ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Аммиак — нитрид водорода.
Формула – NH 3 . Молярная масса – 17 г/моль.
Физические свойства аммиака
Аммиак (NH 3) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см 3 .
Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB 3 . В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp 3 . Аммиак имеет геометрическую структуру типа AB 3 E – тригональная пирамида (рис. 1).
Рис. 1. Строение молекулы аммиака.
Химические свойства аммиака
В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.
При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор – платина)
В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.
Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагревании)
Получение аммиака
Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O
Эта реакция является качественной на ионы аммония.
Применение аммиака
Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Каковы масса и объем аммиака, которые потребуются для получения 5т нитрата аммония? |
| Решение |
Запишем уравнение реакции получения нитрата аммония из аммиака и азотной кислоты:
NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 По уравнению реакции количество вещества нитрата аммония равно 1 моль — v(NH 4 NO 3) = 1моль. Тогда, масса нитрата аммония, рассчитанная по уравнению реакции: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 т Согласно уравнению реакции, количество вещества аммиака также равно 1 моль — v(NH 3) = 1моль. Тогда, масса аммиака, рассчитанная по уравнению: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3); m(NH 3) = 1×17 = 17 т Составим пропорцию и найдем массу аммиака (практическую): х г NH 3 – 5 т NH 4 NO 3 17 т NH 3 – 80 т NH 4 NO 3 х = 17×5/80 = 1,06 m(NH 3) = 1,06 т Аналогичную пропорцию составим для нахождения объема аммиака: 1,06 г NH 3 – х л NH 3 17 т NH 3 – 22,4×10 3 м 3 NH 3 х = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4×10 3 м 3 |
| Ответ | Масса аммиака — 1,06 т, объем аммиака — 1,4×10 м |
Аммиак (NH 3) — один из наиболее распространенных промышленных химикатов, используется в промышленности и торговле.
Аммиак, для чего нужен он нашему организму? Оказывается, он постоянно образуется во всех органах и тканях и является незаменимым веществом во многих биологических процессах, служит предшественником для образования аминокислот и синтеза нуклеотидов. В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих органических соединений.
Химические и физические свойства аммиака
- При комнатной температуре аммиак — раздражающий газ без цвета с острым удушающим запахом;
- в чистом виде известен как безводный аммиак;
- гигроскопичен (легко впитывает влагу);
- обладает щелочными свойствами, едкий легко растворяется в воде;
- легко сжимается и образует прозрачную жидкость под давлением.
Где используется аммиак?
Около 80% аммиака используется для изготовления промышленных товаров.
Аммиак используется в сельском хозяйстве как удобрение.
Присутствует в холодильных установках для очистки водного состава.
Применяется в производстве пластика, взрывчатых веществ, текстиля, пестицидов, красителей и других химических веществ.
Содержится во многих бытовых и промышленных моющих растворах. Бытовые средства, содержащие аммиак, изготавливаются с добавлением 5-10% аммиака, концентрация аммиака в промышленных растворах выше — 25%, что делает их более едкими.
Как аммиак влияет на человеческий организм?
Большинство людей контактируют с аммиаком, вдыхая его как газ или испарения. Поскольку аммиак существует в природе и имеется в моющих средствах, они могут быть его источниками.
Широкое использование аммиака в сельскохозяйственных и промышленных районах также означает, что повышение его концентрации в воздухе может произойти во время случайных выбросов или преднамеренных терактов.
Безводный газообразный аммиак легче воздуха и поэтому высоко поднимается, поэтому в целом он рассеивается и не накапливается в низинах. Однако при наличии сырости (повышенная относительная влажность) сжиженный безводный аммиак формирует испарения тяжелее воздуха. Эти пары могут разноситься над поверхностью земли или над низинами.
Как действует аммиак?
Аммиак начинает взаимодействовать сразу после контакта с влагой на поверхности кожи, глаз, рта, дыхательных путей и частично слизистых поверхностей и формирует очень едкий гидроксид аммония . Гидроксид аммония вызывает некроз тканей из-за нарушения клеточных мембран, ведет к разрушению клеток. Как только протеин и клетки распадаются, вода извлекается в результате воспалительной реакции, что приводит к дальнейшему повреждению.
