Поясните какие химические свойства аммиака используют при

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 sp3.

Рис. 1. Строение молекулы аммиака.

Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (CnHm), 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 – CH3NH2);
• вторичные (диметиламин – СН3-NH-СН3);
• третичные (триметиламин – СН3-N-(СН3)2).

К молекуле аммиака могут присоединиться С2Н4, С6Н4, (С2Н4)2 и другие вещества, содержащие несколько атомов углерода и водорода.

Рис. 2. Образование аминов.

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/см3. Жидкий аммиак растворяет неорганические и органические вещества, но не проводит электрический ток.

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.

Рис. 3. Горение аммиака.

Тест по теме

История открытия аммиака

Название соединения $NH_3$ «аммиак» предположительно произошло от нескольких источников. Предположительно, свое название аммиак получил в честь бога Аммона, культ которого был распространен в Северной Африке. Аммиак может образовываться в результате быстрого разложения мочевины $(NH_2)_2CO$ в очень жарком климате, что и связало запах соединения с культом божества.

По некоторым другим сведениям, аммиак мог получить свое современное название от древнеегипетского слова «амониан», как называли последователей египетского бога Амона. В качестве атрибута в некоторых элементах ритуальных обрядов использовался хлорид аммония, который при нагревании разлагается с образованием аммиака. 

В 1801 году русский ученый-химик, академик Яков Дмитриевич Захаров ввел сокращенное название «аммиак», которое используется в настоящее время.

В чистом виде аммиак был получен в 1774 г. английским химиком Джозефом Луи Пристли. Он нагревал «аммониак» (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксидом кальция). Эту реакцию до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа. Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», так как водный раствор аммиака имел все признаки щелочи.

В 1784 французский химик Бертолле разложением аммиака доказал его элементный состав, который в 1787 получил официальное название «нашатырь» – от латинского названия нашатырной щелочи – sal ammoniac. Это название сохраняется и до сих пор в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. Ammonia, фр. Ammoniaque)

СТРОЕНИЕ АММИАКА

Напомним, что атом азота содержит пять валентных электронов, три из которых неспаренные: $1s^12s^22p^3$. У атома водорода один неспаренный электрон $1s^1$. Так как каждый атом стремится завершить свою последнюю оболочку, для этого атому азота необходимо принять три электрона, а атому водорода необходим ещё один электрон, поэтому между атомом азота и водорода образуется в молекуле аммиака три одинаковые ковалентные полярные связи с помощью общих электронных пар. Таким образом, в молекуле аммиака валентность азота = III, степень окисления равна –3.

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 $NH_4^+$.

Кроме ковалентной полярной связи для молекул аммиака характерно и межмолекулярное взаимодействие, а именно межмолекулярные водородные связи. Неподеленная электронная пара атома азота приводит к образованию частично отрицательного заряда на атоме азота, а на атоме водорода частично положительного. Поэтому молекулы аммиака будут притягиваться друг к другу, и между ними будет устанавливаться ещё и водородная связь, которая слабее ковалентных связей (поэтому ее обозначают точками или штрихами).

Именно наличие водородной связи в молекуле аммиака объясняет его растворение в воде и лёгкое сжижение этого газа. 

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

$NH_3$ – газ без цвета, с резким запахом, почти в два раза легче воздуха, при охлаждении до -33,6$^circ C$ он сжижается, а при температуре -77,8$^circ C$ превращается в твердое белое вещество, хорошо растворим в воде.

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 $^circ C$) или 700 объёмов (при 20 $^circ C$) в объёме воды. Полученный раствор называют аммиачной водой. Из-за такой растворимости газообразный аммиак нельзя собирать и хранить над водой.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ АММИАКА

Промышленные способы: 

В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:

при t=450 $^circ C$; Р=30 Мпа (1000атм.); катализатор — губчатое железо с активирующими добавками ($Al_2O_3$; $K_2O$ и др.)

