L'ammoniac est l'un des composés azotés les plus importants. Selon ses propriétés physiques, il s'agit d'un gaz incolore à odeur âcre et suffocante (c'est l'odeur d'une solution aqueuse d'hydroxyde d'ammonium NH₃·H₂O). Le gaz est très soluble dans l'eau. En solution aqueuse, l'ammonium est une base faible. C'est l'un des produits les plus importants de l'industrie chimique.
NH₃ est un bon réducteur, car dans la molécule d'ammonium, l'azote a le degré d'oxydation le plus bas -3. De nombreuses caractéristiques de l'ammoniac sont déterminées par une paire d'électrons simples dans l'atome d'azote - des réactions d'addition avec l'ammoniac se produisent en raison de sa présence (cette paire de singles est située sur l'orbite libre du proton H⁺).
Comment obtenir de l'ammoniaque
Il existe deux principales méthodes pratiques pour obtenir de l'ammoniac: l'une en laboratoire, l'autre dans l'industrie.
Considérons la production d'ammoniac dans l'industrie. Interaction de l'azote moléculaire et de l'hydrogène: N₂ + 2H₂=2NH₃(réaction réversible). Cette méthode d'obtention d'ammoniac s'appelle la réaction de Haber. Pour que l'azote moléculaire et l'hydrogène réagissent, ils doivent être chauffés à 500 ᵒC ou 932 ᵒF, une pression MPA de 25-30 doit être établie. Le fer poreux doit être présent comme catalyseur.
La réception au laboratoire est une réaction entre le chlorure d'ammonium et l'hydroxyde de calcium: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl=CaCl₂ + 2NH₄OH (le NH₄OH étant un composé très faible, il se décompose immédiatement en ammoniac gazeux et en eau: NH₄OH=NH₃ + H₂O).
Réaction d'oxydation de l'ammoniac
Ils procèdent à un changement de l'état d'oxydation de l'azote. L'ammoniac étant un bon réducteur, il peut être utilisé pour réduire les métaux lourds de leurs oxydes.
Réduction de métal: 2NH₃ + 3CuO=3Cu + N₂ + 3H₂O (lorsque l'oxyde de cuivre(II) est chauffé en présence d'ammoniac, le cuivre rouge métallique diminue).
L'oxydation de l'ammoniac en présence d'agents oxydants forts (par exemple, les halogènes) se produit selon l'équation: 2NH₃ + 3Cl₂=N₂ + 6HCl (cette réaction redox nécessite un chauffage). Lors d'une exposition au permanganate de potassium sur ammoniac en milieu alcalin, on observe la formation d'azote moléculaire, de permanganate de potassium et d'eau: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH=6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.
Lorsqu'il est chauffé intensivement (jusqu'à 1200 °C ou 2192 ᵒF), l'ammoniac peut se décomposer en substances simples: 2NH₃=N₂ + 3H₂. A 1000 oC ou 1832 l'ammoniac réagit avec le méthane CH4: 2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂=2HCN + 6H₂O (acide cyanhydrique et eau). En oxydant l'ammoniac avec de l'hypochlorite de sodium, l'hydrazine H₂X₄ peutobtenir: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H 2O
Combustion de l'ammoniac et son oxydation catalytique avec de l'oxygène
L'oxydation de l'ammoniac par l'oxygène présente certaines caractéristiques. Il existe deux types d'oxydation différents: catalytique (avec un catalyseur), rapide (combustion).
Lors de la combustion, une réaction redox se produit, dont les produits sont l'azote moléculaire et l'eau: 4NH3 + 2O2=2N2 + 6H2O auto-inflammation de l'ammoniac). L'oxydation catalytique avec l'oxygène se produit également lorsqu'il est chauffé (environ 800 ᵒC ou 1472 ᵒF), mais l'un des produits de réaction est différent: 4NH₃ + 5O₂=4NO + 6H₂O (en présence de platine ou d'oxydes de fer, de manganèse, de chrome ou de cob alt comme un catalyseur, les produits d'oxydation sont l'oxyde d'azote (II) et l'eau).
Considérons l'oxydation homogène de l'ammoniac avec de l'oxygène. L'oxydation monotone incontrôlée de la section de gaz ammoniac est une réaction relativement lente. Il n'est pas rapporté en détail, mais la limite inférieure d'inflammabilité des mélanges ammoniac-air à 25 ° C est d'environ 15% dans la plage de pression de 1 à 10 bar et diminue à mesure que la température initiale du mélange gazeux augmente.
Si CNH~ est la fraction molaire de NH3 dans un mélange air-ammoniac avec une température tmélange (OC), alors à partir des données CNH=0,15-0, il s'ensuit que la limite d'inflammabilité est basse. Par conséquent, il est raisonnable de travailler avec une marge de sécurité suffisante en dessous de la limite inférieurel'inflammabilité, en règle générale, les données sur le mélange d'ammoniac avec de l'air sont souvent loin d'être parfaites.
Propriétés chimiques
Considérons l'oxydation par contact de l'ammoniac en oxyde nitrique. Réactions chimiques typiques avec l'ammoniac sans modification de l'état d'oxydation de l'azote:
- Réaction avec l'eau: NH₃ + H₂O=NH₄OH=NH₄⁺ + he⁻ (la réaction est réversible car l'hydroxyde d'ammonium NH₄OH est un composé instable).
- Réaction avec des acides pour former des sels normaux et acides: NH₃ + HCl=NH₄Cl (le sel de chlorure d'ammonium normal se forme); 2NH₃ + H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄.
- Réactions avec des sels de métaux lourds pour former des complexes: 2NH₃ + AgCl=[Ag(NH₃)₂]Cl (composés complexes d'argent (I) sous forme de chlorure de diamine).
- Réaction avec les haloalcanes: NH3 + CH3Cl=[CH3NH3]Cl (les formes de chlorhydrate de méthylammonium sont l'ion ammonium substitué NH4=).
- Réaction avec les métaux alcalins: 2NH₃ + 2K=2KNH₂ + H₂ (forme l'amide de potassium KNH₂; l'azote ne modifie pas l'état d'oxydation, bien que la réaction soit redox). Les réactions d'addition se produisent dans la plupart des cas sans modifier l'état d'oxydation (toutes les réactions ci-dessus, sauf la dernière, sont classées par ce type).
Conclusion
L'ammoniac est une substance populaire qui est activement utilisée dans l'industrie. Aujourd'hui, il occupe une place particulière dans notre vie,puisque nous utilisons quotidiennement la plupart de ses produits. Cet article sera une lecture utile pour beaucoup de ceux qui veulent savoir ce qui nous entoure.
