dytësor) në 990-1000°C dhe 3.3 MPa në një katalizator Ni-Al; në këtë fazë, hidrogjeni pasurohet me azot nga ajri atmosferik për të marrë një përzierje të azotit dhe hidrogjenit (raporti me vëllim 1:3), të furnizuar me sintezën e NH 3; konvertimi i CO në CO 2 dhe H 2 fillimisht në 450°C dhe 3.1 MPa në një katalizator Fe-Cr, pastaj në 200-260°C dhe 3.0 MPa në një katalizator Zn-Cr-Cu; pastrimi i H 2 nga CO 2 me anë të përthithjes me një zgjidhje të monoetanolaminës ose një tretësirë ​​të nxehtë të K 2 CO 3 në 2.8 MPa; pastrimi i një përzierjeje të H 2 dhe N 2 me hidrogjenim nga CO dhe CO 2 të mbetur në prani të një katalizatori Ni-Al në 280°C dhe 2.6 MPa; ngjeshja (ngjeshja) e gazit të pastruar në 15-30 MPa dhe sinteza e amoniakut në një katalizator hekuri të promovuar në 400-500°C në një reaktor sinteze me një paketim me rrjedhje gazi radiale ose boshtore. Amoniaku i lëngshëm i furnizuar në industri përmban të paktën 99,96% NH 3 ndaj peshës. Deri në 0,2-0,4% H 2 O i shtohet amoniakut të transportuar përmes një tubacioni për të penguar korrozionin e çelikut.

Amoniaku përdoret në prodhimin e acidit nitrik, uresë, kripërave të amoniumit, ammofos, metenaminës, sodës (duke përdorur metodën e amoniakut), si pleh i lëngshëm, si ftohës etj. Si lëndë pune u përdor një rreze molekulash NH 3. ne fillim gjenerator kuantik- Maser (1954).

Amoniaku është toksik. Kur ajri përmban 0,02% amoniak në vëllim, ai irriton mukozën. Amoniaku i lëngshëm shkakton djegie të rënda të lëkurës.

Prodhimi botëror i amoniakut (për sa i përket N) është rreth 125.7 milion ton/vit (2001), duke përfshirë Federata Ruse- 11 milion ton/vit.

Lit.: Vetitë termofizike të amoniakut. M., 1978; Sinteza e amoniakut. M., 1982.

A. I. Mikhailichenko, L. D. Kuznetsov.

Amoniaku (NH 3) është një nga kimikatet industriale më të zakonshme që përdoret në industri dhe tregti.

Amoniaku, pse ka nevojë trupi ynë? Rezulton se formohet vazhdimisht në të gjitha organet dhe indet dhe është një substancë thelbësore në shumë proceset biologjike, shërben si pararendës për formimin e aminoacideve dhe sintezën e nukleotideve. Në natyrë, amoniaku formohet gjatë dekompozimit të përbërjeve organike që përmbajnë azot.

Vetitë kimike dhe fizike të amoniakut

• Në temperaturën e dhomës, amoniaku është një gaz i pangjyrë, irritues me një erë të fortë, mbytëse;
• në formën e tij të pastër njihet si amoniak anhydrous;
• higroskopik (përthith lehtësisht lagështinë);
• ka vetitë alkaline, kaustik, lehtësisht i tretshëm në ujë;
• ngjesh lehtësisht dhe formon një lëng të pastër nën presion.

Ku përdoret amoniaku?

Rreth 80% e amoniakut përdoret për prodhimin e produkteve industriale.

Amoniaku përdoret në bujqësia si pleh.

I pranishëm në njësitë ftohëse për pastrimin e përbërjeve ujore.

Përdoret në prodhimin e plastikës, eksplozivëve, tekstileve, pesticideve, ngjyrave dhe kimikateve të tjera.

Përmbahet në shumë solucione pastrimi shtëpiake dhe industriale. Produktet shtëpiake që përmbajnë amoniak prodhohen me shtimin e 5-10% të amoniakut, përqendrimi i amoniakut në solucionet industriale është më i lartë - 25%, gjë që i bën ato më kaustike.

Si ndikon amoniaku në trupin e njeriut?

Shumica e njerëzve vijnë në kontakt me amoniak duke e thithur si gaz ose avullimi. Meqenëse amoniaku ekziston natyrshëm dhe gjendet në detergjentë, ato mund të jenë burime të tij.

Përdorimi i gjerë i amoniakut në zonat bujqësore dhe industriale do të thotë gjithashtu se rritja e përqendrimeve në ajër mund të ndodhë gjatë lëshimeve aksidentale ose sulmeve të qëllimshme terroriste.

Gazi i amoniakut anhidrik është më i lehtë se ajri dhe për këtë arsye ngrihet lart, kështu që në përgjithësi shpërndahet dhe nuk grumbullohet në zonat e ulëta. Megjithatë, në prani të lagështirës (lagështia relative e lartë), amoniaku anhidrik i lëngshëm formon avull më të rëndë se ajri. Këto avuj mund të barten mbi sipërfaqen e tokës ose mbi ultësira.

Si funksionon amoniaku?

Amoniaku fillon të reagojë menjëherë pas kontaktit me lagështinë në sipërfaqen e lëkurës, syve, gojës, traktit respirator dhe pjesërisht sipërfaqet mukoze dhe formon një shumë kaustike hidroksid amoniumi . Hidroksidi i amonit shkakton nekroza e indeve për shkak të shkeljes membranat qelizore, çon në shkatërrimin e qelizave. Pasi proteina dhe qelizat shpërbëhen, uji nxirret përmes një reagimi inflamator, duke çuar në dëmtime të mëtejshme.

Cilat janë simptomat e helmimit me amoniak?

Frymëmarrje. Era e amoniakut në hundë është irrituese dhe e mprehtë. Kontakti me përqendrime të larta të amoniakut në ajër çon në një ndjesi djegieje në hundë, fyt dhe traktin respirator. Kjo mund të çojë në edemë bronkiolare dhe alveolare dhe dëmtime të rrugëve të frymëmarrjes si rezultat i dështimit të frymëmarrjes. Thithja e përqendrimeve të ulëta mund të shkaktojë kollitje dhe acarim të hundës dhe fytit. Era e amoniakut është një paralajmërim mjaft i hershëm i pranisë së tij, por amoniaku gjithashtu çon në një ndjenjë të dobësuar të nuhatjes, e cila zvogëlon aftësinë për ta vërejtur atë në ajër në përqendrime të ulëta.

Fëmijët, të ekspozuar ndaj të njëjtës sasi amoniaku si të rriturit, marrin një dozë më të madhe sepse sipërfaqja e mushkërive të tyre në raport me trupin e tyre është shumë më e madhe. Përveç kësaj, ata mund të jenë më të ekspozuar ndaj amoniakut për shkak të shtatit të shkurtër - ata janë më afër tokës, ku përqendrimi i avujve është më i lartë.

Kontakti me lëkurën ose sytë. Kontakti me përqendrime të ulëta të amoniakut në ajër ose lëngje mund të shkaktojë acarim të shpejtë të syve ose lëkurës. Përqendrimet më të larta të amoniakut mund të shkaktojnë lëndime serioze dhe djegiet . Kontakti me lëngje të koncentruar të amoniakut si p.sh. industriale detergjentët, mund të shkaktojë dëmtimi nga korrozioni, duke përfshirë djegiet e lëkurës, dëmtimin e syve ose verbërinë . Shkalla më e lartë lezionet e syrit mund të mos jenë të dukshme për një javë pas ekspozimit. Kontakti me amoniak të lëngshëm mund të shkaktojë gjithashtu ngrirja .

Konsumimi me ushqim. Ekspozimi ndaj përqendrimeve të larta të amoniakut përmes gëlltitjes së një solucioni amoniaku mund të shkaktojë dëmtim të gojës, fytit dhe stomakut.