इयत्ता अकरावीत, तुम्ही शिकलात की $p$-ब्लॉक मूलद्रव्ये आवर्त सारणीच्या गट १३ ते १८ मध्ये ठेवली आहेत. त्यांची संयुजा कवच इलेक्ट्रॉनिक संरूपण $n s^{2} n p^{1-6}$ आहे ($1 \mathrm{~s}^{2}$ संरूपण असलेल्या He वगळता). $p$-ब्लॉक मूलद्रव्यांचे गुणधर्म इतरांप्रमाणेच अणु आकार, आयनीकरण एन्थॅल्पी, इलेक्ट्रॉन लाभ एन्थॅल्पी आणि विद्युतऋणात्मकता यांवर मोठ्या प्रमाणात प्रभावित होतात. द्वितीय आवर्तात $d-$ कक्षकांचा अभाव आणि जड मूलद्रव्यांमध्ये (तृतीय आवर्तापासून सुरू होणारी) $d$ किंवा $d$ आणि $f$ कक्षकांची उपस्थिती यांचा मूलद्र्रव्यांच्या गुणधर्मांवर महत्त्वपूर्ण परिणाम होतो. याव्यतिरिक्त, तिन्ही प्रकारच्या मूलद्रव्यांची उपस्थिती; धातू, धातुसदृश आणि अधातू यामुळे या मूलद्रव्यांच्या रसायनशास्त्रात विविधता येते.

इयत्ता अकरावीत आवर्त सारणीच्या $p$-ब्लॉकच्या गट १३ आणि १४ च्या मूलद्रव्यांचे रसायनशास्त्र शिकल्यानंतर, या इकाईमध्ये तुम्ही पुढील गटांच्या मूलद्रव्यांचे रसायनशास्त्र शिकाल.

७.१ गट १५ ची मूलद्रव्ये

गट १५ मध्ये नायट्रोजन, फॉस्फरस, आर्सेनिक, अँटिमनी, बिस्मथ आणि मॉस्कोवियम यांचा समावेश होतो. गटात खाली जाताना अधातूमधून धातुसदृश वैशिष्ट्यांमार्फत धातूच्या स्वरूपात बदल होतो. नायट्रोजन आणि फॉस्फरस अधातू आहेत, आर्सेनिक आणि अँटिमनी धातुसदृश आहेत, बिस्मथ आणि मॉस्कोवियम ही ठराविक धातू आहेत.

७.१.१ उपलब्धता

आण्विक नायट्रोजन हे वातावरणाच्या आकारमानाने $78 %$ बनवते. पृथ्वीच्या कवचात, ते सोडियम नायट्रेट, $\mathrm{NaNO_3}$ (चिली साल्टपेटर म्हणून ओळखले जाते) आणि पोटॅशियम नायट्रेट (भारतीय साल्टपेटर) म्हणून आढळते. वनस्पती आणि प्राण्यांमध्ये ते प्रथिनांच्या रूपात आढळते. फॉस्फरस अपॅटाइट कुटुंबाच्या खनिजांमध्ये आढळते, $\mathrm{Ca_9}\left(\mathrm{PO_4}\right)_6$. $\mathrm{CaX_2}(\mathrm{X}=\mathrm{F}, \mathrm{Cl}$ किंवा $\mathrm{OH})$ (उदा., फ्लोरोअपॅटाइट $\left.\mathrm{Ca_9} \left(\mathrm{PO_4}\right)_6 \cdot \mathrm{CaF_2}\right.$) जी फॉस्फेट खडकांचे मुख्य घटक आहेत. फॉस्फरस हा प्राणी आणि वनस्पती पदार्थांचा एक आवश्यक घटक आहे. हे हाडांमध्ये तसेच सजीव पेशींमध्ये उपस्थित असते. दूध आणि अंड्यांमध्ये फॉस्फोप्रोटीन उपस्थित असतात. आर्सेनिक, अँटिमनी आणि बिस्मथ हे मुख्यतः सल्फाइड खनिज म्हणून आढळतात. येथे, मॉस्कोवियम वगळता, या गटातील इतर मूलद्रव्यांची महत्त्वाची अणु आणि भौतिक गुणधर्म त्यांच्या इलेक्ट्रॉनिक संरूपणासह तक्ता ७.१ मध्ये दिलेली आहेत.

गटाच्या काही अणु, भौतिक आणि रासायनिक गुणधर्मांची कलाखाली चर्चा केली आहे.

७.१.२ इलेक्ट्रॉनिक संरूपण

या मूलद्रव्यांची संयुजा कवच इलेक्ट्रॉनिक संरूपण ns2np3 आहे. या मूलद्रव्यांमधील s कक्षक पूर्णपणे भरलेले असते आणि p कक्षक अर्धे भरलेले असतात, ज्यामुळे त्यांचे इलेक्ट्रॉनिक संरूपण अतिरिक्त स्थिर होते.

७.१.३ अणु आणि आयनिक त्रिज्या

गटात खाली जाताना सहसंयुज आणि आयनिक (एका विशिष्ट अवस्थेत) त्रिज्या आकाराने वाढतात. N ते P पर्यंत सहसंयुज त्रिज्यामध्ये लक्षणीय वाढ होते. तथापि, As ते Bi पर्यंत सहसंयुज त्रिज्यामध्ये फक्त लहान वाढ दिसून येते. हे जड सदस्यांमध्ये पूर्णपणे भरलेल्या d आणि/किंवा f कक्षकांच्या उपस्थितीमुळे आहे.

७.१.४ आयनीकरण एन्थॅल्पी

अणु आकारात हळूहळू वाढ झाल्यामुळे गटात खाली जाताना आयनीकरण एन्थॅल्पी कमी होते. अतिरिक्त स्थिर अर्ध-भरलेल्या $p$ कक्षक इलेक्ट्रॉनिक संरूपण आणि लहान आकारामुळे, गट १५ च्या मूलद्रव्यांची आयनीकरण एन्थॅल्पी संबंधित आवर्तांमधील गट १४ च्या मूलद्रव्यांपेक्षा खूप जास्त आहे. सलग आयनीकरण एन्थॅल्पीचा क्रम, अपेक्षेप्रमाणे $\Delta_{i} \mathrm{H_1}<\Delta_{i} \mathrm{H_2}<\Delta_{i} \mathrm{H_3}$ आहे (तक्ता ७.१).

७.१.५ विद्युतऋणात्मकता

विद्युतऋणात्मकता मूल्य, साधारणपणे, अणु आकार वाढताना गटात खाली जाताना कमी होते. तथापि, जड मूलद्रव्यांमध्ये, फरक इतका स्पष्ट नसतो.

७.१.६ भौतिक गुणधर्म

या गटातील सर्व मूलद्रव्ये बहुअणुक आहेत. डायनायट्रोजन ही द्विपरमाणुक वायू आहे तर इतर सर्व घन आहेत. गटात खाली जाताना धात्विक वैशिष्ट्य वाढते. नायट्रोजन आणि फॉस्फरस अधातू आहेत, आर्सेनिक आणि अँटिमनी धातुसदृश आहेत आणि बिस्मथ ही धातू आहे. हे आयनीकरण एन्थॅल्पी कमी होणे आणि अणु आकार वाढणे यामुळे आहे. उत्कलनांक, साधारणपणे, गटात वरपासून खालपर्यंत वाढतात परंतु द्रवणांक आर्सेनिकपर्यंत वाढतो आणि नंतर बिस्मथपर्यंत कमी होतो. नायट्रोजन वगळता, इतर सर्व मूलद्रव्ये अपरूपता दर्शवतात.