Каковы симптомы отравления аммиаком?
Дыхание . Запах аммиака в носу раздражающий и едкий. Контакт с аммиаком высокой концентрации в воздухе приводит к жжению в носу, горле и дыхательных путях. Это может привести к бронхиолярному и альвеолярному отеку и поражению дыхательных путей в результате дыхательной недостаточности. Вдыхание низкой концентрации может вызвать кашель, раздражение носа и горла. Запах аммиака достаточно рано предупреждает о его присутствии, но аммиак также ведет к ослаблению обоняния, что снижает возможность заметить его в воздухе при низкой концентрации.
Дети, подвергающиеся воздействию такого же количества аммиака, как и взрослые, получают бОльшую дозу, так как поверхность их легких относительно тела гораздо больше. К тому же, они могут сильнее подвергаться воздействию аммиака из-за низкого роста — они находятся ближе к земле, где концентрация паров выше.
Контакт с кожей или глазами . Контакт с аммиаком низкой концентрации в воздухе или жидкостях может вызвать быстрое раздражение глаз или кожи. Более высокие концентрации аммиака могут привести к серьезным травмам и ожогам . Контакт с концентрированными аммиачными жидкостями, такими как промышленные моющие средства, может вызвать коррозионные повреждения, включая ожоги кожи, поражение глаз или слепоту . Высшая степень поражения глаза может не быть видимой в течение недели после контакта. Контакт со сжиженным аммиаком может также вызвать отморожения .
Употребление с пищей . Получение высокой концентрации аммиака через глотание раствора с аммиаком может привести к повреждениям рта, горла и желудка.
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 бесцветный газ с резким запахом, температура плавления 80° С, температура кипения 36° С, хорошо растворяется в воде, спирте и ряде других органических растворителей. Синтезируют из азота и водорода . В природе образуется при разложении азотсодержащих органических соединений.
Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков . На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.
Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком Джозефом Пристли . Он нагревал нашатырь (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака гидролиз нитрида магния: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 .
Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «аммониак» от латинского названия нашатыря sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.
Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH 3 + HCl ® NH 4 Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.
К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного продукта при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 м 3) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.
Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN 2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 или из цианида натрия: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.
В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака (см . ГАБЕР, ФРИЦ). В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном катализаторе с добавками при температуре 420500° С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).
Аммиак бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до 33,3° С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до 77,7° С. Молекула NH 3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH 3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог.
Между молекулами аммиака существуют водородные связи. Хотя они и не такие прочные, как между молекулами воды, эти связи способствуют сильному притяжению между молекулами. Поэтому физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами других гидридов элементов той же подгруппы (PH 3 , SbH 3 , AsH 3). Так, у ближайшего аналога аммиака фосфина РН 3 температура кипения равна 87,4° С, а температура плавления 133,8° С, несмотря на то, что молекула PH 3 вдвое тяжелее молекулы NH 3 . В твердом аммиаке каждый атом азота связан с шестью атомами водорода тремя ковалентными и тремя водородными связями. При плавлении аммиака рвутся только 26% всех водородных связей, еще 7% разрываются при нагреве жидкости до температуры кипения. И лишь выше этой температуры исчезают почти все оставшиеся между молекулами связи.
Среди прочих газов аммиак выделяется своей огромной растворимостью в воде: при нормальных условиях 1 мл воды способен поглотить больше литра газообразного аммиака (точнее, 1170 мл) с образованием 42,8%-ного раствора. Если рассчитать соотношение NH 3 и H 2 O в насыщенном при нормальных условиях растворе, то получится, что одна молекула аммиака приходится на одну молекулу воды. При сильном охлаждении такого раствора (примерно до 80° C) образуютсмя кристаллы гидрата аммиака NH 3 ·H 2 O Известен также гидрат состава 2NH 3 ·H 2 O.
