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.

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

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.

Физические свойства.

Под обычным давлением аммиак сжижается при -33 °С и затвердевает при -78 °С. Теплота плавления NH 3 составляет 6 кДж/моль. Критическая температура аммиака 132 °С, критическое давление - 112 атм. Содержащие его баллоны должны быть окрашены в жёлтый цвет и иметь чёрную надпись "Аммиак".

Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом ("нашатырного спирта"). Растворимость его в воде больше, чем всех других газов: один объём воды поглощает при 0 °С около 1200, а при 20 °С - около 700 объёмов NH 3 . Продажный концентрированный раствор имеет обычно плотность 0,91 г/см 3 и содержит 25 вес.% NH 3 (т.е. близок к составу NH 3 ·3H 2 O).

С ассоциацией жидкого аммиака связана его большая теплота испарения (23,4 кДж/моль). Так как критическая температура аммиака лежит высоко (+132 °С) и при испарении его от окружающей среды отнимается много тепла, жидкий аммиак может служить рабочим веществом холодильных машин. r по воздуху = M NH 3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

Жидкий аммиак является хорошим растворителем для очень большого числа органических соединений, а также многих неорганических. Например, хорошо растворяется в жидком аммиаке элементарная сера, крепкие растворы которой имеют красный цвет [и ниже +18 °С содержат сольват S(NH 3) 2 ]. Из солей лучше других растворимы производные аммония и щелочных металлов, причём по ряду Cl-Br-I растворимость солей возрастает. Примерами могут служить следующие данные (г/100 г NH 3 при 25 °С):

NH 4 Cl NH 4 Br NH 4 I KCl KВr KI AgCl AgBr AgI 103 238 369 0,04 13,5 182 0,83 5,9 207

Подобный же ход изменения растворимости галогенидов характерен и для ряда других катионов. Хорошо растворимы в жидком аммиаке также многие нитраты (и КМnO 4). Напротив, оксиды, фториды, сульфаты и карбонаты, как правило, в нём нерастворимы.

Пользуясь различием растворимости солей в жидком NH 3 и воде, можно иногда осуществлять обращение обычно наблюдаемых реакций ионного обмена. Например, равновесие по схеме:

2 AgNO 3 + BaBr 2 Ы 2 AgBr + Ba(NO 3) 2

В водной среде практически нацело смещается вправо (из-за нерастворимости АgBr), а в аммиачной среде - влево (из-за нерастворимости ВаВr 2).

Характерным свойством аммиака как ионизирующего растворителя является его резко выраженное выравнивающее влияние на диссоциацию различных электролитов. Например, несоизмеримые друг с другом по диссоциации в водной среде HClO 4 и HCN в жидком аммиаке характеризуются почти одинаковыми константами диссоциации (5·10 -3 и 2·10 -3). Соли ведут себя в жидком аммиаке как электролиты средней силы или слабые (например, К = 2·10 -3 для КВr). Хлориды обычно бывают диссоциированы несколько менее, а иодиды - несколько более, соответствующих бромидов.

Особенностью жидкого аммиака является его способность растворять наиболее активные металлы, причём последние подвергаются ионизации. Например, разбавленный раствор металлического натрия имеет синий цвет, проводит электрический ток подобно растворам электролитов и содержит катионы Na+ (cольватированные аммиаком) и анионы (NH 3) x - . Центральной частью такого сложного аниона является свободный электрон, находящийся в поляризационном взаимодействии с окружающей средой (полярон). При более высоких концентрациях Na его раствор приобретает вид бронзы и проявляет металлическую электропроводность, т. е. наряду с сольватированным аммиаком содержатся и свободные электроны. Ниже -42 °С синяя и бронзовая фазы способны сосуществовать, не смешиваясь. Длительное хранение растворов натрия в жидком аммиаке сопровождается их обесцвечиванием в результате очень медленной реакции по схеме:

2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2 ­ .

C цезием (растворимость 25 молей на 1000 г NH 3 при -50 °С) аналогичная реакция протекает за несколько минут.

