Из чего состоит аммиак. Аммиак, нашатырь и нашатырный спирт — в быту их путают
Аммиак – NH 3
Аммиак
(в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим
названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на
перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2) 2 CO,
содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается
особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По
другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского
слова амониан
. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
1. Строение молекулы
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине . Три неспаренныхp-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH 4 + .
Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ - сигма связи N-H
2. Физические свойства аммиака
При нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.
3.
В лаборатории |
В промышленности |
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O (NH 4) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O Внимание ! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: |
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9к Дж Условия: катализатор – пористое железо температура – 450 – 500 ˚С давление – 25 – 30 МПа Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода). |
4. Химические свойства аммиака
Для аммиака характерны реакции:
- с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
- без изменения степени окисления атома азота (присоединение)
Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 – сильный восстановитель. |
с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh , температура) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Видео - Эксперимент " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома" |
с оксидами металлов 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O |
с сильными окислителями 2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl (при нагревании) |
аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2 |
Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму) Видео - Эксперимент "Качественная реакция на аммиак" Видео - Эксперимент "Дым без огня" Видео - Эксперимент "Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами" Видео - Эксперимент "Фонтан" Видео - Эксперимент "Растворение аммиака в воде" |
5. Применение аммиака
По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH 3 . Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты , которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин . Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.
Аммиак используется также для получения синтетических волокон , например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка . В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.
Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 "Горение аммиака"
Тренажёр №2 "Химические свойства аммиака"
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Осуществить превращения по схеме:
а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)
б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот
в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
Нитрид водорода с формулой NH 3 называется аммиаком. Это лёгкий (легче воздуха) газ с резким запахом. Строение молекулы определяет физические и химические свойства аммиака.
Строение
Молекула аммиака состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода. Связи между атомами водорода и азота ковалентные. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды.
На 2р-орбитали азота находится три свободных электрона. С ними вступают в гибридизацию три атома водорода, образуя тип гибридизации sp 3 .
Рис. 1. Строение молекулы аммиака.
Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (C n H m), получится новое органическое вещество - амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В зависимости от количества замещённых атомов различают три вида аминов:
- первичные (метиламин - CH 3 NH 2);
- вторичные (диметиламин - СН 3 -NH-СН 3);
- третичные (триметиламин - СН 3 -N-(СН 3) 2).
К молекуле аммиака могут присоединиться С 2 Н 4 , С 6 Н 4 , (С 2 Н 4) 2 и другие вещества, содержащие несколько атомов углерода и водорода.
Рис. 2. Образование аминов.
У аммиака и аминов остаётся свободной пара электронов азота, поэтому свойства двух веществ схожи.
Физические
Основные физические свойства аммиака:
- бесцветный газ;
- резкий запах;
- хорошая растворимость в воде (на один объём воды 700 объёмов аммиака при 20°С, при 0°С - 1200);
- легче воздуха.
Аммиак сжижается при температуре -33°С и становится твёрдым при -78°С. Концентрированный раствор содержит 25 % аммиака и имеет плотность 0,91 г/см 3 . Жидкий аммиак растворяет неорганические и органические вещества, но не проводит электрический ток.
В природе аммиак выделяется при гниении и разложении органических веществ, содержащих азот (белки, мочевина).
Химические
Степень окисления азота в составе аммиака - -3, водорода - +1. При образовании аммиака водород окисляет азот, отнимая у него три электрона. За счёт оставшейся пары электронов азота и лёгкого отделения атомов водорода аммиак является активным соединением, вступающим в реакции с простыми и сложными веществами.
Основные химические свойства описаны в таблице.
Взаимодействие |
Продукты реакции |
Уравнение |
С кислородом |
Горит с образованием азота или взаимодействует с кислородом в присутствии катализатора (платины), образуя оксид азота |
4NH 3 +3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O |
С галогенами |
Азот, кислота |
2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr |
Гидроксид аммония или нашатырный спирт |
NH 3 + H 2 O → NH 4 OH |
|
С кислотами |
Соли аммония |
NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4 |
Замещает металл, образуя новую соль |
2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu |
|
С оксидами металлов |
Восстанавливает металл, образуется азот |
2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O |
Рис. 3. Горение аммиака.Оценка доклада
Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 297.
Не пахнут магазинские ? Обработайте их аммиаком. От его паров многие бутоны начинают благоухать. Хотя, запах самого аммиака довольно резок.
Вспоминаются нашатырь и пары мочи. Самыми чуткими к аммиаку являются астры. Их аромат усиливается примерно в 6 раз.
Изменить можно и цвет бутонов. Так, от паров реагента голубые и лепестки зеленеют, а – чернеют.