Водные растворы аммиака обладают уникальным среди всех щелочей свойством: их плотность снижается с увеличением концентрации раствора (от 0,99 г/см 3 для 1%-ного раствора до 0,73 г/см 3 для 70%-ного). В то же время аммиак довольно легко «выгнать» назад из водного раствора: при комнатной температуре давление пара над 25%-ным раствором составляет две трети атмосферного, над 4%-ным раствором 26 мм рт.ст. (3500 Па) и даже над очень разбавленным 0,4%-ным раствором оно все еще равно 3 мм рт.ст. (400 Па). Неудивительно, что даже слабые водные растворы аммиака имеют отчетливый запах «нашатырного спирта», а при хранении в неплотно закупоренной посуде они довольно быстро «выдыхаются». Непродолжительным кипячением можно полностью удалить аммиак из воды.
На высокой растворимости аммиака в воде основан красивый демонстрационный опыт. Если в перевернутую колбу с аммиаком через узкую трубочку, соединяющую колбу с сосудом с водой, впустить несколько капель воды, газ быстро растворится в ней, давление понизится, и под действием атмосферного давления вода из сосуда с растворенным в ней индикатором (фенолфталеином) с силой устремится в колбу. Там она тут же окрасится в малиновый цвет из-за образования щелочного раствора.
Аммиак химически довольно активен и вступает во взаимодействие со многими веществами. В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Смеси аммиака с воздухом при его содержании от 15 до 28% взрывоопасны. В присутствии катализаторов реакция с кислородом приводит к оксидам азота. При растворении аммиака в воде образуется щелочной раствор, который иногда называют гидроксидом аммония. Однако это название не вполне точное, поскольку в растворе сначала образуется гидрат NH 3 ·H 2 O, который затем частично распадается на ионы NH 4 + и OH. Условно NH 4 OH считают слабым основанием, при расчете его степени диссоциации предполагается, что весь аммиак в растворе находится в виде NH 4 OH, а не в виде гидрата.
Аммиак благодаря неподеленной паре электронов образует огромное количество комплексных соединений с ионами металлов так называемых амминокомплексов или аммиакатов. В отличие от органических аминов, в этих комплексах с атомом азота всегда связаны три атома водорода.
Как и в случае воды, комплексообразование с аммиаком часто сопровождается изменением окраски вещества. Так, белый порошок сульфата меди при растворении в воде дает голубой раствор медного купороса в результате образования аквакомплекса 2+ . А при добавлении аммиака этот раствор окрашивается в интенсивный сине-фиолетовый цвет, принадлежащий амминокомплексу 2+ . Аналогично безводный хлорид никеля(II) имеет золотисто-желтый цвет, кристаллогидрат Cl 2 зеленый, а аммиакат Cl 2 светло-голубой. Многие амминокомплексы достаточно устойчивы и могут быть получены в твердом состоянии. Твердый комплекс аммиака с хлоридом серебра был использован Майклом Фарадеем для сжижения аммиака. Фарадей нагревал комплексную соль в одном колене запаянной стеклянной трубки, а в другом колене, помещенном в охлаждающую смесь, собирался под давлением жидкий аммиак. Необычными свойствами обладает аммиачный комплекс тиоцианата (роданида) аммония. Если сухую соль NH 4 NCS, охлажденную до 0° C, поместить в атмосферу аммиака, то соль «растает» и превратится в жидкость, содержащую 45% аммиака по массе. Эту жидкость можно хранить в склянке с притертой пробкой и использовать в качестве своеобразного «склада» аммиака.