Растворённый в аммиаке металл имеет тенденцию к отщеплению валентных электронов, что создаёт возможность проведения своеобразных реакций вытеснения. Например, пользуясь растворимостью в жидком аммиаке КСl и нерастворимостью СаСl 2 , можно осуществить выделение калия кальцием по схеме:

2 КСl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.

Имеется интересное указание на то, что пропитка жидким аммиаком сильно повышает пластичность древесины. Это позволяет сравнительно легко придавать ей те или иные заданные формы, которые после удаления аммиака сохраняются.

Растворение аммиака в воде сопровождается выделением тепла (около 33 кДж/моль). Влияние температуры на растворимость иллюстрируется приводимыми ниже данными, показывающими число весовых частей NH 3 , поглощаемое одной весовой частью воды (под давлением аммиака, равным атмосферному):

Температура °С	-30	0	10	30	50	80	100
Растворимость	2,78	0,87	0,63	0,40	0,23	0,15	0,07

Максимальной электропроводностью обладает при обычных условиях приблизительно 3 н раствор аммиака. Растворимость его в органических растворителях значительно меньше, чем в воде.

Химические свойства.

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус - синий; фенолфталеин - малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH 3 + Н 2 O <--> NH 4 OH <--> NH 4 + + OH -

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH 3 + HCl ® NH 4 Cl
2NH 3 + H 2 SO 4 ® (NH 4) 2 SO 4
NH 3 + H 2 O + CO 2 ® NH 4 HCO 3

Аммиак - восстановитель (окисляется до N 2 +1 O или N +2 O)

1. Разложение при нагревании

2N -3 H 3 - t° ® N 2 0 + 3H 2

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6Н 2 O

b) каталитическое окисление (kat = Pt)

4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6Н 2 O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu +2 O + 2N -3 H 3 ® 3Cu0 + N 2 0 + 3Н 2 O

При пропускании струи аммиака над нагретой CuO он окисляется до свободного азота. Окисление аммиака озоном ведёт к образованию NH 4 NO 3 . Интересно, что некоторое участие в таком окислении принимает, по-видимому, и смешанный с озоном обычный кислород.

Аммиак является хорошим горючим реактивного топлива. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования Н-связей. Однако они сравнительно слабы (около 4,2 кДж/моль). Вязкость жидкого аммиака почти в семь раз меньше вязкости воды. Его плотность (0,68 и 0,61 г/см 3 соответственно при -33 и +20 °С) также значительно меньше, чем у воды. Электрический ток жидкий аммиак практически не проводит, так как электролитическая диссоциация по схеме:

NH 3 + NH 3 Ы NH 4 + + NH 2 -

Ничтожно мала: ионное произведение = 2·10 -33 (при -50 °С).

Выше 0 °С (под давлением) жидкий аммиак смешивается с водой в любых соотношениях. На крепких растворах воды в аммиаке при 30 °С было показано, что её ионизация мала. Так, для 9 М раствора имеем / = 1·10 -11 .

Для химической характеристики аммиака основное значение имеют реакции трёх типов: присоединения, замещения водорода и окисления.

Наиболее характерные для аммиака реакции присоединения. В частности, при действии его на многие соли легко образуются кристаллические аммиакаты состава СаСl 2 ·8NH 3 , CuSO 4 ·4NH 3 и т.п., по характеру образования и устойчивости похожие на кристаллогидраты.

При растворении аммиака в воде происходит частичное образование гидроксида аммония:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH

В этом соединении радикал аммоний (NH 4) играет роль одновалентного металла. Поэтому электролитическая диссоциация NH 4 OH протекает по основному типу:

NH 4 OH Ы NH 4 + OH"

Объединяя оба эти уравнения, получаем общее представление о равновесиях, имеющих место в водном растворе аммиака:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH Ы NH 4 + OH"

Из-за наличия этих равновесий водный раствор аммиака (часто называемый просто "аммиаком") имеет резкий запах. Ввиду того что концентрация ионов ОН" в растворе невелика, NH 4 OH рассматривается как слабое основание. Гидроксид аммония является одним из важнейших химических реактивов, разбавленные растворы которого ("нашатырный спирт") применяются также в медицине и домашнем хозяйстве (при стирке белья и выводе пятен).