Флористам, как говориться, на заметку. Однако, аммиак пригождается и в других сферах деятельности. Узнаем остальные свойства вещества, ознакомимся с путями его применения.
Свойства аммиака
Работая с парами аммиака, стоит быть осторожным. При определенной концентрации смесь реагента с воздухом взрывоопасна.
К тому же, газ токсичен. «Общение» с ним чревато нервными расстройствами, ухудшением слуха, частичной потерей памяти, помутнением хрусталиков . Эти симптомы наблюдаются у людей, работающих на аммиачных производствах.
Пары аммиака всегда устремляются вверх, поскольку газ легче воздуха. Газом вещество является в обычных условиях. Для транспортировки и продажи аммиак сжижают.
Для этого нужно повышенное давление. Получают безводный концентрат. Для него существует 6221-90 ГОСТ.
Сжиженный аммиак в сосудах, все же, имеет газообразную фазу. Под давлением оба состояния вещества находятся в равновесии.
При этом, температура должна быть ниже критической, как и давление. Если будет больше 132-ух градусов и 11-ти мегапаскалей, равновесие нарушится.
Коэффициент объемного сжатия вещества в разы меньше коэффициента его расширения.
Если сосуд заполнен доверху, повышение температуры может привести к давлению в 52 мегапаскаля.
Этого достаточно, чтобы разорвать металлические швы вмещающего сосуда. Соответственно, будет взрыв.
Из концентрата аммиака можно получить раствор аммиака любой насыщенности. Хотя, человечеству пригождается и безводная версия.
Она, к примеру, является одним из удобрений. Кроме в веществе присутствует лишь водород. Последнего 3 атома, то есть, формула газа такова: — NH 3 .
Такое содержание водорода – причина отличной растворимости аммиака в воде. Другие газы этим «похвастаться» не могут.
Между аммиаком и водой образуются прочные водородные связи. Чем насыщеннее раствор, тем больше его растворяющие свойства.
По ним вещество конкурирует с этиловым спиртом, с той лишь разницей, что последний органического происхождения.
Так, аммиак водный , как и концентрат, способны растворить металлы щелочной и щелочноземельной групп.
Итогом реакций становятся темно-синие жидкости. Это результат ионизации валентных электронов и солватации.
Последнее понятие обозначает электростатический контакт между молекулами растворенных металлов и аммиака.
От нашатырного спирта запах аммиака исходит неспроста. Средство является водным раствором гидроксида аммония.
То есть, аммиак – это нашатырный спирт. Гидроксид аммония содержится и в моче, а так же, в продуктах разложения органики.
Именно поэтому, к примеру, неприятно пахнут гниющие массы со дна болот. В них разлагаются остатки растений, рыб, .
В тех же прудах аммиак, естественно, смешивается с водой. В растворе присутствует OH-группа.
Значит, смесь способна на щелочную реакцию, является слабым основанием. Растворяет героя и спирт. Аммиак не случайно смешан с ним в нашатыре.
В концентрированном виде нитрид водорода сильно преломляет свет, то есть, меняет направление его лучей.
Еще одно любопытное свойство героя статьи – кипение при минусовых температурах. Должно быть около 34-ех ниже нуля.
Если опустить температуру до 78-ми градусов, жидкость, и вовсе, затвердеет. Получаются белесые хлопья, похожие на снег. вещества имеют правильную, симметричную форму.
Добыча аммиака
Производство аммиака сводится к 100 000 000 тонн ежегодно. Примерно столько же добывают хлора. При этом, аммиак менее токсичен.
В указанный объем аммиака входят вещество, извлеченное из природных источников азота, и синтезированное в условиях.
Промышленный метод основан на соединении водорода и азота . Аммиак из них получается при температуре не ниже 500-от градусов Цельсия.
Еще одно условие: — давление в 350 атмосфер. Не обойтись и без катализатора. Он ускоряет вялотекущую реакцию, сам в нее не вступая.
Роль катализатора, обычно, выполняет губчатое . Из более дорогих помощников выбирают оксид , или .
Итоговый выход продукта при взаимодействии простых веществ равен примерно 30-35%.
Это максимум при соблюдении минимально возможной температуры и наибольшего давления. Именно такой дуэт обеспечивает эффективность реакции.
Однако, при нижней температурной планке уменьшается скорость процесса. Поддашь жару, — частично останешься без аммиака , зато, получишь его быстрее.
Синтетический метод производства аммиака практически не оставляет шансов его добыче в природе из продуктов гниения органики. Процесс этот долог.
Аммиак образуется, но быстро улетучивается. В ловушки земной коры газ попадает редко.
Обычно, аммиак понемногу испаряется, что делает природные месторождения неликвидными.
Применение аммиака
Применение вещества в сельскохозяйственной сфере уже упоминалось. Теперь, перейдем к индустрии красоты, вспомнив про аммиак для волос .
