Ammoniak (NH3): hvad det er, hvad det er til, risici

EN ammoniak, med formlen NH3, er en farveløs, giftig gas med en stærk og ubehagelig lugt. Den har en pyramideformet geometri, foruden at den er den mest opløselige gas i vand det kendes netop ved dannelsen af hydrogenbindinger. Det er et vigtigt stof i det globale nitrogenkredsløb.

Det er meget brugt som gødning, da nitrogen Det er et makronæringsstof for planter. Dens vigtigste produktionsproces er Haber-Bosch-processen, udviklet i begyndelsen af ​​det 20. århundrede. Det er et stof, der inspirerer til pleje, da det har et stort giftigt potentiale, og i visse tilfælde kan eksponering for det være dødeligt.

Læs også: Asbest — stof, der har været forbudt i flere lande på grund af helbredsproblemer

Emner i denne artikel

• 1 - Resumé om ammoniak
• 2 - Ammoniak egenskaber
• 3 - Hvad er karakteristika ved ammoniak?
• 4 - Hvad er ammoniak til?
• 5 - Indhentning af ammoniak
• 6 - Forholdsregler med ammoniak
• 7 - Ammoniakhistorie

opsummering om ammoniak

• Ammoniak er et molekyle med formlen NH₃, polær, opløselig i vand og af pyramideformet geometri.
• Det er en farveløs, giftig gas med en stærk, ubehagelig lugt.
• En god del af den producerede ammoniak er bestemt til fremstilling af gødning, da nitrogen er et makronæringsstof for planter.
• Den vigtigste måde at opnå ammoniak på syntetisk er gennem Haber-Bosch-processen, udviklet i begyndelsen af ​​det 20. århundrede.
• Ammoniak inspirerer til forsigtighed, og eksponering for denne gas kan forårsage alvorlige problemer, herunder død.
• På trods af at den har været kendt siden oldtiden, blev den først isoleret og karakteriseret i det 18. århundrede.

ammoniak egenskaber

• molekylær formel: NH₃.
• Molar masse: 17,031 g.mol^-1.
• Fusionspunkt: -77,73 °C.
• Kogepunkt: -33,33 °C.
• Massefylde: 0,696 g. L^-1.
• Fysisk fremtoning: farveløs gas.
• Opløselighed: meget opløseligt i vand (≈ 530 g. L^-1 ved 20°C); opløseligt i ethanol det er ethylether.
• dipolmoment: 1,47 D (polært molekyle).
• molekylær geometri: pyramideformet.

Stop ikke nu... Der er mere efter reklamen ;)

Hvad er karakteristika ved ammoniak?

Ammoniak er en Farveløs, giftig, stikkende lugtende gas. Det forekommer i naturen, hovedsageligt gennem anaerobt henfald af plante- og dyremateriale, og detekteres også i det ydre rum. Nogle grøntsager, kombineret med bakterier Rhizobium, er i stand til at fiksere atmosfærisk nitrogen og dermed producere NH₃, på et vigtigt stadium i det globale nitrogenkredsløb.

Når du reagerer med ilt, i en forbrænding, producerer nitrogengas og vand:

4 NH₃ +30₂ → 2 N₂ + 6H₂O

Imellem gasser, ammoniak har den højeste opløselighed i vand, en direkte konsekvens af dannelsen af ​​dets hydrogenbinding med H-molekyler₂O. Det har også en lidt grundlæggende karakter på grund af følgende ioniseringsreaktion:

NH₃ (aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺ (vandig) + OH^- (her) K_B = 1,8 x 10^-5

Den lave værdi af K_B viser, at lidt ammoniak ioniserer, så selv i fortyndede opløsninger er lugten af ​​ammoniak stadig mærkbar.

Ammoniak molekyle illustration.

Hvad er ammoniak til?

Mere af 80% af verdens ammoniakproduktion bruges direkte eller ej i landbrug. Blandt de gødninger, der produceres ved hjælp af ammoniak, er urinstof, ammoniumphosphat, ammoniumnitrat og andre nitrater. Ifølge United States Geological Survey var verdensproduktionen af ​​ammoniak i 2018 omkring 144 millioner tons, med Asien hovedproducenten, i høj grad på grund af Kina.

det hele hvorforNitrogen er et af planters makronæringsstoffer. og derfor er det et væsentligt element for dens gode vækst.

Ammoniak bruges som gødning.

også ammoniak vigtig i syntesen af ​​salpetersyre, et af de mest producerede og handlede kemiske stoffer i verden. Processen starter med oxidation fra NH₃ til NO, gennem forbrænding af ammoniak ved en temperatur på 1200 K i nærværelse af en rhodium- og platinkatalysator (Rh/Pt):

4 NH₃ +50₂ → 4 NO + 6 H₂O

NO blandes derefter med luft og absorberes i en modstrøm af vand, hvorved der efter nogle få trin dannes salpetersyre med en koncentration på ca. 60 vægtprocent.