Анализ данных по распределению NH 3 между водой и органическими жидкостями показывает, что в гидратированной форме находится более 90% всего растворённого в воде аммиака. Для паровой фазы над водно-аммиачным раствором установлено наличие равновесия по схеме:

2 NH 3 + H 2 O Ы 2 NH 3 ·H 2 O + 75 кДж,

Характеризующегося значением К = 1·10 -4 при 20 °С.

Атом, молекула.

Молекула NH 3 имеет структуру треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Р HNH = 107,3°. Электроны связей Н-N довольно сильно смещены от водорода к азоту, поэтому молекула аммиака в целом характеризуется значительной полярностью.

Пирамидальная структура аммиака энергетически выгоднее плоской на 25 кДж/моль. Молекула полярна; связь N-H характеризуется энергией 389 кДж/моль, но для энергий последовательной диссоциации атомов водорода даются значения 435, 397 и 339 кДж/моль. Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями:

Интересным свойством молекул аммиака является их способность к структурной инверсии, т.е. к "выворачиванию наизнанку" путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Потенциальный барьер этой инверсии равен 25 кДж/моль, осуществлять её могут лишь молекулы, достаточно богатые энергией. Скорость инверсии сравнительно невелика - она в 1000 раз меньше скорости ориентации молекул NH 3 электрическим полем.

Получение.

Перевод свободного азота воздуха в связанное состояние осуществляется главным образом путём синтеза аммиака:

N 2 + 3 H 2 Ы 2 NH 3 + 92 кДж.

Принцип смещения равновесия показывает, что наиболее выгодными для образования аммиака условиями являются возможно более низкая температура и возможно более высокое давление. Однако даже при 700 °С скорость реакции настолько мала (и следовательно, равновесие устанавливается так медленно), что не может быть и речи о её практическом использовании. Напротив, при более высоких температурах, когда равновесное состояние устанавливается быстро, ничтожно малым становится содержание аммиака в системе. Таким образом, техническое проведение рассматриваемого процесса оказывается как будто невозможным, так как, ускоряя достижение равновесия при помощи нагревания, мы одновременно смещаем его положение в невыгодную сторону.

Существует, однако, средство ускорить достижение равновесного состояния без одновременного смещения равновесия. Таким часто помогающим средством является подходящий катализатор. Подходящим катализатором является металлическое железо (с примесями Al 2 O 3 и К 2 О). Процесс обычно ведут при температуре 400-600 °С (на катализаторе) и давлениях 100-1000 атм. После выделения аммиака из газовой смеси последняя вновь вводится в цикл.

В процессе поисков катализатора для синтеза аммиака было перепробовано около 20 тыс. различных веществ. Широко применяемый железный катализатор готовится обычно нагреванием тесной смеси FeO и Fe 2 O 3 (содержащий небольшие примеси Fe, Al 2 O 3 и КОН) в атмосфере состава 3Н 2 +N 2 . Так как Н 2 S, CO, CO 2 , водяной пар и кислород быстро "отравляют" катализатор, подаваемая к нему азотоводородная смесь должна быть тщательно освобождена от них. При правильном технологическом режиме катализатор бесперебойно работает в течение нескольких лет.

Для дальнейшего развития промышленности синтетического аммиака может оказаться существенным, что при давлениях в 2000 атм и выше синтез аммиака из азотоводородной смеси хорошо идёт и без специального катализатора. Практический выход аммиака при 850 °С и 4500 атм составляет 97%. Особенно важно то обстоятельство, что при сверхвысоких давлениях наличие в исходных газах различных примесей не влияет на ход процесса.

Синтез аммиака был практически реализован в 1913 г., когда таким путём удалось получить 7 т NH 3 . В настоящее время этот синтез является основным промышленным методом получения связанного азота с ежегодной мировой выработкой, исчисляемой десятками миллионов тонн.

Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, некоторое промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 г. цианамидный способ . Последний основан на том, что при 1000 °С карбид кальция (получаемый прокаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом по уравнению:

СаС 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 кДж.

Полученный таким путём цианамид кальция (Са=N-C є N) представляет собой серый (от примеси углерода) порошок. При действии перегретого (т. е. нагретого выше 100 °С) водяного пара он разлагается с выделением аммиака:

СаСN 2 + 3 H 2 O = CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 кДж.

Разложение цианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах. Поэтому им можно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго до посева. Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв. "Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения, причём известь является бесплатным приложением к азоту" (Д.Н. Прянишников).

В лабораторного условиях NH 3 получают путём обработки твёрдого NH 4 Cl насыщенным раствором КОН. Выделившийся газ может осушен пропусканием сквозь сосуд с твёрдым КОН или со свежепрокаленным оксидом кальция (СаО). Применять для сушки H 2 SO 4 и CaCl 2 нельзя, так как аммиак образует с ними соединения.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 - t° ® CaCl 2 + 2NH 3 ­ + 2Н 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 ­ + 2Н 2 O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Действие на организм.

Аммиак сильно раздражает слизистые оболочки уже при 0,5%-ном содержании его в воздухе. Острое отравление аммиаком вызывает поражения глаз и дыхательных путей, одышку и воспаление лёгких. Средствами первой помощи служат свежий воздух, обильное промывание глаз водой, вдыхание водяного пара. Хроническое отравление аммиаком вызывает расстройство пищеварения, катары верхних дыхательных путей и ослабление слуха. Предельно допустимой концентрацией NH 3 в воздухе производственных помещений считается 0,02 мг/л. Смеси аммиака с воздухом, содержащие от 16 до 28 объёмн.% аммиака взрывоопасны.

Применение.

Т.к. разложение цианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах, то им можно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго до посева. Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв. "Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения, причём известь является бесплатным приложением к азоту" (Д.Н. Прянишников).

Нашатырный спирт поступающий в продажу, содержит обычно около 10% аммиака. Он находит и медицинское применение. В частности, вдыхание его паров или приём внутрь (3-10 капель на рюмку воды) используется для снятия состояния сильного опьянения. Смазывание кожи нашатырным спиртом ослабляет действие укусов насекомых. Очень разбавленным нашатырным спиртом удобно протирать окна и мыть окрашенные масляной краской полы, более крепким - удалять следы от мух, чистить серебряные или никелированные предметы.

При выводе пятен хорошие результаты дают во многих случаях следующие составы (по объёму): а) 4 части нашатырного спирта, 5 частей эфира и 7 частей винного спирта (денатурата); б) 5 частей нашатырного спирта, 2 части бензина и 10 частей винного спирта; в) 10 частей нашатырного спирта, 7 частей винного спирта, 3 части хлороформа и 80 частей бензина; г) 5 частей нашатырного спирта, 3 части ацетона и 20 частей спиртового раствора мыла.

Попавшую на одежду масляную краску рекомендуется оттирать кусочками ваты, смоченными сперва скипидаром, а затем нашатырным спиртом. Для удаления чернильного пятна обычно достаточно обработать его нашатырным спиртом и смыть водой.

Тема: Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение.

Цели урока: знать строение молекулы аммиака, физические и химические свойства, области применения; уметь доказывать химические свойства аммиака: записывать уравнения реакций аммиака с кислородом, водой, кислотами и рассматривать их с точки зрения теории электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессов.

Ход урока

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала.

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 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, образуя ион аммония NH 4 + .

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. 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 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. Получение аммиака

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) + 45,9 к 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:

1. с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

2. 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)

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

с оксидами металлов

2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

с сильными окислителями

2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6HCl (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 )

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, нейлона 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.

3. Закрепление изученного материала

№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.

4. Домашнее задание

П. 24 , упр . 2,3; тест