Сильные водородные связи приводят к сравнительно высокой (по сравнению с другими газами) теплоте испарения аммиака 23,3 кДж/моль. Это в 4 раза больше теплоты испарения жидкого азота и в 280 раз больше, чем у жидкого гелия. Поэтому жидкий гелий вообще невозможно налить в обычный стакан он немедленно испарится. С жидким азотом такой опыт провести можно, но значительная его часть испарится, охлаждая сосуд, а оставшаяся жидкость тоже выкипит довольно быстро. Поэтому обычно сжиженные газы в лабораториях хранят в специальных сосудах Дьюара с двойными стенками, между которыми вакуум. Жидкий аммиак, в отличие от других сжиженных газов, можно держать в обычной химической посуде стаканах, колбах, он при этом испаряется не слишком быстро. Если же налить его в сосуд Дьюара, то в нем он будет храниться очень долго. И еще одно удобное свойство жидкого аммиака: при комнатной температуре давление пара над ним сравнительно невелико, поэтому при длительных экспериментах с ним можно работать в запаянных стеклянных ампулах, которые такое давление легко выдерживают (попытка проделать подобный эксперимент с жидким азотом или кислородом неминуемо привела бы к взрыву). Большая теплота испарения жидкого аммиака позволяет использовать это вещество в качестве хладагента в различных холодильных установках; испаряясь, жидкий аммиак очень сильно охлаждается. В домашних холодильниках раньше тоже был аммиак (теперь в основном фреоны). Хранят жидкий аммиак в герметичных баллонах.
Внешне жидкий аммиак похож на воду. Сходство этим не ограничивается. Как и вода, жидкий аммиак прекрасный растворитель как для ионных, так и для неполярных неорганических и органических соединений. В нем легко растворяются многие соли, которые, как и в водных растворах, диссоциируют на ионы. Однако химические реакции в жидком аммиаке часто протекают совсем не так, как в воде. Прежде всего это связано с тем, что растворимость одних и тех же веществ в воде и в жидком аммиаке может различаться очень сильно, что видно из следующей таблицы, в которой приведена растворимость (в граммах на 100 г растворителя) некоторых солей в воде и в жидком аммиаке при 20° С:
| Вещество | AgI | Ba(NO 3) 2 | KI | NaCl | KCl | BaCl 2 | ZnCl 2 |
| Растворимость в воде | 0 | 9 | 144 | 36 | 34 | 36 | 367 |
| Растворимость в аммиаке | 207 | 97 | 182 | 3 | 0,04 | 0 | 0 |
Поэтому в жидком аммиаке легко протекают такие обменные реакции, которые немыслимы для водных растворов, например, Ba(NO 3) 2 + 2AgCl ® BaCl 2 + 2AgNO 3 . Молекула NH 3 сильный акцептор ионов водорода, поэтому если в жидком аммиаке растворить слабую (в случае водных растворов) уксусную кислоту, то она будет диссоциировать полностью, то есть станет очень сильной кислотой: CH 3 COOH + NH 3 ® NH 4 + + CH 3 COO. В среде жидкого аммиака значительно усиливаются (по сравнению с водными растворами) и кислотные свойства солей аммония. Ион аммония в жидком аммиаке обладает многими свойствами, характерными для иона водорода в водных растворах. Поэтому в жидком аммиаке нитрат аммония легко реагирует, например, с магнием с выделением водорода или с пероксидом натрия: 2NH 4 NO 3 + Mg ® Mg(NO 3) 2 + 2NH 3 + H 2 ; Na 2 O 2 + 2NH 4 NO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O 2 + 2NH 3 . С помощью реакций в жидком аммиаке впервые были выделены пероксиды магния, кадмия и цинка: Zn(NO 3) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2 , получен в чистом виде кристаллический нитрит аммония: NaNO 2 + NH 4 Cl ® NH 4 NO 2 + NaCl, проведены многие другие необычные превращения, например, 2K + 2CO ® K 2 C 2 O 2 . Последнее соединение содержит тройную ацетиленовую связь и имеет строение K + OСєCOK + .
Большое сродство жидкого аммиака к ионам Н + позволяет провести эффектный опыт по «пластификации» дерева. Дерево в основном состоит из целлюлозы: длинные полимерные цепи молекул целлюлозы соединяются между собой с помощью водородных связей между гидроксильными группами OH (иногда их называют водородными мостиками). Одна водородная связь довольно слабая, но так как молекулярная масса целлюлозы достигает 2 миллионов, а мономерных звеньев (глюкозных остатков) в молекуле свыше 10 тысяч, длинные молекулы целлюлозы сцеплены друг с другом очень прочно. Жидкий аммиак с легкостью разрушает водородные мостики, связывая атомы водорода в ионы NH 4 + , и в результате молекулы целлюлозы приобретают способность скользить относительно друг друга. Если деревянную палочку опустить на некоторое время в жидкий аммиак, то ее можно гнуть как угодно, как будто она сделана не из дерева, а из алюминия. На воздухе аммиак через несколько минут испарится, и водородные связи снова восстановятся, но уже в другом месте, а деревянная палочка вновь станет жесткой и при этом сохранит ту форму, которую ей придали.