Здесь же вспомним, что раствор вещества является слабой щелочью. Отсюда назначение: — обеспечить щелочной Ph краски, в районе 10-ти.
Такая среда способствует набуханию волос, что запускает реакцию разложения перекиси водорода.
Последняя, является осветлителем, поэтому, обязательно используется в оттенках блонд.
Существует краска без аммиака . Однако, производители частично лукавят. Вместо чистого вещества применяются его производные.
Они тоже поднимают Ph до щелочного уровня, но стоят дороже. Соответственно, и краска для волос без аммиака требует затрат.
Однако, потребители готовы к ним, дабы сохранить шевелюры. Дело в том, что чистый аммиак сильнее раскрывает поры волос.
Они начинают напоминать губку, сгладить поверхность которой можно лишь дорогостоящей силиконовой косметикой, заполняющей пустоты.
Из продуктов питания выраженая щелочь – . На ее изготавление, так же, направлен синтез аммиака .
Производят его и для получения азотной кислоты. Аммиак преобразуют в оксид азота.
Последний, окисляют до диоксида. Потом, оксиды проходят абсорбцию водой. Так и получают .
Формула аммиака , как уже говорилось, лежит в основе создания взрывчатых субстанций.
Вещество нужно и на производстве холодильного оборудования. Его действие основано на испарении сжиженного газа. При этом, поглощается много тепла, что, собственно, и обеспечивает прохладу.
В ювелирном деле также не обошлось без аммиака. Его используют для очистки изделий из после полировки пастой .
Потребности человечества в аммиаке отражает тенденция его производства. Еще 30 лет назад в год формировали 70 000 000 тонн реагента.
Теперь, как указывалось в главе «Добыча», — 100 000 000. Не поменялись лишь лидеры производства. Это, по-прежнему, США и, теперь уже, .
В справочниках прошлых лет фигурирует, естественно, СССР. Что поменялась стоимость вещества, и гадать не надо. Ознакомимся с актуальным ценником на аммиак.
Цена аммиака
Аммиак купить можно оптом и в розницу. Крупные поставки осуществляют, как правило, тоннами.
За 1000 килограммов просят от 19000 рублей. Небольшие предприятия готовы продавать по килограмму, прося около 30-ти рублей.
В розницу килограммы предлагают редко, тонны не предлагают вовсе. Изучим прейскурант аптек, обратив внимание на нашатырный спирт.
Обычно, его разливают во флаконы по 40 миллилитров. Стоит такой объем от 15-ти до 31-го рубля.
Интересно, что, если встречаются флаконы на 25 и 100 миллилитров, стоят они примерно так же, от 13-ти до 55-ти рублей.
При этом, стоит учесть, что спиртовой раствор 10-процентный. Сжиженный же аммиак на оптовых поставках концентрированный.
Поэтому, промышленникам приходится задумываться о правильной транспортировке груза. Есть специальные полуприцепы с цистернами.
Возраст емкостей не должен превышать 30-ти лет. Важен и состав для цистерн, ведь аммиак растворяет многие металлы.
Учитывать приходится, так же, давление в резервуаре, температуру. Поэтому, рядом с объявлениями о продаже реагента, как правило, размещают и предложения по продаже и аренде полуприцепов. Без них не обойтись.
АММИАК [сокращенно от греческого?μμωνιακ?ς; латинский sal ammoniacus; так назывался нашатырь (хлорид аммония), который получали путём сжигания верблюжьего навоза в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне], простейшее химическое соединение азота с водородом, NH 3 ; многотоннажный продукт химической промышленности.
Свойства . Молекула NH 3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи N—Н полярны, энергия связи N—Н 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Молекула NH 3 способна к инверсии - «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом; t пл -77,7°С; t кип -33,35°С; плотность газообразного NH 3 (при 0°С, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м 3 ; теплота образования аммиака из элементов ΔН обр -45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5-28% по массе NH 3) способна взрываться. Жидкий NH 3 - бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20°С), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде аммиачная вода - бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NH 3 , имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на NH + 4 и ОН - , что обусловливает щелочную реакцию раствора (рК 9,247).
