الأمونيا

الأمونيا (مشتقة من الكلمة الفرنسية أمونيا / أمونجاك /) ، ^[1] مكتوبة أيضًا ، [ ^1] هي مزيج من النيتروجين والهيدروجين بالأمونيا مع الصيغة الكيميائية NH ₃ . الأمونيا ، باعتبارها هيدريد مزدوج مستقر وأبسط بنكتوجين هيدريد غاز ، هو عديم اللون له رائحة نفاذة مميزة (رائحة). إنها نفايات نيتروجينية شائعة ، خاصة بين الكائنات المائية ، في تلبية الاحتياجات الغذائية للكائنات الأرضية من خلال العمل كسلائف غذائية وروث حيواني وتساهم . يعتبر الشريط ، بشكل مباشر أو غير مباشر ، أيضًا لبنة لبناء العديد من المنتجات الصيدلانية ويستخدم في العديد من منتجات التنظيف التجارية. يتم جمعها بشكل أساسي عن طريق تخليق منخفض المستوى للهواء والماء.

على الرغم من أنها مادة في الطبيعة – سواء على الأرض أو على الكواكب خارج المجموعة الشمسية – إلا أن الأمونيا أكالة وخطيرة وتستخدم على نطاق واسع في شكلها المركز تعتبر مادة خطيرة للغاية . في الولايات المتحدة ^{هذه المادة مصنفة وتخضع لمتطلبات إبلاغ صارمة من قبل المنشآت التي تنتجها أو تخزنها أو تستخدمها بكميات كبيرة. [2]}

بلغ الإنتاج العالمي من الأمونيا الصناعية في عام 2018 175 مليون طن ، ^[3] والتي لم تتغير بشكل كبير عن الإنتاج الصناعي العالمي البالغ 175 مليون طن في عام 2013. ^[4] تُباع الأمونيا الصناعية ككحول أمونيا (عادة 28٪ أمونيا في الماء) أو أمونيا سائلة مضغوطة أو مبردة يتم شحنها في شاحنات أو أسطوانات صهريجية ^{. [5]}

NH ₃ عند -33.34 عند الضغط القياسي يغلي ، لذلك يجب تخزين السائل تحت ضغط أو عند درجة حرارة منخفضة. الأمونيا المنزلية أو هيدروكسيد الأمونيوم هو محلول NH3 _في الماء. يتم قياس تركيز هذه المحاليل بوحدات مقياس Baume ( الثقل النوعي ) ، مع 26 درجة بوم (حوالي 30 بالمائة (بالوزن) أمونيا عند 15.5 درجة مئوية أو 59.9 درجة فهرنهايت) كمنتج. المنتجات التجارية النموذجية ذات التركيز العالي. من هذا المقال

المورفوفونيميكس

يشير الحادي والثلاثون بليني نفسه ، في كتابه “التاريخ الطبيعي” ، إلى الملح المنتج في مقاطعة برقة الرومانية باسم hammoniacum ، والذي سمي بهذا الاسم لأنه بالقرب من معبد جوبيتر آمون ( باليونانية: Ἄμμων عمون كان يقع ^{). [7]} ومع ذلك ، فإن وصف بليني للملح لا يتطابق مع خصائص كلوريد الأمونيوم. وفقًا لهربرت هوفر في الترجمة الإنجليزية لـ De re metallica بواسطة Agricola ، يمكن أن يكون هذا ملحًا بحريًا شائعًا. ^[8] المركبات أي حال من الأحوال أن الملح أدى في النهاية إلى ظهور اسم الأمونيوم والأمونيوم في .

يحدث في الطبيعة

الأمونيا مادة كيميائية توجد بكميات صغيرة في الطبيعة ويتم إنتاجها من مواد نيتروجينية نباتية وحيوانية. توجد أملاح الأمونيا والأمونيوم أيضًا بكميات صغيرة في مياه الأمطار ، بينما كلوريد الأمونيوم (سال الأمونيوم) وكبريتات الأمونيوم توجد بلورات بيكربونات الأمونيوم في المناطق البركانية. تم العثور على في براز طيور باتاغونيا . ^[9] تفرز الكلى الأمونيا لتحييد الحمض الزائد. ^[10] توجد أملاح الأمونيوم في التربة الخصبة وفي مياه البحر.

