Яка різниця між аміаком і нашатирним спиртом?

Формула - NH3. Розчин аміаку у воді називають амічною водою або нашатирним спиртом. Різниця між спиртом та аміачною водою полягає у тому, що у аптечному нашатирному спирті масова частка аміаку 3-10%, а в аміачній воді 10% і вище.

Як ще називають нашатирний спирт?

Нашати́рний спи́рт (також аміа́чна вода́) — водний розчин аміаку (гідроксиду амонію), зазвичай 10 %.

Що буде якщо нюхати аміак?

Аміак — це отруйний безбарвний газ, він має характерний різкий запах — ти точно знаєш його, якщо колись нюхав(-ла) нашатирний спирт. Якщо людина вдихає велику концентрацію аміаку, вона може отримати серйозне отруєння.

Аміак – це нашатирний спирт. Формула, властивості та застосування аміаку

Розчин аміаку це нашатирний спирт

Розчин аміаку (нашатирний спирт)
Навіщо в домашній аптечці?
Аміак (амоніак за сучасною номенклатурою) - газ з дуже різким запахом, добре розчинний у воді. Формула - NH3. Розчин аміаку у воді називають амічною водою або нашатирним спиртом. Різниця між спиртом та аміачною водою полягає у тому, що у аптечному нашатирному спирті масова частка аміаку 3-10%, а в аміачній воді 10% і вище. В медицині розчин аміаку застосовується при станах запаморочення, при укусах комах. Слід пам'ятати, що пари аміаку токсичні, вони подразнюють слизові оболонки очей та органів дихання!
Досліди з аміаком
1. В розчин аміаку занурюємо універсальний індикаторний папірец. Жовтий колір папірця миттєво змінився на синій. Це означає, що аміачна вода виявляє лужну реакцію.
2. Дим без вогню. В дві порожні склянки з притертими кришками додали по краплі концентрованих розчинів хлоридної кислоти та аміаку ( під витяжкою). Потім наблизили склянки та відкрили кришки. Порожні на вигляд склянки заповнюються білим димом, важчим за повітря, який навіть можна "переливати" з однієї склянки в іншу!Це прореагував хлороводень з аміаком. Дим- результат хімічної реакції, сіль хлорид амонію. Він нетоксичний, на відміну від реагентів.

Аміак

531 г·дм -3 (H₂O, 20 °C), розчинний в етанолі, ацетоні, хлороформі.

Аміа́к, амоніа́к, NH₃ — неорганічна сполука, безбарвний газ із різким задушливим запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді. Одержують каталітичним синтезом з азоту і водню під тиском. Використовують переважно для виробництва азотних добрив, вибухових речовин і азотної кислоти. Рідкий аміак використовується в холодильних установках. Водний розчин аміаку (нашатирний спирт) застосовується в медицині.

Зміст

Фізичні властивості [ ред. | ред. код ]

Аміак — безбарвний газ з характерним різким запахом і їдким смаком. Він майже вдвічі легший від повітря. При -33,35 °С і звичайному тиску аміак скраплюється в безбарвну рідину, а при -77,75 °C замерзає, перетворюючись у безбарвну кристалічну масу. Його зберігають і транспортують у рідкому стані в сталевих балонах під тиском 6–7 атм.

У воді аміак розчиняється дуже добре: при 0 °С і звичайному тиску в 1 об'ємі води розчиняється близько 1200 об'ємів NH₃, а при 20 °С — 700 об'ємів. Концентрований розчин містить 25% NH₃ і має густину 0,91 г/см³. Розчин аміаку у воді називають аміачною водою або нашатирним спиртом. Звичайний медичний нашатирний спирт містить до 10 % NH₃, аміачна вода від 10 % і більше. При нагріванні розчину аміак легко випаровується.