Из растворов различных веществ в жидком аммиаке, без сомнения, самые интересные это растворы щелочных металлов. Такие растворы вызывают живейший интерес ученых уже более ста лет. Впервые растворы натрия и калия в жидком аммиаке были получены в 1864. Спустя несколько лет было обнаружено, что если дать аммиаку спокойно испариться, то в осадке останется чистый металл, как это бывает с раствором соли в воде. Такая аналогия, однако, не совсем точна: щелочные металлы, хотя и медленно, с аммиаком все же реагируют с выделением водорода и образованием амидов: 2K + 2NH 3 ® 2KNH 2 + H 2 . Амиды стабильные кристаллические вещества, энергично взаимодействующие с водой с выделением аммиака: KNH 2 + H 2 O ® NH 3 + KOH.
При растворении металла в жидком аммиаке объем раствора всегда больше суммарного объема компонентов. В результате такого разбухания раствора его плотность непрерывно падает с увеличением концентрации (чего не бывает у водных растворов солей и других твердых соединений). Концентрированный раствор лития в жидком аммиаке самая легкая при обычных условиях жидкость, ее плотность при 20° C всего лишь 0,48 г/см 3 (легче этого раствора только сжиженные при низких температурах водород, гелий и метан).
Свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла, а вместо анионов электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают разбавленным растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Электрический ток такие растворы проводят плохо. Но с повышением концентрации растворенного металла, когда электроны приобретают способность перемещаться в растворе, электропроводность увеличивается исключительно сильно иногда в триллионы раз, приближаясь к электропроводности чистых металлов! Разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке сильно различаются и по другим физическим свойствам. Так, растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами: они имеют отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Иногда даже трудно поверить, что это растворы одного и того же вещества в одном и том же растворителе. И здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке самый легкоплавкий «металл», который замерзает лишь при 183° C, то есть при температуре сжижения кислорода.
Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это в основном зависит от температуры. При температуре кипения насыщенный раствор содержит примерно 15% (мольных) щелочного металла. С повышением температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла. Это значит, что расплавленный щелочной металл (цезий, например, уже при 28,3° C) смешивается с жидким аммиаком в любых соотношениях. Аммиак из концентрированных растворов испаряется медленно, так как давление его насыщенных паров стремится к нулю при увеличении концентрации металла.
Еще один очень интересный факт: разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом. Для водных растворов это редкое явление. Если же, допустим, в 100 г жидкого аммиака внести 4 г натрия при температуре 43° C, то образующийся раствор сам собой расслоится на две жидкие фазы. Одна из них, более концентрированная, но менее плотная, окажется сверху, а разбавленный раствор с большей плотностью внизу. Заметить границу между растворами легко: верхняя жидкость обладает металлическим бронзовым блеском, а нижняя имеет чернильно-синий цвет.
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. Тем не менее этот газ токсичен. К счастью, человек способен почувствовать запах аммиака в воздухе уже в ничтожной концентрации 0,0005 мг/л, когда еще нет большой опасности для здоровья. При повышении концентрации в 100 раз (до 0,05 мг/л) проявляется раздражающее действие аммиака на слизистую оболочку глаз и верхних дыхательных путей, возможна даже рефлекторная остановка дыхания. Концентрацию 0,25 мг/л с трудом выдерживает в течение часа даже очень здоровый человек. Еще более высокие концентрации вызывают химические ожоги глаз и дыхательных путей и становятся опасными для жизни. Внешние признаки отравления аммиаком могут быть весьма необычными. У пострадавших, например, резко снижается слуховой порог: даже не слишком громкие звуки становятся невыносимы и могут вызвать судороги. Отравление аммиаком вызывает также сильное возбуждение, вплоть до буйного бреда, а последствия могут быть весьма тяжелыми до снижения интеллекта и изменения личности. Очевидно, аммиак способен поражать жизненно важные центры, так что при работе с ним надо тщательно соблюдать меры предосторожности.