توجد الأمونيا أيضًا في جميع أنحاء كواكب النظام الشمسي على المريخ ، والمشتري ، وزحل ، وأورانوس ، ونبتون ، وبلوتو ، وأماكن أخرى: على الكواكب الأصغر مثل بلوتو ، يمكن أن تعمل الأمونيا كمضاد جيولوجي مهم للتجمد ، كمزيج من إذا كان مرتفعًا. ما يكفي من تركيزات الأمونيا والماء والأمونيا يمكن أن تصل درجات حرارة انصهارها إلى 173 كلفن (100 درجة مئوية ؛ 148 درجة فهرنهايت) ، مما يسمح لمثل هذه الأجسام بتكوين محيطات نشطة جيولوجيًا وداخلية عند درجات حرارة أقل بكثير مما هو على وشك الحفاظ عليه. مع الكواكب المائية فقط ^{[11] [12]} المواد التي تحتوي على الأمونيا ، أو ما يماثلها ، الأمونيا . تسمى

 

الخصائص الفيزيائية

الأمونيا غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة. أخف من الهواء وكثافته 0.589 ضعف كثافة الهواء . يتم تسييله بسهولة بسبب الروابط الهيدروجينية القوية بين الجزيئات . يغلي السائل إلى بلورات بيضاء عند -77.7 درجة مئوية (-107.86 درجة فهرنهايت) ^. عند -33.3 درجة مئوية (-27.94 درجة فهرنهايت) ويتجمد

يمكن عن طريق التفاعل مع بيكربونات الصوديوم أو حمض الأسيتيك إزالة الروائح الكريهة من الأمونيا بسهولة . كل من هذه التفاعلات تشكل أملاح الأمونيوم عديمة الرائحة.

المواد الصلبة

التناظر البلوري مكعب ، رمز بيرسون cP16 ، المجموعة الفضائية P2 ₁ 3 (№198) ، ثابت الشبكة 0.5125 نانومتر .

سائل

تتمتع الأمونيا السائلة بإمكانية تأين قوية بسبب ارتفاع مؤشرها البالغ 22. تحتوي الأمونيا السائلة على من التغير في المحتوى الحراري للتبخر مستوى عالٍ جدًا (23.35 كيلوجول / مول ، والماء 40.65 كيلوجول / مول). مول ، ميثان 8.19 كيلوجول / مول ، فوسفور 14.6 كيلوجول / مول) وبالتالي يمكن استخدامها في المختبر في قوارير غير معزولة دون مزيد من التبريد. ضع في اعتبارك الأمونيا السائلة كمذيب.

خصائص المذيبات

الأمونيا تذوب بسهولة في الماء. في محلول مائي ، يمكن إزالته بالغليان. المحاليل المائية هي الأمونيا الأساسية . تركيز الأمونيا الأقصى في الماء ( محلول مشبع ) تبلغ كثافة 0.880 جرام لكل سنتيمتر مكعب ، وعادة ما يطلق عليه “880 أمونيا”.

في النار

لا تحترق الأمونيا على الفور أو يمكن أن تستمر في الاحتراق ، إلا عندما يكون خليط الوقود والهواء رقيقًا ويحتوي على 15-25٪ هواء. عند بالأكسجين مزجه ، يحترق بلهب أصفر مخضر. يحدث الاشتعال عندما يتم حقن الكلور بالأمونيا ويتكون النيتروجين وكلوريد الهيدروجين . في حالة وجود الكلور الزائد ، ثلاثي كلوريد النيتروجين شديد الانفجار _{(NCl 3 ).} يتم أيضًا تكوين

تحليل

عند درجة حرارة عالية وفي وجود محفز مناسب ، تتحلل الأمونيا إلى العناصر المكونة لها. تحلل الأمونيا هو عملية ماصة للحرارة بشكل معتدل تتطلب 5.5 كيلو كالوري / مول من الأمونيا وتنتج الهيدروجين وغاز النيتروجين. إذا تمت إزالة الأمونيا بدون تفاعل ، فيمكن استخدام الأمونيا كمصدر هيدروجين لخلايا الوقود الحمضية. تم العثور على محفزات الروثينيوم والبلاتين لتكون الأكثر نشاطًا ، بينما كانت محفزات النيكل المدعمة أقل نشاطًا.