Разложение аммиака на водород и азот становится заметным при температуре выше 1200°С, в присутствии катализаторов (Fe, Ni) - выше 400°С. Аммиак весьма реакционно-способное соединение. Для него типичны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате образуются соли аммония, которые по многим свойствам подобны солям щелочных металлов. Аммиак - основание Льюиса, присоединяет не только Н + , но и другие акцепторы электронов, например BF 3 с образованием BF 3 ?NH 3 . Действием NH 3 на простые или комплексные соли металлов получают аммиакаты, например цис-. Для аммиака характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы образуют с NH 3 амиды (например, NaNH 2). При нагревании в атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, В, Si и др.) образуют нитриды (например, BN). При температуре около 1000°С NH 3 реагирует с углеродом, образуя циановодород HCN и частично разлагаясь на N 2 и Н 2 . Образует с СО 2 карбамат аммония NH 2 COONH 4 , который при температуре 160-200°С и давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину. Водород в аммиаке может быть замещён галогенами. Аммиак горит в атмосфере О 2 , образуя воду и N 2 . Каталитическим окислением аммиака (катализатор Pt) получают NO (реакцию используют в производстве азотной кислоты), окислением аммиака в смеси с метаном - HCN.
Получение и применение . В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NH 3 - выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.
Основной современный способ получения аммиака - синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции N 2 + ЗН 2 →←2NH 3 . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450-500°С в присутствии катализатора - Fe, активированного оксидами К 2 О, Al 2 О 3 , СаО и др. При однократном прохождении через массу катализатора возможно превращение в аммиак лишь 20-25% исходной газовой смеси; для полного превращения необходима многократная циркуляция. Основное сырьё для получения Н 2 в производстве аммиака - природный горючий газ, перерабатываемый методом двухступенчатой парогазовой конверсии метана.
Производство аммиака включает следующие стадии: очистку природного газа от сернистых соединений каталитическим гидрированием их до Н 2 S с последующим поглощением аммиака ZnO; паровую конверсию природного газа под давлением 3.8 МПа при температуре 860°С на катализаторе Ni-Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990-1000°С и 3,3 МПа на катализаторе Ni-Al; на этом этапе водород обогащается азотом из атмосферного воздуха для получения смеси азота с водородом (соотношение по объёму 1:3), поступающей на синтез NH 3 ; конверсию СО до СО 2 и Н 2 сначала при 450°С и 3,1 МПа на катализаторе Fe-Cr, затем при 200-260°С и 3,0 МПа на катализаторе Zn-Cr-Сu; очистку Н 2 от СО 2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором К 2 СО 3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н 2 и N 2 путём гидрирования от остаточных СО и СО 2 в присутствии катализатора Ni-Al при 280°С и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15-30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400-500°С в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH 3 . В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2-0,4% Н 2 О для ингибирования коррозии стали.
Аммиак применяют в производстве азотной кислоты, мочевины, солей аммония, аммофоса, уротропина, соды (по аммиачному методу), как жидкое удобрение, в качестве хладагента и пр. Пучок молекул NH 3 был использован в качестве рабочего вещества в первом квантовом генераторе - мазере (1954).
Аммиак токсичен. При содержании в воздухе 0,02% аммиака по объёму раздражает слизистые оболочки. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи.
Мировое производство аммиака (в пересчёте на N) около 125,7 миллион тонн/год (2001), в том числе в Российской Федерации - 11 миллион т/год.
Лит.: Теплофизические свойства аммиака. М., 1978; Синтез аммиака. М., 1982.
А. И. Михайличенко, Л. Д. Кузнецов.
Летучим характеристическим водородным соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак – самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H 3 N. В химическом строении аммиакаsp 3 -гибридные орбитали атома азота образуют три σ-связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра.
Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую ненасыщенность и реакционноспособность молекул аммиака, а также большую величину электрического момента диполя.
При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ. Этот раствор называется аммиачной водой, или нашатырным спиртом. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей.
Аммиак обладает основными свойствами:
Взаимодействие аммиака с водой:
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Взаимодействие с галогеноводородами:
NH 3 +HCl ⇄NH 4 Cl
Взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 фосфат аммония
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 гидрофосфат аммония
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4)H 2 PO 4 дигидрофосфат аммония
Аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 сульфат тетрааммин меди (II )
AgCl+ 2NH 3 → Clхлорид диаммин серебра (I )
Все приведенные выше реакции являются реакциями присоединения.
Окислительно-восстановительные свойства:
В молекуле аммиака NH 3 азот имеет степень окисления -3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.
Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
2NH 3 + 3CuO → N 2 +3Cu +3H 2 O
Аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:
4NH 3 + 5O 2 → 4NO+ 6H 2 O
Аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O
21. Водородные соединения галогенов. 22. Галогеноводородные кислоты.
Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде.. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентрированные растворы.
При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НСl- хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота
Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот.
Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.
Химические свойства галогеноводородных кислот
В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.
1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.
Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:
SiO2+4HF=SiF4+2Н2O
Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.
2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl-, Br-, I- повышается.
Получение
Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:
Это синтетический способ получения.
Сульфатный способ основан на реакции концентрированной серной кислоты с NaCl.
При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировавной серной кислотой окисляются, т.к. I- и Br- являются сильными восстановителями.
2NaBr-1+2H2S+6O4(к)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2Н2O
Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3