७.१.७ रासायनिक गुणधर्म

ऑक्सीकरण अवस्था आणि रासायनिक क्रियाशीलतेची कल

या मूलद्रव्यांच्या सामान्य ऑक्सीकरण अवस्था $-3,+3$ आणि +5 आहेत. आकार आणि धात्विक वैशिष्ट्य वाढल्यामुळे -3 ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करण्याची प्रवृत्ती गटात खाली जाताना कमी होते. खरेतर गटाचे शेवटचे सदस्य, बिस्मथ -3 ऑक्सीकरण अवस्थेत जवळजवळ कोणतेही संयुग तयार करत नाही. +5 ऑक्सीकरण अवस्थेची स्थिरता गटात खाली जाताना कमी होते. एकमेव चांगले वैशिष्ट्यीकृत $\mathrm{Bi}(\mathrm{V})$ संयुग $\mathrm{BiF_5}$ आहे. +5 ऑक्सीकरण अवस्थेची स्थिरता कमी होते आणि +3 अवस्थेची स्थिरता (जड जोडी प्रभावामुळे) गटात खाली जाताना वाढते. नायट्रोजन $+1,+2,+4$ ऑक्सीकरण अवस्था देखील प्रदर्शित करते जेव्हा ते ऑक्सिजनसह अभिक्रिया करते. फॉस्फरस काही ऑक्सोआम्लांमध्ये +1 आणि +4 ऑक्सीकरण अवस्था देखील दर्शवते. नायट्रोजनच्या बाबतीत, +1 ते +4 पर्यंतच्या सर्व ऑक्सीकरण अवस्था आम्ल द्रावणात असमानुपातित होण्याची प्रवृत्ती दर्शवतात. उदाहरणार्थ

$$ 3 \mathrm{HNO_2} \rightarrow \mathrm{HNO_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}+2 \mathrm{NO} $$

त्याचप्रमाणे, फॉस्फरसच्या बाबतीत जवळजवळ सर्व मध्यवर्ती ऑक्सीकरण अवस्था आम्लारी आणि आम्ल दोन्हीमध्ये +5 आणि –3 मध्ये असमानुपातित होतात. तथापि आर्सेनिक, अँटिमनी आणि बिस्मथच्या बाबतीत +3 ऑक्सीकरण अवस्था असमानुपातनाच्या संदर्भात वाढत्या प्रमाणात स्थिर होते.

नायट्रोजनची सहसंयुजता कमाल ४ पर्यंत मर्यादित आहे कारण बंधनासाठी फक्त चार (एक $s$ आणि तीन $p$) कक्षक उपलब्ध आहेत. जड मूलद्रव्यांच्या सर्वात बाहेरील कवचात रिक्त $d$ कक्षक असतात जे बंधनासाठी (सहसंयुजता) वापरले जाऊ शकतात आणि म्हणून, $\mathrm{PF_6}^{-}$ मध्ये त्यांची सहसंयुजता विस्तृत करतात.