بناء

جزيء الأمونيا له شكل هرمي ثلاثي الزوايا تنبأت به نظرية تنافر زوج الإلكترون لطبقة التكافؤ (نظرية VSEPR) بزاوية رابطة محددة تجريبياً قدرها 106.7 درجة. ^[13] تحتوي ذرة النيتروجين المركزية على خمسة إلكترونات ذات غلاف خارجي مع إلكترون إضافي من كل ذرة هيدروجين. ينتج عن هذا ما مجموعه ثمانية إلكترونات أو أربعة أزواج من الإلكترونات مرتبة في رباعي الوجوه. يتم استخدام ثلاثة من أزواج الإلكترونات هذه كأزواج ترابط ، زوجًا واحدًا من الإلكترونات مما يترك . يتم صد الأزواج المنفردة بقوة أكبر من أزواج السندات ، وبالتالي فإن زاوية الرابطة ليست 109.5 درجة ، كما هو متوقع لترتيب رباعي السطوح منتظم ، ولكن 106.7 درجة. ^[13] الشكل يعطي للجزيء عزمًا ثنائي القطب ويستقطبه هذا . إن قطبية الجزيء وخاصة قدرته على تكوين روابط هيدروجينية تجعل الأمونيا شديدة الامتزاج بالماء. الأمونيا إلى قاعدة يقوم الزوج الوحيد بتحويل ، وهي متقبل للبروتون. الأمونيا أساسية نسبيًا. محلول مائي 1.0 مولار له أس هيدروجيني 11.6 ، وإذا تمت إضافة حمض قوي إلى مثل هذا المحلول لجعل المحلول متعادلًا (الرقم الهيدروجيني = 7) ، تتم إزالة 99.4٪ من جزيئات الأمونيا. بروتون . تؤثر درجة حرارة وملوحة NH4 ₊ ^أيضًا على النسبة. هذا الأخير له شكل رباعي السطوح منتظم ومتساوي إلكترونيًا مع الميثان .

يخضع جزيء الأمونيا بسهولة لانقلاب النيتروجين في درجة حرارة الغرفة. تشبيه مفيد هو مظلة تظهر في ريح قوية. حاجز الطاقة لهذا الانعكاس هو 24.7 كيلوجول / مول وتردد الرنين 23.79 جيجا هرتز ، وهو ما يتوافق مع إشعاع الميكروويف بطول موجة 1260 سم. لوحظ الامتصاص عند هذا التردد لأول مرة في طيف الميكروويف.

ازدواجية

واحدة من أكثر خصائص الأمونيا وضوحًا هي مرحها . تعتبر الأمونيا قاعدة ضعيفة. يتحد مع الأحماض ويشكل الملح . لذلك ، مع حمض الهيدروكلوريك ، فإنه يشكل كلوريد الأمونيوم (ملح الأمونيوم). مع حمض النيتريك لتكوين نترات الأمونيوم لا يتحد ، إلخ. جفف الأمونيا تمامًا باستخدام كلوريد الهيدروجين تمامًا الجاف . هناك حاجة إلى الرطوبة لإجراء التفاعل. ^{[14] [15]} كتجربة وصفية ، تنتج الزجاجات المفتوحة من الأمونيا المركزة وحمض الهيدروكلوريك “سحابة” من كلوريد الأمونيوم تظهر عندما يلتقي الملح حيث تلتقي الغيوم الجزيئية المنتشرة ، في مكان ما بين زجاجتين تظهر من لا شيء.

