Nh3 какие свойства проявляет

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH4Cl    +  Са(OH)2   →   CaCl2  + 2NH3  +   2Н2O

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca3N2    +   6H2O  →  ЗСа(OH)2    +    2NH3

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N2    +   3Н2    ⇄    2NH3

Процесс проводят при температуре 500-550оС и в присутствии катализатора.  Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H+), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH3   +   H2O    ⇄    NH4+   +   OH–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH3    +    H2SO4    →    NH4HSO4

2NH3   +   H2SO4    →   (NH4)2SO4

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH3    +    H2O   + CO2  →    NH4HCO3

2NH3   +   H2O   + CO2    →   (NH4)2CO3

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH3   +   HCl  →   NH4Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO4  + 2NH3  + 2H2O  →  Fe(OH)2  + (NH4)2SO4

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH3    +  CuCl2  →  [Cu(NH3)4]Cl2

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH3    +   Cu(OH)2   → [Cu(NH3)4](OH)2

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH3    +   3O2    →  2N2   +   6H2O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH3    +   5O2    →    4NO  +   6H2O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH3   +    2Na   →   2NaNH2   +  H2

 Также возможно образование Na2NH,  Na3N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH3    +   2Al   →   2AlN   +   3H2

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH3    +   3Cl2    →  N2   +   6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH3    +   3H2O2    →  N2   +   6H2O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH3    +   3CuO   →    3Cu   +   N2   +   3H2O

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Аммиак – нитрид водорода.

Формула (
mathrm{NH} 3
). Молярная масса – 17 г / моль.

Физические свойства аммиака

Аммиак ((
mathrm{NH} 3
)) представляет собой бесцветный газ с сильным запахом (запах «аммиака»), более легкий, чем воздух, растворимый в воде (один объем воды растворяется до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (масса) аммиака и имеет плотность 0,91 г / см3.

Связи между атомами в молекуле аммиака являются ковалентными. Общий вид молекулы (
mathrm{AB3}
). Все валентные орбитали атома азота входят в гибридизацию, поэтому тип гибридизации молекулы аммиака равен (
mathrm{sp} 3
). Аммиак имеет геометрическую структуру типа (
mathrm{AB3E}
) – тригональную пирамиду (рис.1).

Химические свойства аммиака

Химически аммиак довольно активен: он реагирует со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» минимальна, поэтому аммиак обладает только снижающими свойствами.

Когда аммиак нагревается с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом, образуется азот:

(
2 mathrm{NH} 3+3 mathrm{Br} 2=mathrm{N} 2+6 mathrm{HBr}
)

(
2 mathrm{NH} 3+3 mathrm{CuO}=3 mathrm{Cu}+mathrm{N} 2+3 mathrm{H} 2 mathrm{O}
)

(
4 mathrm{NH} 3+3 mathrm{O} 2=2 mathrm{N} 2+6 mathrm{H} 2 mathrm{O}
)

В присутствии катализатора аммиак может быть окислен до оксида азота (II):

(
4 mathrm{NH} 3+5 mathrm{O} 2=4 mathrm{NO}+6 mathrm{H} 2 mathrm{O}
)(катализатор представляет собой платину)

В отличие от водородных соединений неметаллов групп VI и VII аммиак не проявляет кислотных свойств. Однако атомы водорода в молекуле все еще могут быть замещены атомами металла. При полной замене водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также могут быть получены прямым взаимодействием азота с металлом при высокой температуре.

Основные свойства аммиака обусловлены наличием одиночной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

(
mathrm{NH} 3+mathrm{H} 2 mathrm{O} mapsto mathrm{NH} 4 mathrm{OH} leftrightarrow mathrm{NH} 4++mathrm{OH}-
)

Когда аммиак взаимодействует с кислотами, образуются соли аммония, которые разлагаются при нагревании:

(
mathrm{NH} mathbf{Z}+mathrm{HCl}=mathrm{NH} 4 mathrm{Cl}
)

(
mathrm{NH} 4 mathrm{Cl}=mathrm{NH} 3+mathrm{HCl}
)(при нагревании)

Производство аммиака

Выделяют промышленные и лабораторные методы производства аммиака. В лаборатории аммиак получается при действии щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

(
mathrm{NH} 4 mathrm{Cl}+mathrm{KOH}=mathrm{NHZ} uparrow+mathrm{KCl}+mathrm{H} 2 mathrm{O}
)

(
mathrm{NH} 4++mathrm{OH}-=mathrm{NH} 3 uparrow+mathrm{H} 2 mathrm{O}
)

Эта реакция является качественной на ионах аммония.

Применение аммиака

Производство аммиака является одним из важнейших технологических процессов в мире. Ежегодно в мире производится около 100 миллионов тонн аммиака. Выделение аммиака осуществляется в жидкой форме или в виде 25% -ного водного раствора аммиачной воды. Основными направлениями использования аммиака являются производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений), соли аммония, мочевина, гексамин, синтетические волокна (нейлон и нейлон). Аммиак используется в качестве хладагента в промышленном холодильном оборудовании, как отбеливатель при чистке и окрашивании хлопка, шерсти и шелка.

Примеры решения проблем

ПРИМЕР 1