नायट्रोजनचे असामान्य गुणधर्म

नायट्रोजन त्याच्या लहान आकार, उच्च विद्युतऋणात्मकता, उच्च आयनीकरण एन्थॅल्पी आणि $d$ कक्षकांच्या अनुपलब्धतेमुळे या गटाच्या इतर सदस्यांपेक्षा वेगळे आहे. नायट्रोजनमध्ये स्वतःसह आणि लहान आकार आणि उच्च विद्युतऋणात्मकता असलेल्या इतर मूलद्रव्यांसह (उदा., C, O) $p \pi-p \pi$ बहुबंध तयार करण्याची अनोखी क्षमता आहे. या गटातील जड मूलद्रव्ये $p \pi-p \pi$ बंध तयार करत नाहीत कारण त्यांची अणु कक्षके इतकी मोठी आणि विस्तारित असतात की त्यांच्यात प्रभावी अतिव्याप्ती होऊ शकत नाही. अशाप्रकारे, नायट्रोजन द्विपरमाणुक रेणू म्हणून अस्तित्वात असते ज्यामध्ये दोन अणूंमध्ये तिहेरी बंध (एक $s$ आणि दोन $p$) असतो. परिणामी, त्याची बंध एन्थॅल्पी $\left(941.4 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}\right)$ खूप जास्त आहे. याउलट, फॉस्फरस, आर्सेनिक आणि अँटिमनी $\mathrm{P}-\mathrm{P}, \mathrm{As}-\mathrm{As}$ आणि $\mathrm{Sb}-\mathrm{Sb}$ म्हणून एकल बंध तयार करतात तर बिस्मथ मूलद्रव्यीय अवस्थेत धात्विक बंध तयार करते. तथापि, एकल $\mathrm{N}-\mathrm{N}$ बंध हा एकल $\mathrm{P}-\mathrm{P}$ बंधापेक्षा कमकुवत असतो कारण लहान बंध लांबीमुळे बंधन नसलेल्या इलेक्ट्रॉनचे उच्च अंतर-इलेक्ट्रॉनिक प्रतिकर्षण असते. परिणामी साखळीकरण प्रवृत्ती नायट्रोजनमध्ये कमकुवत असते. नायट्रोजनच्या रसायनशास्त्रावर परिणाम करणारा आणखी एक घटक म्हणजे त्याच्या संयुजा कवचात $d$ कक्षकांचा अभाव. त्याची सहसंयुजता चार पर्यंत मर्यादित ठेवण्याव्यतिरिक्त, नायट्रोजन $d \pi-p \pi$ बंध तयार करू शकत नाही जसे की जड मूलद्रव्ये करू शकतात उदा., $\mathrm{R_3} \mathrm{P}=\mathrm{O}$ किंवा $\mathrm{R_3} \mathrm{P}=\mathrm{CH_2}\mathrm{R}=$ अल्किल गट. फॉस्फरस आणि आर्सेनिक $\boldsymbol{d} \pi-\boldsymbol{d} \pi$ बंध देखील संक्रमण धातूंसह तयार करू शकतात जेव्हा त्यांची संयुगे जसे की $\mathrm{P}\left(\mathrm{C_2} \mathrm{H_5}\right)_{3}$ आणि $\mathrm{As}\left(\mathrm{C_6} \mathrm{H_5}\right)_3$ लिगंड म्हणून कार्य करतात.

(i) हायड्रोजनकडे क्रियाशीलता: गट १५ ची सर्व मूलद्रव्ये $\mathrm{EH_3}$ प्रकारचे हायड्राइड तयार करतात जेथे $\mathrm{E}=\mathrm{N}, \mathrm{P}, \mathrm{As}, \mathrm{Sb}$ किंवा $\mathrm{Bi}$. या हायड्राइडचे काही गुणधर्म तक्ता ७.२ मध्ये दाखवले आहेत. हायड्राइड त्यांच्या गुणधर्मांमध्ये नियमित प्रवणता दर्शवतात. हायड्राइडची स्थिरता $\mathrm{NH_3}$ ते $\mathrm{BiH_3}$ पर्यंत कमी होते जी त्यांच्या बंध विघटन एन्थॅल्पीवरून पाहिली जाऊ शकते. परिणामी, हायड्राइडचे अपचायक वैशिष्ट्य वाढते. अमोनिया हे फक्त सौम्य अपचायक आहे तर $\mathrm{BiH_3}$ हे सर्व हायड्राइडमध्ये सर्वात मजबूत अपचायक आहे. आम्लारीयता देखील $\mathrm{NH_3}>\mathrm{PH_3}>\mathrm{AsH_3}>\mathrm{SbH_3} \geq \mathrm{BiH_3}$ या क्रमाने कमी होते.