الأملاح المتكونة بفعل الأمونيا مع الأحماض أملاح الأمونيوم تسمى _{وكلها تحتوي على أيونات الأمونيوم (NH 4} ⁺ ). على الرغم من أن الأمونيا تُعرف بقاعدة ضعيفة ، إلا أنها يمكن أن تعمل أيضًا كحمض ضعيف جدًا. أيونات _{المادة بروتينية وقادرة على تكوين الأميدات (تحتوي على NH 2} ^{– هذا واحد} ). على سبيل المثال ، يذوب الليثيوم في الأمونيا السائلة محلول أميد الليثيوم : ليعطي

الخواص الكيميائية

في الأمونيا ، يحتوي النيتروجين على أقل عدد أكسدة ، لذلك تقل الأمونيا. على سبيل المثال ، في تفاعل كيميائي:

2 NH 3 + 3 Cl 2 ن 2 الهيدروكلوريك + 6 حمض

4 NH 3 + 3 O 2 → 500 o C 2 N 2 + 6 H 2 O

معدن قلوي أو ذرة ألمنيوم:

2 NH 3 + 2 قبل ، قبل → 350 o C 2 NANH 2 + H 2

2 NH 3 + 2 AL → 800-900 _ _ o C 2 AlN + 3 H 2

تأثير محلول الملح:

3 NH 3 + AlCl 3 + 3 H 2 O ⟶ Al ( OH ) 3 + 3 NH 4 Cl

حساب أساسي ضعيف

يذوب في الماء

وفقًا لنظرية Brønsted-Lowry ، عندما يتم إذابة NH ₃ جزء صغير من جزيئات الأمونيوم ^{مع H +} في الماء ، يتحد _{كاتيون الأمونيوم NH 4} ⁺ أيونات الماء ويشكل ، و OH ^– يعمل كأنيون حر. الوقت الماء كحامض .

NH 3 + H 2 O ↽ – – ⇀ NH 4 + + O – \]

أيون يلعب OH- ^. المحلول ، ولكن بالمقارنة مع المحاليل القلوية القوية (مثل الصودا الكاوية والبطاطس وماء تشكله الجير في …) بنفس التركيز ، فإن تركيز OH الذي ^{الأمونيا} أقل بكثير بسبب قلويتها ، يتحول محلول الأمونيا إلى اللون الأزرق إلى أحمر عباد الشمس ويتحول محلول الفينول فثالين من عديم اللون إلى اللون الوردي. لذلك ، للكشف عن الأمونيا ، يتم استخدام عباد الشمس الأرجواني الرطب للكشف عن هذا الغاز.

تفاعل مع الأحماض

الأمونيا (في الغاز وكذلك المحلول) تحيد الأحماض بسهولة وتشكل أملاح الأمونيوم. مثال:

2 NH 3 + H 2 لذا 4 ⟶ ( NH 4 ) 2 لذلك 4

البرسيم

NH 3 + ا + _ NH 4 +

معًا _{عندما توضع قارورتان مفتوحتان تحتويان على محلول حمض الهيدروكلوريك المركّز ومحلول NH3 قريب} ، يتشكل “دخان” أبيض (الشكل 1). نظرًا لأن حمض الهيدروكلوريك و NH3 _{عبارة عن} مركبات متطايرة ، فإنها تتحد لتشكل بلورات ملح كلوريد الأمونيوم ، مما ينتج عنه ظاهرة “الدخان”.

NH 3 ( ک ) + HCl ( ک ) ⟶ NH 4 Cl ( r )

يستخدم هذا التفاعل للكشف عن غاز الأمونيا.

التأثيرات مع المحاليل الملحية

محلول الأمونيا لديه القدرة على ترسيب العديد من هيدروكسيدات المعادن أثناء التفاعل

محلول الأمونيا مع محلول كبريتات النحاس (II) لتكوين راسب مائي: على سبيل المثال ، في الشكل 2 ، يتفاعل

NH 3 + H 2 O + CuSO 4 ⟶ ( NH 4 ) 2 So 4 + Cu ( Oh ) 2 ↓

امكانية انشاء مجمع

يتمتع محلول الأمونيا بالقدرة على تكوين معقدات تحتوي على العديد من غير القابلة للذوبان المعادن مثل النحاس . والفضة إلخ والنيكل والرصاص والزنك من المركبات ،

نظرًا لأن هذه الكاتيونات لها مدار فارغ ، فيمكنها قبول زوج من الإلكترونات غير المرتبطة في ذرة N NH ₃ .

