Аммиак взаимодействие с кислородом водой кислотами
Аммиак прекрасно растворим в воде, плотность растворов при повышении концентрации аммиака понижается. Высокая растворимость аммиака связана с образованием прочных водородных связей и гидратов состава NH3·nH2O.
В растворе имеет место взаимодействие:
Образование гидроксид-ионов создает щелочную среду раствора, но реакция протекает обратимо, при взаимодействии ионов NH4 + и OH — вновь образуются молекулы аммиака и воды, между которыми имеет место водородная связь. Следовательно, ионного соединения NH4OH не существует ни в водном растворе, ни в твердой фазе, известен сходный с ним по составу гидрат NH3·H2O и гидрат 2NH3·H2O, они существуют при низкой температуре, молекулы аммиака и воды связаны друг с другом водородными связями и образуют трехмерный каркас.
Трехмерный каркас
Наличие свободной электронной пары обуславливает донорные свойства:
За счет ионов водорода аммиак может быть окислителем и вступать в реакции с сильными восстановителями, например, при взаимодействии с натрием образуется амид натрия:
другие металлы при взаимодействии с аммиаком образуют нитриды:
Фтор мгновенно окисляет аммиак до трифторида:
хлор реагирует в зависимости от кислотности среды:
Источник
Аммиак
Аммиак NH3 (аммиак, водород нитрид) – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, очень хорошо растворяется в воде. При обычных условиях в одном объеме воды растворяется около 700 объемов аммиака. При повышенном давлении или охлаждении до -33,60 С аммиак сжижается, а при -77,80 С затвердевает. Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения, поэтому его используют в холодильных установках. Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой или нашатырным спиртом.
Физиологическое действие. Вдыхание малых количеств аммиака стимулирует работу сердца и нервной системы, поэтому нашатырный спирт дают нюхать при потере сознания и отравлении угарным газом. Вдыхание больших количеств раздражает слизистую оболочку глаз и дыхательных путей. При попадании в организм вызывает тошноту, понос, смерть от отека гортани. При попадании в глаза вызывает слепоту.
Первая помощь при отравлении аммиаком: свежий воздух, промыть желудок водой подкисленной уксусом или лимонным соком, выпить стакан молока. Глаза промывают большим количеством воды.
Химические свойства аммиака. Аммиак – активное вещество.
Взаимодействие аммиака с кислородом. Аммиак хорошо горит в кислороде, хуже на воздухе. Он горит бледным, зеленоватым пламенем. При горении образуется свободный азот и вода.
В этой реакции аммиак проявляет восстановительные свойства.
При участии катализатора образован азот также соединяется с кислородом, поэтому продуктами реакции будет азота (II) оксид:.
Взаимодействие аммиака с водой. Аммиак хорошо растворяется в воде. Если в сухую колбу заполненную аммиаком и закрытую пробкой со вставленной трубкой с вытянутым концом, погрузить в воду, к которой было добавлено несколько капель фенолфталеина, то с бесцветной жидкости начинает бить малиновый фонтан. Аммиак вступает в химическое взаимодействие с водой. В результате реакции образуется гидроксид аммония, о чем свидетельствует изменение цвета индикатора.
В этой реакции в молекулы аммиака от молекулы воды присоединяется атом водорода, в результате чего образуется одновалентная группа атомов NH4, которую назвали «аммоний». Эта группа атомов имеет положительный заряд, поэтому ее еще называют ионом аммония NH4 +. Ионы аммония притягивают гидроксиид-ионы от молекулы воды, в результате чего образуется гидроксид аммония: NH3 + H-OH ⇄ NH4OH.
Реакция взаимодействия аммиака с водой является обратимой. Молекулы гидроксида аммония распадаются на аммиак и воду, легко по запаху. Чем выше температура раствора, тем реакция в обратном направлении протекает быстрее. При нагревании растворимость аммиака резко уменьшается, и он улетучивается из раствора. Водный раствор аммиака принадлежит к слабым и неустойчивым оснований.
Взаимодействие с кислотами. Аммиак легко взаимодействует с кислотами. В этих реакциях в молекулы аммиака присоединяется атом водорода кислоты и образуется ион аммония, который входит в состав соли. Например, при взаимодействии аммиака с соляной кислотой образуется соль аммоний хлорид: NH3 + HCl = NH4Cl.
Образование хлорида аммония можно наблюдать на таком опыте: приблизим друг к другу стеклянные палочки, смоченные, одна – концентрированным раствором нашатырного спирта, вторая – концентрированной соляной кислотой (рис. 1). между палочками появляется белый дым. Этот дым состоит из мельчайших кристалликов аммоний хлорида.
Взаимодействие соляной кислоты с аммиаком.
Гидроксид аммония проявляет основные свойства. Он взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами:
NH4OH + H2SO4 = NH4HSO4 + H2O
2NH4OH + CO2 = (NH4) 2CO3 + H2O
Применение аммиака. Аммиак – один из важных продуктов химической промышленности. Он является исходным веществом для производства азотной кислоты, нитратных удобрений, взрывчатых веществ, красителей, лекарственных веществ.
Испарения жидкого аммиака используют в холодильных установках для создания искусственного холода. Искусственный холод дает возможность перевозить продукты, которые быстро портятся на любые расстояния, хранить их на складах.
В сельском хозяйстве водный раствор аммиака (нашатырный спирт) используется как жидкое азотное удобрение. В быту нашатырный спирт используют для выведения пятен, чистки ювелирных изделий, ковров. Используют в лабораторной практике и медицине.
Источник
Аммиак: получение и свойства
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 107,3 о :
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. Поск ольку 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:
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:
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С 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:
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):
Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
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):
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):
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
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:
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:
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
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
Источник
Урок №30. Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение
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.
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 + .
Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N δ- ← H δ+
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 NH 3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды.
Получение аммиака
В лаборатории
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.
В промышленности
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 кДж
катализатор – пористое железо
температура – 450 – 500 ˚С
давление – 25 – 30 МПа
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).
Химические свойства аммиака
Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
N -3 → N 0 → N +2
NH 3 – сильный восстановитель
1. Горение аммиака
4NH 3 + 3O 2 = t = 2N 2 + 6H 2 О
2. Каталитическое окисление аммиака
4NH 3 + 5O 2 = t, кат. Pt – Rh = 4NO + 6H 2 O
3. С оксидами металлов
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4. С сильными окислителями
2NH 3 + 3Cl 2 = t = N 2 + 6HCl
5. Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается
2NH 3 = t = N 2 + 3H 2
Реакции без изменения степени окисления атома азота
Присоединение происходит по донорно-акцепторному механизму с образованием иона аммония NH 4 + , входящего в состав соединений аммония:
(NH 4 ) n А – соли аммония
NH 4 ОН – гидроксид аммония (правильная запись NH 3 •H 2 O )
1. С водой образуется аммиачная вода (нашатырный спирт), обладающий основными свойствами – фенолфталеин в таком растворе окрашивается в малиновый цвет, а красная лакмусовая бумага – в синий:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 3 •H 2 O ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 +HCl = NH 4 Cl
NH 3 +H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 – гидросульфат аммония
2NH 3 +H 2 SO 4 = (NH 4 ) 2 SO 4 – сульфат аммония
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.
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 РИО полные, ионные уравнения.
№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
Источник