तक्ता ७.२: गट १५ मूलद्रव्यांच्या हायड्राइडचे गुणधर्म

(ii) ऑक्सिजनकडे क्रियाशीलता: ही सर्व मूलद्रव्ये दोन प्रकारचे ऑक्साइड तयार करतात: $\mathrm{E_2} \mathrm{O_3}$ आणि $\mathrm{E_2} \mathrm{O_5}$. मूलद्रव्याच्या उच्च ऑक्सीकरण अवस्थेतील ऑक्साइड हे कमी ऑक्सीकरण अवस्थेपेक्षा अधिक आम्लधर्मी असते. त्यांचे आम्लधर्मी वैशिष्ट्य गटात खाली जाताना कमी होते. $\mathrm{E_2} \mathrm{O_3}$ प्रकारचे नायट्रोजन आणि फॉस्फरसचे ऑक्साइड पूर्णपणे आम्लधर्मी आहेत, आर्सेनिक आणि अँटिमनीचे उभयधर्मी आहेत आणि बिस्मथचे प्रामुख्याने आम्लारीधर्मी आहेत.

(iii) हॅलोजनकडे क्रियाशीलता: ही मूलद्रव्ये दोन मालिकेतील हॅलाइड तयार करण्यासाठी अभिक्रिया करतात: $\mathrm{EX_3}$ आणि $\mathrm{EX_5}$. नायट्रोजन त्याच्या संयुजा कवचात $d$ कक्षकांच्या अनुपलब्धतेमुळे पेंटाहॅलाइड तयार करत नाही. पेंटाहॅलाइड हे ट्रायहॅलाइडपेक्षा अधिक सहसंयुज असतात. नायट्रोजन वगळता या मूलद्रव्यांचे सर्व ट्रायहॅलाइड स्थिर असतात. नायट्रोजनच्या बाबतीत, फक्त $\mathrm{NF_3}$ स्थिर आहे असे माहित आहे. $\mathrm{BiF_3}$ वगळता ट्रायहॅलाइड प्रामुख्याने सहसंयुज स्वरूपाचे असतात.

(iv) धातूंकडे क्रियाशीलता: ही सर्व मूलद्रव्ये धातूंसह अभिक्रिया करून त्यांची द्विअंगी संयुगे तयार करतात जी -3 ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करतात, जसे की, $\mathrm{Ca_3} \mathrm{~N_2}$ (कॅल्शियम नायट्राइड) $\mathrm{Ca_3} \mathrm{P_2}$ (कॅल्शियम फॉस्फाइड), $\mathrm{Na_3} \mathrm{As_2}$ (सोडियम आर्सेनाइड), $\mathrm{Zn_3} \mathrm{Sb_2}$ (झिंक अँटिमोनाइड) आणि $\mathrm{Mg_3} \mathrm{Bi_2}$ (मॅग्नेशियम बिस्मथाइड).

उत्तर

जसजसे आपण गटात खाली जातो, तसतसा अणु आकार वाढतो आणि गट १५ मूलद्रव्यांच्या हायड्राइडची स्थिरता कमी होते. $\mathrm{NH_3}$ ते $\mathrm{BiH_3}$ कडे जाताना हायड्राइडची स्थिरता कमी झाल्यामुळे, $\mathrm{NH_3}$ ते $\mathrm{BiH_3}$ कडे जाताना हायड्राइडचे अपचायक वैशिष्ट्य वाढते.

७.२ डायनायट्रोजन

तयार करणे

डायनायट्रोजन हे व्यावसायिकरित्या हवेचे द्रवीकरण आणि अपूर्णांकी आसवन करून उत्पादित केले जाते. द्रव डायनायट्रोजन (उ.बिं. $77.2 \mathrm{~K}$) प्रथम आसवित होते आणि द्रव ऑक्सिजन (उ.बिं. $90 \mathrm{~K}$) मागे राहते.

