Одним из важнейших химических веществ, которое используют в разных сферах деятельности человека, является аммиак. Ежегодно это вещество производят в огромных количествах - больше 100 млн тонн. Только вдумайтесь в это число! Сразу же возникает вопрос: « Для чего производят такое количество аммиака?». В этой статье мы ответим на этот вопрос, а также выясним причину популярности аммиака.

Свойства аммиака

Физические и химические свойства аммиака обуславливают его применения в различных областях. Аммиак представляет собой газообразное вещество без цвета с очень резким и неприятным запахом. Вещество ядовито. При длительном воздействии на человеческий организм способен вызывать отёки и поражение различных органов.

Аммиак - это слабая кислота, он взаимодействует с кислотами, водой, а с металлами способен образовывать соли. Он способен вступать в различные химические реакции с другими химическими веществами. Например, реакция безводного аммиака с азотной кислотой на практике позволяет получить аммиачную селитру, которая применяется для производства удобрений.

Аммиак является восстановителем. Он способен восстанавливать разные металлы из их оксидов. Реакция взаимодействия аммиака с оксидом меди дает возможность получить азот.

Различные сферы использования аммиака

Несмотря на свою токсичность, аммиак используют в самых разных сферах. Основная часть производимого аммиака идет на изготовление разных продуктов химической промышленности. К таким продуктам относятся:

Аммиачные и аммиачно-нитратные удобрения (аммиачные и нитратная селитра, сульфат аммония, хлористый аммоний и др.). Такие удобрения подходят для разных сельскохозяйственных культур. Важно знать, что внесение в почву удобрений нормируется из-за того, что содержащиеся в них вещества могут мигрировать в спелые овощи и фрукты.

Сода. Существует аммиачный метод получения кальцинированной соды. Аммиак используется для насыщения солевого рассола. Данный метод активно используется для промышленного производства соды.

Азотная кислота. Для её производства используют синтетический аммиак. На данный момент промышленное производство данного вещества основано на явлении катализа синтетического аммиака.

Взрывчатые вещества. Нитрат аммония нейтрален к механическому воздействию, но при некоторых условиях характеризируется высокими взрывчатыми свойствами. Именно поэтому он используется для производства таких веществ. В результате получают аммониты - аммиачные взрывчатые вещества.

Растворитель. Аммиак, в жидком состоянии, может использоваться как растворитель различных органический и неорганических веществ.

Аммиачная - холодильная установка. Аммиак применяется в холодильной технике, в качестве холодильного агента. Аммиак не вызывает парниковый эффект, он экологически чистый и дешевле фреонов. Эти факторы обуславливают применения данного вещества в качестве хладагента.

Нашатырный спирт. Его применяют в медицине и в быту. Данное вещество отлично выводит пятна с одежды различного происхождения, а также нейтрализует кислоты.

Применение аммиака в медицине

Аммиак широко применяется в медицине в качестве 10% -ого раствора аммиака и имеет название - нашатырный спирт. Когда человек падает в обморок, нашатырным спиртом приводят его в чувство. Также его используют как рвотное средство. Для этого его разводят и в малых количествах принимают внутрь. Особенно популярный такой метод при алкогольных отравлениях. Из нашатырного спирта делают примочки и обрабатывают укусы насекомых. Хирурги используют разведенный в воде нашатырный спирт для обработки рук.

Важно помнить, что передозировка аммиаком очень опасна. Возможны болевые ощущения в различных органах, их отеки и даже летальный исход. Этого можно избежать, если использовать данное вещество по назначению и с осторожностью!

Жидкий

Аммиак — NH 3 , нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-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, образуяион аммония NH 4 + . Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (t кип −33,35 °C) и плавления (t пл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Химические свойства

• Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

• Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

• Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

• Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH 2 − , называются амидами, NH 2− — имидами, а N 3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН − и NH 2 − , а также молекулы Н 2 O и NH 3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + NH 3 Zn 3 N 2 + 6H 2 O → 3Zn(OH) 2 + 2NH 3

и в спиртах:

KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

MNH 2 → M + + NH 2 −

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH 2 — нерастворим, NaNH 2 — малорастворим, KNH 2 , RbNH 2 и CsNH 2 — хорошо растворимы.

• При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O +2HCl + N 2

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

• Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

• С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

• С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов(восстановительное аминирование).

• При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

История названия

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 словаамониан . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Жидкий аммиак

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы, в чём проявлется его сходство с водой:

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 −

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10 −33 (моль/л)².

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH 3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH 3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na 4 Pb 9 .

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH 3) 6 ] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH 3 .

Растворенный в NH 3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH 2 − , который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H 2 O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH 3 . Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH 3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металловприводит к образованию их аминокомплексов:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO 4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO 3) 2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH 3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Биологическая роль

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая и т. д.

Физиологическое действие

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. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием.

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 конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³.

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 20 мг/м³. Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7—14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзныйдерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м³; максимальная разовая 0,2 мг/м³.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области.

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн. тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10% раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку является слабым основанием при взаимодействии нейтрализует кислоты.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

Получение

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al 2 O 3 и K 2 O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O.

Обычно лабораторным способом получают получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление(при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер) . В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания. Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов. При ингаляционном применении — рефлекторная остановка дыхания, при местном применении — раздражения, дерматиты, экземы в месте аппликации. Местное применение возможно только на неповрежденную кожу. При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка. Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно. (Инструкция по применению)

Аммиа́к - NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях - тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции - аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония.

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью.

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер). В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе - 900 нм³.

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт.

Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов.

При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки - 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше - 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка.

Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.

Интересные факты

Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко красные - черными.

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.

Рис. 3. Горение аммиака.Оценка доклада

Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 297.

Атом азота образует с атомами водорода 3 полярные ковалентные сигма-связи за счет своих трех неспаренных электронов (B(N) = III, С. О. (N) = -3). Остающаяся неподеленная пара 2s-электронов способна участвовать в образовании 4-й ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму с атомами, имеющими вакантную орбиталь

Физические свойства

При обычной температуре NH 3 - бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза. Аммиак очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ"С); жидкий NH 3 в некоторых отношениях подобен воде - хороший полярный растворитель, вызывает ионизацию растворенных в нем веществ.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20"С в 1 л Н 2 О растворяется ~ 700 л NH 3). 25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».

Между молекулами NH 3 и Н 2 О возникают водородные связи. Поэтому аммиак существует в водном растворе в виде гидрата NH 3 Н 2 О.

Способы получения

I. Промышленный синтез:

ЗН 2 + N 2 = 2NH 3 + Q

Это один из важнейших процессов в химическом производстве. Реакция очень обратима; для смещения равновесия вправо необходимо очень высокое давление (до 1000 атм).

II. В лабораторных условиях аммиак получают действием щелочей на твердые соли аммония:

2NH 4 Cl + Са(ОН) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2Н 2 О

Химические свойства

NH 3 очень реакционноспособное вещество. Реакции с его участием многочисленны и разнообразны по механизмам протекания.

NH 3 - сильный восстановитель.

I. Газообразный аммиак взаимодействует:

с кислородом (без катализатора) 4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О

с кислородом (в присутствии катализаторов Pt) 4NH 3 + 5О 2 = 4NO + 6Н 2 О

с галогенами 8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl

с оксидами малоактивных металлов 2NH 3 + ЗСuО = N 2 + ЗСu + ЗН 2 О

II. Растворенный в воде аммиак реагирует с различными окислителями, например:

10NH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5N 2 + 6MnSO 4 + 3K2SO 4 + 24Н 2 О

При окислении аммиака гипохлоритом натрия получают другое водородное соединение азота - гидразин N 2 H 4 .

2NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 + NaCl + Н 2 О

Водный раствор NH 3 - слабое основание.

Образующийся при взаимодействии с водой гидрат аммиака частично диссоциирует:

NH 3 + Н 2 О → NH 3 НОН → NH 4 + + ОН -

Комплексный катион NH 4 + - продукт присоединения ионов Н + к молекуле NH 3 по донорно-ак-цепторному механизму. За счет освобождающихся из молекул Н 2 О ионов ОН - раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.

Реакции с кислотами.

Взаимодействует со всеми кислотами, например: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 нитрат аммония

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 сульфат аммония

NH 3 + H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 гидросульфат аммония

Реакции с солями металлов.

При пропускании аммиака в водные растворы солей металлов, гидроксиды которых очень плохо растворяются в воде, происходит осаждение Ме(ОН) x:

3NH 3 + ЗН 2 О + АlСl 3 = Al(OH) 3 ↓ +3NH 4 Cl

NH 3 - лиганд в комплексных соединениях (образование аммиакатов).

Молекулы NH 3 способны образовывать донорно - акцепторные связи не только с ионами Н + , но и с катионами целого ряда переходных металлов (Аg + , Сu 2+ , Сr 3+ , Со 2+ и др.).

Это приводит к возникновению комплексных ионов - [Аg(NH 3) 2 ] , , и др., которые входят в состав комплексных соединений - аммиакатов.

Благодаря образованию растворимых аммиакатов в водном растворе аммиака растворяются нерастворимые в Н 2 О оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей.

В частности, в аммиаке легко растворяются Аg 2 О, Cu 2 O, Cu(OH) 2 , AgCl;

Аg 2 О + 4NH 3 + Н 2 О = 2 [Аg(NH 3) 2 ]OH гидроксид диамминсеребра (I)

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 гидроксид тетраамминмеди (II)

AgCl + 2NH 3 = Cl хлорид диамминсеребра (I)

Аммиачные растворы Ag 2 O, Cu 2 O, Си(ОН) 2 используются как реактивы в качественном анализе (обнаружение альдегидов, многоатомных спиртов).

NH 3 - аминирующий агент в органическом синтезе.

Аммиак используют для синтеза алкиламинов, аминокислот и амидов, например:

2NH 3 + С 2 Н 5 Вr → С 2 Н 5 NH 2 + NH 4 Br этиламин

2NH 3 + CH 2 ClCOOH → H 2 N-CH 2 -COOH + NH 4 Cl глицин

Соли аммония

В солях аммония катион NH 4 + играет роль катиона щелочного металла (например, К +). Все соли аммония - кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Некоторые из них окрашены за счет анионов. В водных растворах полностью диссоциируют:

NH 4 NO 3 → NH 4 + + NO 3 -

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → 2NH 4 + + Сr 2 O 7 2-

Способы получения

1. Пропускание аммиака через растворы кислот (см. хим. св-ва NH 3).

2. Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами: NH 3 (г.) + НВr (г.) = NH 4 Br (тв.)

Химические свойства

(специфические для солей аммония)

1.Сильные основания вытесняют NH 3 из солей аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + Н 2 О

(NH 4) 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NH 3 + 2Н 2 О

Это качественная реакция на ион NH 4 + (выделяющийся NH 3 определяют по запаху или по посинению влажной красной лакмусовой бумажки).

2. При нагревании соли аммония разлагаются:

a) при разложении солей аммония, содержащих неокисляющий анион, выделяется NH 3:

NH 4 Cl → NH 3 + HCl

(NH 4) 2 SO 4 → NH 3 + NH 4 HSO 4

(NH 4) 3 PO 4 → 3NH 3 + H 3 PO 4

(NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2 + Н 2 О

NH 4 HCO 3 → NH 3 + CO 2 + Н 2 О;

б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2Н 2 О

NH 4 NO 2 = N 2 + 2Н 2 О

(NH 4)2Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4Н 2 О

3. В водных растворах соли аммония гидролизуются по катиону:

NH 4 + + Н 2 О → NH 3 Н 2 О +H +