Отримання [ ред. | ред. код ]

В лабораторних умовах аміак зазвичай добувають нагріванням суміші хлориду амонію NH₄Cl з гідроксидом кальцію Ca(OH)₂. Процес утворення аміаку при цьому відбувається у дві стадії: спочатку виникає гідроксид амонію, а потім він розкладається з виділенням аміаку:

2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 → t 2 N H 4 O H + C a C l 2 Cl+Ca(OH)_<\xrightarrow >\ 2NH_OH+CaCl_> > N H 4 O H ⟶ N H 3 + H 2 O <\displaystyle \mathrm >

Інколи аміак добувають нагріванням до кипіння концентрованого розчину аміаку (гідроксиду амонію).

У техніці головним способом добування аміаку є прямий синтез його з азоту і водню за реакцією:

N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 N H 3 +3H_\leftrightarrows 2NH_> >

Ця реакція відбувається лише при дуже високих тисках (кілька сотень атмосфер), високій температурі і наявності каталізатора.

На сучасних заводах синтез проводять у більшості випадків при тисках 250–350 атм, а інколи навіть при 700–1000 атм. Чим більший тиск, тим більше рівновага реакції зміщується в бік утворення NH₃, тобто в бік збільшення виходу аміаку. Але процес при дуже високих тисках дуже дорогий і економічно невигідний. Температуру підтримують близько 400–450 °С. Нижче 400 °С реакція відбувається дуже повільно, а вище 450–500 °С аміак помітно розкладається на азот і водень. Каталізатором служить губчасте залізо з домішками оксидів калію, алюмінію й інших речовин.

При цьому слід ще раз відмітити, що не вся азотоводнева суміш перетворюється в аміак навіть при найвищих тисках. Частина її залишається непрореагованою. Тому одержуваний аміак відділяють від непрореагованої суміші скрапленням його під тиском, а до решти суміші додають нові порції азото-водневої суміші і знову направляють на синтез.

Значні кількості аміаку одержують як побічний продукт при коксуванні кам'яного вугілля, в якому міститься від 1 до 2,5 % азоту. При коксуванні вугілля більша частина цього азоту виділяється у вигляді аміаку. Його видаляють з коксового газу пропусканням газу через воду. Аміачну воду нейтралізують сульфатною кислотою і одержують сульфат амонію.

До кінця XIX століття цей спосіб був єдиним промисловим способом добування аміаку. Лише в 20-х роках, XX століття, коли поширився синтетичний спосіб, він втратив своє значення.

Виробництво в Україні [ ред. | ред. код ]

Основними виробниками аміаку в Україні є підприємства хімічного холдингу OSTCHEM, зокрема, «Рівнеазот», Сєвєродонецьке об'єднання «Азот», Черкаський «Азот» та Концерн «Стирол», а також Одеський припортовий завод та «ДніпроАзот». За даними Державної служби статистики України, за березень 2014 року виробництво знизилось на 25,9 % у порівнянні з 2013 роком та склало 279 тис. тонн. В загальному, за три місяці 2014 року Україна знизила виробництво аміаку на 33,3 % — до 1 млн тон. [8]

Дмитро Фірташ та пов'язані з ним структури зосередили у своїх руках виробництво 100 % селітри в Україні, 80 % карбаміду та 75 % аміаку [9] .

У 2017 році Україна імпортувала аміаку на $123 млн [10] .

Хімічні властивості [ ред. | ред. код ]

Молекули аміаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків. Електронна і структурна формули молекули аміаку такі:

Однак зв'язки N — Н в молекулі аміаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. Аміак є відновником, а сам зазвичай окиснюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню аміак горить за реакцією:

4 N H 3 + 3 O 2 ⟶ 2 N 2 + 6 H 2 O +3O_\longrightarrow 2N_+6H_O> >

Амоніак також легко відновлює монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією:

3 C u O + 2 N H 3 → t 3 C u + N 2 + 3 H 2 O <\xrightarrow >\ 3Cu+N_+3H_O> >

Гідроксид амонію [ ред. | ред. код ]

При розчиненні аміаку в воді частина його молекул взаємодіє з водневими іонами води з утворенням складного катіона амонію NH +
₄ . Разом з тим відповідна кількість гідроксильних груп OH − води звільняється. Цей процес рівноважний. Його можна зобразити таким рівнянням:

N H 3 + H 2 O ⇆ N H 4 + + O H − ⇆ N H 4 O H +H_O\leftrightarrows NH_^+OH^\leftrightarrows NH_OH> >

Звідси виходить, що в розчині аміаку в рівновазі одночасно існують молекули аміаку, води та гідроксиду амонію та іони амонію і гідроксиду.

Гідроксид амонію є дуже нестійкою речовиною і може існувати лише в розчині. При нагріванні розчину рівновага зміщується вліво, і розчин розкладається на вихідні речовини. Цей розклад частково відбувається і при звичайній температурі, тому розчини аміаку завжди мають специфічний запах. При тривалому кип'ятінні розчину можна повністю видалити аміак. Цим інколи користуються в лабораторіях для одержання невеликих кількостей аміаку.

Розчин гідроксиду амонію забарвлює лакмус у синій колір. З кислотами розчин гідроксиду амонію утворює солі, наприклад:

N H 4 O H + H C l ⟶ N H 4 C l + H 2 O OH+HCl\longrightarrow NH_Cl+H_O> > N H 4 O H + H N O 3 ⟶ N H 4 N O 3 + H 2 O OH+HNO_\longrightarrow NH_NO_+H_O> > 2 N H 4 O H + H 2 S O 4 ⟶ ( N H 4 ) 2 S O 4 + 2 H 2 O <\displaystyle \mathrm <2NH_OH+H_SO_\longrightarrow (NH_)_SO_+2H_O> >

Застосування [ ред. | ред. код ]

Аміак — один з найважливіших продуктів сучасної хімічної промисловості. Головною галуззю його застосування є виробництво нітратної кислоти і азотних добрив. Крім того, аміак використовують для виробництва багатьох інших хімічних продуктів. Зріджений аміак і водний розчин аміаку застосовують безпосередньо як азотне добриво.

Примітки [ ред. | ред. код ]

1. ↑ абвгд Внесок про аміак[Архівовано 23 травня 2020 у Wayback Machine.] в базі даних GESTIS.
2. ↑pK_a table[Архівовано 18 вересня 2017 у Wayback Machine.], complied by Williams
3. ↑ Bordwell, Frederick G. (1988). Accounts of Chemical Research21 (12): 456–463. doi:10.1021/ar00156a004.
4. ↑Evans pK_a table. Архів оригіналу за 16 березня 2021 . Процитовано 8 вересня 2020 .
5. ↑ Bordwell, Frederick G.; Drucker, George E.; Fried, Herbert E. (1981). The Journal of Organic Chemistry46 (3): 632–635. doi:10.1021/jo00316a032.
6. ↑ Haynes, W. M., ред. (2016-2017). CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press. с. 6-221. ISBN978-1-4987-5429-3. Архів оригіналу за 14 грудня 2017 . Процитовано 8 вересня 2020 .
7. ↑ P. G. Sennikov, V. E. Shkrunin, D. A. Raldugin, K. G. Tokhadze: Weak Hydrogen Bonding in Ethanol and Water Solutions of Liquid Volatile Inorganic Hydrides of Group IV-VI Elements (SiH₄, GeH₄, PH₃, AsH₃, H₂S, and H₂Se). 1. IR Spectroscopy of H Bonding in Ethanol Solutions in Hydrides. In: The Journal of Physical Chemistry. 100, Nr. 16, S. 6415–6420 (DOI:10.1021/jp953245k).
8. ↑Архівована копія. Архів оригіналу за 19 квітня 2014 . Процитовано 11 травня 2014 .
9. ↑ «Олігарх всея селітри». «Український тиждень», № 9 (174) 4-10 березня 2011, стор. 7 (укр.)
10. ↑Сумарний обсяг імпорту та експорту у розрізі товарних позицій за кодами УКТЗЕД. sfs.gov.ua (ru-RU). Архів оригіналу за 3 лютого 2018 . Процитовано 2 лютого 2018 .

Джерела [ ред. | ред. код ]

• Українська радянська енциклопедія : у 12 т. / гол. ред. М. П. Бажан ; редкол.: О. К. Антонов та ін. — 2-ге вид. — К . : Головна редакція УРЕ, 1974–1985.
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.

Посилання [ ред. | ред. код ]