प्रयोगशाळेत, अमोनियम क्लोराईडच्या जलीय द्रावणाची सोडियम नायट्राईटसह उपचार करून डायनायट्रोजन तयार केले जाते.

$$ \mathrm{NH_4} \mathrm{CI}(\mathrm{aq})+\mathrm{NaNO_2}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{N_2}(\mathrm{~g})+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}(\mathrm{l})+\mathrm{NaCl}(\mathrm{aq}) $$

या अभिक्रियेत $\mathrm{NO}$ आणि $\mathrm{HNO_3}$ चे लहान प्रमाण देखील तयार होते; ही अशुद्धता पोटॅशियम डायक्रोमेट असलेल्या जलीय सल्फ्यूरिक आम्लातून वायू गाळून काढली जाऊ शकते. हे अमोनियम डायक्रोमेटच्या ऊष्मीय विघटनाने देखील मिळवता येते.

$$ \left(\mathrm{NH_4}\right)_{2} \mathrm{Cr_2} \mathrm{O_7} \xrightarrow{\text { Heat }} \mathrm{N_2}+4 \mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{Cr_2} \mathrm{O_3} $$

सोडियम किंवा बेरियम अझाइडच्या ऊष्मीय विघटनाने अतिशय शुद्ध नायट्रोजन मिळवता येते.

$$ \mathrm{Ba}\left(\mathrm{N_3}\right)_{2} \rightarrow \mathrm{Ba}+3 \mathrm{~N_2} $$

गुणधर्म

डायनायट्रोजन हा एक रंगहीन, गंधहीन, चवहीन आणि अविषारी वायू आहे. नायट्रोजन अणूमध्ये दोन स्थिर समस्थानिके आहेत: ${ }^{14} \mathrm{~N}$ आणि ${ }^{15} \mathrm{~N}$. त्याची पाण्यात विद्राव्यता खूप कमी आहे $\left(23.2 \mathrm{~cm}^{3}\right.$ प्रति लिटर पाणी $273 \mathrm{~K})$ आणि १ बार दाब आणि कमी गोठणबिंदू आणि उत्कलनबिंदू (तक्ता ७.१).

$\mathrm{N} \equiv \mathrm{N}$ बंधाची उच्च बंध एन्थॅल्पी असल्यामुळे खोलीच्या तापमानात डायनायट्रोजन बऱ्यापैकी निष्क्रिय असते. तथापि, तापमान वाढल्यास क्रियाशीलता वेगाने वाढते. उच्च तापमानात, ते थेट काही धातूंसह प्रामुख्याने आयनिक नायट्राइड आणि अधातूंसह सहसंयुज नायट्राइड तयार करण्यासाठी संयोग करते. काही ठराविक अभिक्रिया आहेत:

$$ \begin{aligned} & 6 \mathrm{Li}+\mathrm{N_2} \xrightarrow{\text { Heat }} 2 \mathrm{Li_3} \mathrm{~N} \ & 3 \mathrm{Mg}+\mathrm{N_2} \xrightarrow{\text { Heat }} \mathrm{Mg_3} \mathrm{~N_2} \end{aligned} $$

ते हायड्रोजनसह सुमारे $773 \mathrm{~K}$ वर उत्प्रेरकाच्या उपस्थितीत (हॅबरची प्रक्रिया) संयोग करून अमोनिया तयार करते:

$$ \mathrm{N_2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H_2}(\mathrm{~g}) \quad 773 \mathrm{k} \quad 2 \mathrm{NH_3}(\mathrm{~g}) ; \quad \Delta_{f} \mathrm{H}^{\ominus}=-46.1 \mathrm{kJmol}^{-1} $$

डायनायट्रोजन केवळ अतिशय उच्च तापमानात (सुमारे $2000 \mathrm{~K}$ वर) डायऑक्सिजनसह संयोग करून नायट्रिक ऑक्साइड, NO तयार करते.

$$ \mathrm{N_2}+\mathrm{O_2}(\mathrm{~g}) \quad \text { Heat } \quad 2 \mathrm{NO}(\mathrm{g}) $$

