Eine der wichtigsten Stickstoffverbindungen ist Ammoniak. Gemäß seinen physikalischen Eigenschaften ist es ein farbloses Gas mit einem scharfen, erstickenden Geruch (das ist der Geruch einer wässrigen Lösung von Ammoniumhydroxid NH₃·H₂O). Das Gas ist in Wasser sehr gut löslich. In wässriger Lösung ist Ammonium eine schwache Base. Es ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie.
NH₃ ist ein gutes Reduktionsmittel, da Stickstoff im Ammoniummolekül die niedrigste Oxidationsstufe -3 hat. Viele Eigenschaften von Ammoniak werden durch ein einzelnes Elektronenpaar im Stickstoffatom bestimmt - aufgrund seiner Anwesenheit kommt es zu Additionsreaktionen mit Ammoniak (dieses einzelne Elektronenpaar befindet sich auf der freien Umlaufbahn des Protons H⁺).
Wie bekommt man Ammoniak
Es gibt zwei praktische Hauptmethoden zur Gewinnung von Ammoniak: eine im Labor, die andere in der Industrie.
Betrachten Sie die Produktion von Ammoniak in der Industrie. Wechselwirkung von molekularem Stickstoff und Wasserstoff: N₂ + 2H₂=2NH₃(umkehrbare Reaktion). Dieses Verfahren zur Gewinnung von Ammoniak wird als Haber-Reaktion bezeichnet. Damit molekularer Stickstoff und Wasserstoff reagieren können, müssen sie auf 500 ᵒC oder 932 ᵒF erhitzt werden, ein MPA-Druck von 25-30 muss aufgebaut werden. Poröses Eisen muss als Katalysator vorhanden sein.
Im Labor erh alten ist eine Reaktion zwischen Ammoniumchlorid und Calciumhydroxid: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl=CaCl₂ + 2NH₄OH (da NH₄OH eine sehr schwache Verbindung ist, zerfällt es sofort in gasförmiges Ammoniak und Wasser: NH₄OH=NH₃ + H₂O).
Ammoniak-Oxidationsreaktion
Sie gehen mit einer Änderung der Oxidationsstufe von Stickstoff vor sich. Da Ammoniak ein gutes Reduktionsmittel ist, kann es verwendet werden, um Schwermetalle aus ihren Oxiden zu reduzieren.
Metallreduktion: 2NH₃ + 3CuO=3Cu + N₂ + 3H₂O (Wenn Kupfer(II)-oxid in Gegenwart von Ammoniak erhitzt wird, nimmt das rote Kupfermetall ab).
Die Oxidation von Ammoniak in Gegenwart starker Oxidationsmittel (z. B. Halogene) erfolgt gemäß der Gleichung: 2NH₃ + 3Cl₂=N₂ + 6HCl (diese Redoxreaktion erfordert Erhitzen). Bei Einwirkung von Kaliumpermanganat auf Ammoniak in alkalischem Medium wird die Bildung von molekularem Stickstoff, Kaliumpermanganat und Wasser beobachtet: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH=6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.
Ammoniak kann bei intensiver Erwärmung (bis 1200 °C oder 2192 ᵒF) in einfache Substanzen zerfallen: 2NH₃=N₂ + 3H₂. Bei 1000 oC oder 1832 reagiert Ammoniak mit Methan CH4: 2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂=2HCN + 6H₂O (Blausäure und Wasser). Durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit kann Hydrazin H₂X₄ werdenerh alten: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H 2O
Verbrennung von Ammoniak und seine katalytische Oxidation mit Sauerstoff
Die Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff hat bestimmte Merkmale. Es gibt zwei verschiedene Arten der Oxidation: katalytisch (mit einem Katalysator), schnell (brennend).
Beim Brennen findet eine Redoxreaktion statt, deren Produkte molekularer Stickstoff und Wasser sind: 4NH3 + 2O2=2N2 + 6H2O Selbstentzündung von Ammoniak). Eine katalytische Oxidation mit Sauerstoff findet auch beim Erhitzen statt (etwa 800 ᵒC oder 1472 ᵒF), aber eines der Reaktionsprodukte ist anders: 4NH₃ + 5O₂=4NO + 6H₂O (in Gegenwart von Platin oder Oxiden von Eisen, Mangan, Chrom oder Kob alt wie z ein Katalysator, die Oxidationsprodukte sind Oxidstickstoff (II) und Wasser).
Betrachten Sie die homogene Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff. Die unkontrollierte monotone Oxidation des Ammoniakgasabschnitts ist eine relativ langsame Reaktion. Es wird nicht näher berichtet, aber die untere Zündgrenze von Ammoniak-Luft-Gemischen bei 25 °C liegt im Druckbereich von 1-10 bar bei etwa 15 % und sinkt mit steigender Anfangstemperatur des Gasgemisches.
Wenn CNH~ der Molenbruch von NH3 in einem Luft-Ammoniak-Gemisch mit einer Temperatur tgemischt (OC) ist, dann folgt aus den Daten CNH=0,15-0 dass die Entflammbarkeitsgrenze niedrig ist. Daher ist es sinnvoll, unterhalb der Untergrenze mit einem ausreichenden Sicherheitsspielraum zu arbeitenEntflammbarkeit, in der Regel sind die Daten zum Mischen von Ammoniak mit Luft oft alles andere als perfekt.
Chemische Eigenschaften
Betrachten Sie die Kontaktoxidation von Ammoniak zu Stickoxid. Typische chemische Reaktionen mit Ammoniak ohne Änderung der Oxidationsstufe des Stickstoffs:
- Reaktion mit Wasser: NH₃ + H₂O=NH₄OH=NH₄⁺ + he⁻ (Die Reaktion ist reversibel, da Ammoniumhydroxid NH₄OH eine instabile Verbindung ist).
- Reaktion mit Säuren zur Bildung normaler und saurer Salze: NH₃ + HCl=NH₄Cl (normales Ammoniumchloridsalz wird gebildet); 2NH₃ + H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄.
- Reaktionen mit Salzen von Schwermetallen unter Bildung von Komplexen: 2NH₃ + AgCl=[Ag(NH₃)₂]Cl (komplexe Silberverbindungen (I) bilden Diaminchlorid).
- Reaktion mit Halogenalkanen: NH3 + CH3Cl=[CH3NH3]Cl (Methylammoniumhydrochloridformen sind das substituierte Ammoniumion NH4=).
- Reaktion mit Alkalimetallen: 2NH₃ + 2K=2KNH₂ + H₂ (bildet Kaliumamid KNH₂; Stickstoff ändert die Oxidationsstufe nicht, obwohl die Reaktion Redox ist). Additionsreaktionen erfolgen in den meisten Fällen ohne Änderung der Oxidationsstufe (alle oben genannten, mit Ausnahme der letzten, werden diesem Typ zugeordnet).
Schlussfolgerung
Ammoniak ist eine beliebte Substanz, die in der Industrie aktiv eingesetzt wird. Heute nimmt es einen besonderen Platz in unserem Leben ein,da wir die meisten seiner Produkte täglich verwenden. Dieser Artikel wird eine nützliche Lektüre für viele sein, die wissen möchten, was uns umgibt.
