Temperaturile de fierbere și de topire ale amoniacului sunt mult mai scăzute decât cele ale apei, în ciuda proximității masei moleculare și a similarității structurii moleculelor. Acest lucru se explică prin rezistența relativ mai puternică a legăturilor intermoleculare în apă decât în amoniac (o astfel de legătură intermoleculară se numește hidrogen).
Amoniac ca solvent
Diversitatea permitivității dielectrice și a momentului dipolului de amoniac lichid permit utilizarea acestuia ca solvent pentru substanțele anorganice polar sau ionic. Solventul amoniac ocupă o poziție intermediară între apă și solvenți organici, cum ar fi alcoolul etilic. Metalele alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în amoniac, formând soluții de culoare albastru închis. Se poate presupune că solvarea și ionizarea electronilor de valență au loc în soluție conform schemei:
Culoarea albastră este asociată cu solvația și mișcarea electronilor sau cu mobilitatea "găurilor" în lichid. La o concentrație ridicată de sodiu în amoniac lichid, soluția are o culoare bronz și are o conductivitate electrică ridicată. Metalele alcaline nelegate pot fi izolate dintr-o astfel de soluție prin evaporarea amoniacului sau prin adăugarea de clorură de sodiu. Soluțiile metalice în amoniac sunt agenți reducători buni. În amoniacul lichid, are loc autoionizarea
similar cu procesul care se produce în apă:
Amoniacul lichid ca solvent are avantajul în unele cazuri în care este imposibil să se realizeze reacțiile în apă datorită interacțiunii rapide a componentelor cu apa (de exemplu, oxidarea și reducerea). De exemplu, în amoniac lichid, calciul reacționează cu KCI pentru a forma CaCl2 și K, deoarece CaCl2 este insolubil în amoniac lichid și K este solubil și reacția continuă complet. În apă, o astfel de reacție este imposibilă din cauza interacțiunii rapide a Ca cu apă [8, 10].
NH3 gazos este eliberat din sărurile de amoniu sub acțiunea unei baze tari, de exemplu NaOH:
Metoda este aplicabilă în condiții de laborator. Producția mică de amoniac se bazează, de asemenea, pe hidroliza nitridiilor, de exemplu Mg3N2, cu apă. Cianura de calciu CaCN2 formează și amoniac când reacționează cu apă. Principala metodă industrială de producere a amoniacului este sinteza catalitică a acestuia din azotul atmosferic și hidrogenul la temperaturi și presiuni ridicate:
Hidrogenul pentru această sinteză este obținut prin cracarea termică a hidrocarburilor, acțiunea vaporilor de apă pe cărbune sau fier, descompunerea alcoolilor cu vapori de apă sau electroliza apei. Au fost obținute numeroase brevete pentru sinteza amoniacului, distinctă de condițiile procesului (temperatură, presiune, catalizator). Există o metodă de producție industrială pentru distilarea termică a cărbunelui. Dezvoltarea tehnologică a sintezei amoniacului implică numele lui F. Gaber și a lui K. Bosh [8,9,10].
În compușii cu oxigen, azotul prezintă toate stările de oxidare, formând oxizi: N2O, NO, N2O3, N02 (N2O4), N2O5. Există puține informații despre formarea peroxidului de azot (NO3, NO4).
Oxidul nitric (I) N2O (monoxid de azot) se obține prin disocierea termică a azotatului de amoniu:
Molecula are o structură liniară
N2O este destul de inert la temperatura camerei, dar la temperaturi ridicate poate suporta arderea materialelor ușor oxidabile. N2O, cunoscut sub numele de "gaz distractiv", este utilizat pentru anestezie moderată în medicină.
Oxidul de azot (II) NO - gaz incolor, este unul dintre produsele de disociere termică catalitică a amoniacului în prezența oxigenului:
NO se formează, de asemenea, în timpul descompunerii termice a acidului azotic sau în reacția cuprului cu acid azotic diluat:
NU poate fi obținut prin sinteză din substanțe simple (N2 și O2) la temperaturi foarte ridicate, de exemplu, într-o descărcare electrică. Există un electron neparat în structura moleculei NO. Compușii cu o astfel de structură interacționează cu câmpurile electrice și magnetice. În stare lichidă sau solidă, oxidul are o culoare albastră, deoarece electronul neparat provoacă asocierea parțială în stare lichidă și dimerizarea slabă în stare solidă: 2NO N2O2.
Oxid nitric (III) N2O3 (trioxid de azot) - anhidrida acidului azotic:
N2O3 + H20 = 2HNO2.
N2O3 pur poate fi obținut ca un lichid albastru la temperaturi scăzute (-20 ° C) dintr-un amestec echimolecular de NO și NO2. N2O3 este stabil numai în stare solidă la temperaturi scăzute (mp -102,3 ° C), în stare lichidă și gazoasă se descompune din nou în NO și NO2.
Oxidul de azot (IV) NO2 (dioxid de azot) are, de asemenea, un electron neparat în moleculă (vezi mai sus oxidul de azot (II)). Structura moleculei presupune o legătură tri-electronică, iar molecula prezintă proprietățile unui radical liber (o linie corespunde la doi electroni cuplați)
Articole similare
-
Amoniac ca solvent - proprietăți ale azotului - diplome, cursuri și altele, chimiemania
-
Mască din turmeric pentru revigorări, proprietăți utile, revizuirea rețetelor populare
Trimiteți-le prietenilor: