Аммиак
Аммиак – NH3
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 (NH2)2CO, 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 NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
1. Строение молекулы
Водородная связь — это химическая связь между атомами водорода одной молекулы и атомами очень электроотрицательных элементов (фтора, кислорода, азота), имеющих неподеленные электронные пары другой молекулы.
Это очень слабая связь — примерно в 15—20 раз слабее ковалентной. Благодаря ей некоторые низкомолекулярные вещества (т. е. имеющие небольшую молекулярную массу) образуют ассоциаты, что приводит к повышению температур плавления и кипения веществ.
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 NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.
В лаборатории
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O
(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4+ 2H2O
Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается:
NH4OH ↔ NH3↑ + H2O
В промышленности
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж
Условия:
катализатор – пористое железо
температура – 450 – 500 ˚С
давление – 25 – 30 МПа
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).
При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:
4. Химические свойства аммиака
Реакции, идущие с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
N-3 → N0 → N+2
NH3 – сильный восстановитель.
1. Взаимодействие аммиака с кислородом
А. Горение аммиака (при нагревании)
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2О
Б. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Видео " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"
2. Взаимодействие аммиака с с оксидами металлов
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O
3. Взаимодействие аммиака с сильными окислителями
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагревании)
4. Разложение аммиака (аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается)
2NH3↔ N2 + 3H2
Реакции, идущие без изменения степени окисления атома азота (присоединение)
Реакции без изменения степени окисления атома азота - образование иона аммония NH4+ по донорно-акцепторному механизму
Три неспаренных электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 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 NH4+.
А. Взаимодействие аммиака с водой:
Видео "Фонтан"
Видео "Растворение аммиака в воде"
NH3 + H2О ↔ NH4ОН ↔ NH3*H2О
(гидроксид аммония)
Раствор аммиака в воде - это основание. Его можно обнаружить по посинению влажной лакмусовой бумажки
Б. Взаимодействие аммиака с кислотами:
NH3 + HCl → NH4Cl (соль хлорид аммония)
NH3 + HNO3 → NH4NO3 (соль нитрат аммония)
NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (соль сульфат аммония)
Видео "Качественная реакция на аммиак"
Видео - Эксперимент "Дым без огня"
Видео - Эксперимент "Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами"
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% NH3. 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. Егоприменяют 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 реакций обмена - полные и сокращенные ионные уравнения.