Илья Леенсон
Аммиак является газообразным веществом с резким неприятным запахом. Какими свойствами он обладает, и с какими веществами вступает в реакции?
Строение молекулы
Электронная формула аммиака выглядит следующим образом:
Рис. 1. Электронная формула аммиака.
Из четырех электронных пар при атоме азота – три общие и одна неподеленная. В образовании молекулы NH 3 участвуют три неспаренных p-электрона атома азота, электронные орбитали которых взаимно перпендикулярны, и 1s-электроны трех атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды: в углах треугольника находятся атомы водорода, а в вершине пирамиды – атом азота. Угол между связями H-N-H равен 107,78 градусов.
Физические свойства
Аммиак – газ не имеющий цвета с характерным резким запахом. Температура кипения аммиака – -33,4 градуса по Цельсию, плавления – -77,8 градусов.
Аммиак хорошо растворяется в воде (при 20 градусах в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор имеет плотность аммиака 0,91 г/см3.
Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.
Рис. 2. Нашатырный спирт.
Несколько хуже аммиак растворим в органических растворителях (спирт, ацетон, хлороформ, бензол). Аммиак хорошо растворяет многие азотосодержащие вещества.
Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения (при -50 градусах 145 кДж/кг, при 0 градусах 1260 кДж/кг, при 50 градусах 1056 кДж/кг).
Молярная масса и молекулярная масса аммиака равна 17
Химические свойства
В химическом отношении аммиак довольно активен. реакции, в которых участвует аммиак, сопровождаются либо изменением степени окисления азота, либо образованием особого вида ковалентной связи. Большая растворимость химического вещества в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами.
Аммиак способен реагировать со следующими веществами:
- при взаимодействии с кислотами аммиак нейтрализует их, образуя при этом соли аммония:
NH 3 +HCl=NH 4 Cl
- при взаимодействии с галогенами аммиак обычно окисляется до свободного азота:
8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br
- в смеси с кислородом аммиак горит зеленовато-желтым пламенем:
4NH 3 +3O 2 =6H 2 O+2N 2
- при нагревании аммиак восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:
3CuO+2NH 3 =3Cu+N 2 +3H 2 O
– с помощью данной реакции можно получить кислород в лабораторных условиях.
Получение и применение
В лаборатории аммиак получают, нагревая хлоридом амония NH 4 Cl с гашеной известью Ca(OH) 2:
2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 =CaCl+2NH 3 +2H 2 O
– выделяющийся аммиак содержит пары воды.
В промышленности аммиак получают из азота и водорода. Реакция синтеза аммиака протекает с выделением тепла и уменьшением объема:
N 2 +3H 2 =2NH 3
Температура, необходимая для проведения синтеза аммиака, достигается путем предварительного подогрева азото-водородной смеси и за счет выделения реакционного тепла. Катализатором синтеза аммиака является губчатое железо, активированное некоторыми металлами. Сероводород, кислород, оксид и диоксид углерода, пары и другие смеси, содержащиеся в азото-водородной смеси, резко понижают активность катализатора. Синтез ведут при при температуре 500-550 градусов и давлении от 15 до 100 МПа.
Схема установки синтеза аммиака выглядит так:
Рис. 3. Схема производства аммиака.
Большая часть синтезируемого в промышленности аммиака используется для получения азотной кислоты и других азотосодержащих веществ. На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках.
Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах в качестве слабого легколетучего основания. Также водные растворы используют в медицине и быту.
Что мы узнали?
Изучение аммиака входит в обязательный школьный курс химии. Аммиак – химическое соединение, в состав которого входит азот и водород. Газ является бесцветным веществом с ярко выраженным запахом и вступает в реакции с кислотами, водой, галогенами, кислородом и другими сложными и простыми веществами.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 143.
