Меню

Аммиак взаимодействие с кислородом водой кислотами

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.

Читайте также:  Когда идет святая вода с крана

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):

Читайте также:  Взаимодействие электролита с водой это

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.

Читайте также:  Вода первое место после

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 → 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

Adblock
detector