उपयोग: डायनायट्रोजनचा मुख्य उपयोग अमोनिया आणि नायट्रोजनयुक्त इतर औद्योगिक रसायने (उदा., कॅल्शियम सायनामाइड) तयार करण्यात होतो. जेथे निष्क्रिय वातावरण आवश्यक असते तेथे देखील ते वापरले जाते (उदा., लोखंड आणि स्टील उद्योगात, क्रियाशील रसायनांसाठी निष्क्रिय द्रावक). द्रव डायनायट्रोजन जैविक सामग्री, अन्नपदार्थ आणि क्रायोसर्जरीमध्ये संरक्षित करण्यासाठी शीतकर म्हणून वापरले जाते.

उदाहरण ७.१ सोडियम अझाइडच्या ऊष्मीय विघटनाची अभिक्रिया लिहा.

उपाय सोडियम अझाइडचे ऊष्मीय विघटन डायनायट्रोजन वायू देतो.

$$ 2 \mathrm{NaN_3} \rightarrow 2 \mathrm{Na}+3 \mathrm{~N_2} $$

७.३ अमोनिया

तयार करणे अमोनिया हवा आणि मातीत लहान प्रमाणात उपस्थित असते जेथे ते नायट्रोजनयुक्त सेंद्रिय पदार्थांच्या कुजण्याने तयार होते उदा., युरिया.

$$ \mathrm{NH_2} \mathrm{CONH_2}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow\left(\mathrm{NH_4}\right)_{2} \mathrm{CO_3} \rightleftharpoons 2 \mathrm{NH_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{CO_2} $$

लहान प्रमाणात अमोनिया अमोनियम क्षारांपासून मिळवले जाते जे कास्टिक सोडा किंवा कॅल्शियम हायड्रॉक्साईडसह उपचार केल्यावर विघटित होतात.

$$ \begin{aligned} & 2 \mathrm{NH_4} \mathrm{Cl}+\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_2 \rightarrow 2 \mathrm{NH_3}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{CaCl_2} \\ & \left(\mathrm{NH_4}\right)_2 \mathrm{SO_4}+2 \mathrm{NaOH} \rightarrow 2 \mathrm{NH_3}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{Na_2} \mathrm{SO_4} \end{aligned} $$

मोठ्या प्रमाणावर, अमोनिया हॅबरच्या प्रक्रियेद्वारे उत्पादित केले जाते.

$$ \mathrm{N_2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H_2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 2 \mathrm{NH_3}(\mathrm{~g}) ; \quad \quad \Delta_{f} H^{\ominus}=-46.1 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1} $$

ले शॅटेलियरच्या तत्त्वानुसार, उच्च दाब अमोनियाच्या निर्मितीला अनुकूल असेल. अमोनिया उत्पादनासाठी इष्टतम परिस्थिती $200 \times 10^{5} \mathrm{~Pa}$ (सुमारे २०० atm) दाब, $\sim 700 \mathrm{~K}$ तापमान आणि संतुलन प्राप्तीचा दर वाढवण्यासाठी $\mathrm{K_2} \mathrm{O}$ आणि $\mathrm{Al_2} \mathrm{O_3}$ च्या लहान प्रमाणासह लोखंड ऑक्साईड सारखे उत्प्रेरक वापरणे आहे. अमोनिया उत्पादनासाठी प्रवाह आकृती आकृती ७.१ मध्ये दाखवली आहे. पूर्वी, मॉलिब्डेनम प्रवर्तक म्हणून वापरून लोखंड उत्प्रेरक म्हणून वापरले जात असे.