Blandt mindre anvendelser er anvendelsen af ​​ammoniak i kosmetikindustrien og også i sammensætningen af ​​rengøringsmidler og blegemidler.

Læs også: Ammoniumnitrat — meget reaktiv forbindelse, der anvendes i gødning og sprængstoffer

Indhentning af ammoniak

Hovedformen for ammoniakproduktion er ved Haber-Bosch-processen, først udviklet i 1908 af den tyske kemiker Fritz Haber og derefter tilpasset til industriel skala af den tyske kemiker og ingeniør Carl Bosch mellem 1909 og 1913. Begge blev tildelt Nobel pris i kemi for bedriften.

Svensk frimærke fra 1978 til ære for videnskabsmanden Fritz Haber. [1]

EN Procesreaktionen er som følger:

Ingen₂ + 3H₂ ⇌ 2 NH₃

Brint produceres gennem metan, CH₄, med damp og luft, der producerer CO og brintgas. CO selv kan også reagere med damp for at producere mere brintgas.

CH₄ + H₂O → CO + 3 H₂

CO + H₂O → CO2 + H₂

Udfordringen med Haber-Bosch-processen er udbytte, og betingelserne for at opnå et godt udbytte termodynamik skal være meget veltilpasset, i en klassisk anvendelse af principperne for Fysisk Kemi i systemer i balance.

At være en eksoterm reaktion (ΔH = -92 kJ.mol^-1), stigningen i temperatur, på trods af at hastigheden på kemisk reaktionsænker udbyttet af reaktionen. Ved en given temperatur øges både reaktionshastigheden og dens udbytte i en situation med højt tryk. Tilstedeværelsen af ​​en katalysator letter også processen. Derfor er de ideelle produktionsforhold med temperatur tæt på 450 °C, en tryk på 20.260 kPa og en heterogen Fe-katalysator₃O₄ blandet med K₂O, SiO₂ og Al₂O₃.

Forholdsregler med ammoniak

Ammoniak er en giftig gas, men naturlige koncentrationer af denne forbindelse er ikke farlige for os. Allerede for dem, der arbejder med dette stof, skal opmærksomheden være konstant, da ved højere eksponeringsniveauer NH₃ kan forårsage alvorlig skade, såsom irritation af hud, os øjne, i halsen og lunger, ud over forekomsten af ​​hoste og forbrændinger. Når ammoniakkoncentrationen er i området 2500 til 4000 ppm (mg. L-1) i luften, forårsager det et menneskes død på omkring 30 minutter, og ved højere koncentrationsniveauer, såsom 5000 til 10000 ppm, er døden praktisk talt øjeblikkelig.

På trods af alt dette, ammoniak ikke klassificeret som kræftfremkaldende af Det Internationale Agentur for Kræftforskning (IARC).

ammoniak historie

Selvom det er underforstået, at ammoniak har været kendt siden oldtiden, er en af ​​de første referencer til en opløsning vand af dette stof kommer fra arbejdet af Raymond Lully, en catalansk missionær, der levede mellem den trettende og XIV. Bogen Den skeptiske kemiker (fra engelsk Den skeptiske kymist), fra 1661 og forfattet af Robert Boyle, nævner også en vandig opløsning af ammoniak, på samme måde som Johann Kunkel van Lowenstern nævner gassen i sine værker.

EN opdagelsen krediteres englænderen Joseph Pristly^*, som isolerede og karakteriserede forbindelsen i 1773 ved at opvarme en vandig opløsning af ammoniak (som han kaldte den "flygtige spiritus af ammoniumsalt"). På det tidspunkt omtalte Pristly gassen som "alkalisk luft". I 1782 foreslog den svenske kemiker Torburn Olof Bergman navnet ammoniak for "alkalisk luft", og i 1785 bestemte den franske kemiker Claude Louis Berthollet den kemiske sammensætning af ammoniak.

^* American Chemical Society krediterer også svensker Joseph Black, irske Peter Woulfe og svensker Carl Wilhelm Scheele som videnskabsmænd, der isolerede ammoniak.

Af Stefano Araujo Novais
Kemi lærer 

Lær mere om nitrogenkredsløbet, et vigtigt biogeokemisk kredsløb, der sikrer cirkulationen af ​​dette grundstof. I denne tekst vil vi nærme os hvert trin i nitrogencyklussen, vi vil tale om dets betydning, og vi vil fokusere på bakteriernes rolle i denne proces. Vi vil også præsentere øvelser om emnet.

Opdagelsen, der reddede menneskeheden fra fødevaremangel.

Lær, hvad ammoniumnitrat er, hvad er dets egenskaber, og hvordan det kan bruges. Se også de risici, som denne forbindelse byder på.

Læs om nitrater og opdag deres egenskaber og anvendelser. Se hvordan de kan virke på vores krop og løs de foreslåede øvelser om emnet.

Klik og kend historien, karakteristika, kilder, måder at opnå og anvendelser af nitrogen.