M ( OH ) 2 + 4 NH 3 ⟶ [ M ( NH 3 ) 4 ] ( OH ) 2 (مع M = النحاس والزنك والرصاص …)

التي في ( OH ) 2 + 6 NH 3 ⟶ [ والتي في ( NH 3 ) 6 ] ( OH ) 2

Ag + 2 _ NH 3 [ _ Ag ( NH 3 ) 2 ] +

تعديل

في المختبر: 2 NH 4 Cl + حوالي ( oh ) 2 ⟶ NH 3 + CaCl 2 + H 2 O

في الصناعة:

معظم NH3 ₍ 90٪) بطريقة هابر بوش N2 مع من الجو H2 _ _ من الميثان ( CH4 _ _ ) والماء .

CH 4 + CH 2 O ↽ – – ⇀ CO + 3 CH 2 (محفز نيكل ، درجة حرارة N 2 + 3 H 2 ) – – عالية 2 NH 3 (ΔH = -92 كيلوجول / مول)

التفاعل المفرط المنعكس والطارد للحرارة يكون بطيئًا في تحويل التوازن إلى الجانب الأيمن ، لذلك يجب أن تكون هناك ظروف مناسبة بحيث وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، يتم تحفيز الغلاف الجوي بخليط من Fe ، Al2O3 _{، 200-300} ، إلخ _. ، K2O _{في الواقع ، يحدث هذا التفاعل عادة عند درجة حرارة 450-500 درجة مئوية} ، ولكن الناتج هو 20-25٪ فقط. طريقة CaCN ₂ روث فرانك كارو :

CaCN 2 + 3 اچ 2 O 3 CaCO _ + 2 NH 3

طريقة بيرسك لنتريد الألومنيوم AlN والماء:

2 ألن + 3 H 2 O ⟶ Al 2 O 3 + 2 NH 3

من NO و H ₂ :

2 NH + 5 H 2 ⟶ 2 NH 3 + 2 H 2 O

نزع الهيدروجين بالنيتروجين (بالإنجليزية: hydrodenitrogenation)

3 H 2 + R 3 N ⟶ 3 R – H + NH 3

حاليًا ، تظهر العديد من الدراسات المعملية أن الأمونيا مباشرة من النيتروجين والماء في وجود محفزات أكسيد التيتانيوم (IV) والأشعة فوق البنفسجية : يتم إنتاجها

2 ن 2 + 6 اچ 2 O ⟶ 4 NH 3 + 3 O 2

برنامج

تتمثل الاستخدامات الرئيسية للأمونيا في تحضير الأسمدة النيتروجينية وتحضير حامض وإنتاج الهيدرازين النيتريك كلحام N 2 H ₄ الذي _يستخدم كوقود للصواريخ. بالإضافة إلى ذلك ، يستخدم محلول الأمونيا أيضًا كمنظف منزلي.

الخطر

إذا استنشقت الكثير من الأمونيا ، فسوف تحرق مجرى الهواء (الحلق) . يثبط غاز الأمونيا الجهاز العصبي ويخلق شعوراً بالتهيج. الأعراض: سعال ، ألم صدري (شديد) ، ذبحة صدرية ، ضيق تنفس ، تنفس سريع ، أزيز ، ضيق تنفس ، سعال مصحوب بدم ، تشنجات مع المظاهر التالية:

• العيون ، الفم ، الحلق: عيون دامعة وحرقان ، عمى ، التهاب الحلق الشديد ، ألم بالفم ، شق في الشفة.
• القلب والأوعية الدموية: نبض سريع وضعيف وصدمة.
• عصبية: ارتباك ، صعوبة في المشي ، دوار ، قلة التناسق ، تململ ، خمول.
• الجلد: شفاه خضراء شاحبة ، وحروق شديدة مع التعرض لفترات طويلة.
• المعدة والجهاز الهضمي: آلام شديدة في المعدة ، قيء.