गुणधर्म

अमोनिया हा रंगहीन वायू आहे ज्यामध्ये तीव्र गंध असतो. त्याचे गोठणबिंदू आणि उत्कलनबिंदू अनुक्रमे १९८.४ आणि $239.7 \mathrm{~K}$ आहेत. घन आणि द्रव अवस्थेत, ते पाण्याच्या बाबतीत हायड्रोजन बंधांद्वारे संबद्ध असते आणि त्याच्या रेणु वस्तुमानाच्या आधारावर अपेक्षेपेक्षा जास्त द्रवणबिंदू आणि उत्कलनबिंदू यासाठी जबाबदार आहे. अमोनिया रेणू त्रिकोणी पिरॅमिडल आहे ज्यामध्ये नायट्रोजन अणू शिखरावर असतो. त्यामध्ये तीन बंध जोड्या आणि एक एकाकी इलेक्ट्रॉन जोडी आहे जी रचनेत दाखवल्याप्रमाणे आहे.

अमोनिया वायू पाण्यात अत्यंत विद्राव्य आहे. त्याचे जलीय द्रावण $\mathrm{OH}^{-}$ आयन तयार झाल्यामुळे कमकुवत आम्लारीय असते.

$$ \mathrm{NH_3}(\mathrm{~g})+\mathrm{H_2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftharpoons \mathrm{NH_4}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{OH}^{-}(\mathrm{aq}) $$

ते आम्लांसह अमोनियम क्षार तयार करते, उदा., $\mathrm{NH_4} \mathrm{Cl},\left(\mathrm{NH_4}\right)_{2} \mathrm{SO_4}$, इ. कमकुवत आम्लारी म्हणून, ते त्यांच्या क्षार द्रावणांमधून अनेक धातूंचे हायड्रॉक्साईड (काही धातूंच्या बाबतीत जलीय ऑक्साईड) तयार करते. उदाहरणार्थ,

$$ \begin{aligned} & \mathrm{ZnSO_4}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{NH_4} \mathrm{OH}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{Zn} \mathrm{OH}_2(\mathrm{~s})+\left(\mathrm{NH_4}\right)_2 \mathrm{SO_4}(\mathrm{aq}) \\ & \text { (white ppt) } \\ & \mathrm{FeCl_3} \text { aq } \quad \mathrm{NH_4} \mathrm{OH} \text { aq } \quad \mathrm{Fe_2} \mathrm{O_3} \cdot x \mathrm{H_2} \mathrm{O} \quad \mathrm{NH_4} \mathrm{Cl} \text { aq } \\ & \text { brown ppt } \end{aligned} $$

अमोनिया रेणूच्या नायट्रोजन अणूवर एकाकी इलेक्ट्रॉन जोडीची उपस्थिती त्याला लुईस आम्लारी बनवते. ते इलेक्ट्रॉन जोडी दान करते आणि धातू आयनांसह संयोग तयार करते आणि अशा संकीर्ण संयुगांची निर्मिती $\mathrm{Cu}^{2+}, \mathrm{Ag}^{+}$ सारख्या धातू आयन शोधण्यात उपयोग आढळतो:

$$ \underset{\text { (blue) }}{\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})+4 \mathrm{NH_3}(\mathrm{aq})} \rightleftharpoons \underset{\text { (deep blue) }}{\left[\mathrm{Cu}\left(\mathrm{NH_3}\right)_{4}\right]^{2+}(\mathrm{aq})} $$

$$ \underset{\text { (colourless) }}{\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \underset{{(\text white ppt) }}{\operatorname{AgCl}(\mathrm{s})} $$

$$ \operatorname{AgCl}(\mathrm{s})+2 \mathrm{NH_3}(\mathrm{aq}) \rightarrow\left[\mathrm{Ag}\left(\mathrm{NH_3}\right)_{2}\right] \mathrm{Cl}(\mathrm{aq}) $$

उपयोग: अमोनिया विविध नायट्रोजनयुक्त खते (अमोनियम नायट्रेट, युरिया, अमोनियम फॉस्फेट आणि अमोनियम सल्फेट) तयार करण्यासाठी आणि काही अकार्बनिक नायट्रोजन संयुगांच्या उत्पादनात वापरला जातो, सर्वात महत्त्वाचे म्हणजे नायट्रिक आम्ल. द्रव अमोनिया शीत