$3H_2  +  N_2xrightarrow[]{t;  Pt;  Р} 2NH_3$

Более подробно синтез аммиака рассмотрен в теме «Схема производства аммиака»        

Лабораторные способы:   

В лаборатории аммиак получают действием щелочей на твердые соли аммония:

$2NH_4Cl_{textrm{(тв.)}} + Ca(OH)_{2textrm{(тв.)}} = 2NH_3 + 2H_2O + CaCl_2$

Собирание — в перевернутую кверху дном пробирку, так как аммиак легче воздуха.

Распознавание аммиака можно проводить несколькими способами:

а) по запаху;

б) по посинению влажной лакмусовой бумажки;

в) по появлению белого дыма от поднесенной стеклянной палочки, смоченной HCl (конц.).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

$NH_3$ – очень реакционно способное вещество.

1. Газообразный $NH_3$ вступает в реакции окисления, при этом продукт окисления аммиака зависит от силы окислителя и условия проведения реакций:

$4NH_3 + 3O_2 xrightarrow[]{t} 2N_2 + 6H_2O$

$4NH_3 + 5O_2  xrightarrow[]{textrm{800 $^circ C$, кат. Pt/Rh}} 4NO + 6H_2O$

$8NH_3 + 3Cl_2  xrightarrow[]{t} N_2 + 6NH_4Cl$

$2NH_3 + 3CuO xrightarrow[]{500-550 ^circ C} 3Cu + N_2 + 3H_2O$

$2NH_3 + 2Na xrightarrow[]{350 ^circ C} 2NaNH_2 + H_2$

В том числе со сложными веществами-окислителями:

$10NH_3 + 6KMNO_4 + 9H_2SO_4 = 5N_2 + 6MnSO_4 + 3K_2SO_4 + 24H_2O$

$6 NH_3 + 8KClO_3 + 6NaOH = 6NaNO_3 + 8KCl + 12H_2O$

2. Водный раствор аммиака $NH_3 cdot H_2O$ в быту называют нашатырным спиртом. Он не относится к классу спиртов, так как спирты – это органические вещества, а нашатырный спирт относится к неорганическим соединениям. Химики называют это соединение гидроксид аммония – это водный раствор газа аммиака $NH_3$. 

Наличие неподелённой электронной пары на атоме азота и присутствие трёх полярных ковалентных связей в молекуле аммиака будет способствовать тому, что он будет вступать в реакции присоединения протона водорода $H^+$, то есть реагировать с водой и с растворами кислот, веществами, имеющими протоны водорода. Поэтому водный раствор аммиака проявляет основные свойства:

$NH_3uparrow  +   Н_2O leftrightarrow  NH_3cdot НOН  leftrightarrow   NH_4^+  +  OН^-$

Взаимодействие аммиака с кислотами приводит к образованию средних или кислых (в случае многоосновных кислот) солей:

$NH_3  +   НNO_3 =   NH_4NO_3 $

$NH_3 + H_2SO_4 = (NH_4)HSO_4 $

$2NH_3 + H_2SO_4 = (NH_4)_2SO_4$

$NH_3 + HCl = NH_4Cl$

Взаимодействие аммиака с солями приводит к образованию солей аммония:

$3(NH_3cdot H_2O) _{textrm{(конц. холодн.)}} + AlCl_3 = Al(OH)_3downarrow + 3NH_4Cl$

3. $NH_3$ – лиганд в комплексных соединениях (образование аммиакатов):

 Молекулы $NH_3$ способны образовывать донорно-акцепторные связи не только с $Н^+$, но и с катионами  некоторых переходных металлов: $Ag^+$; $Cu^{2+}$; $Cr^{3+}$; $Co^{2+}$ и др. Это приводит к образованию растворимых аммиакатов.

Например, в аммиаке легко растворяются $Ag_2O$, $Cu_2O$, $Cu(OH)_2$, $AgCl$ (в воде не растворимы):

$ textrm{а)}    Ag_2O+ 4NH_3 + H_2O  xrightarrow[]{}  2[Ag(NH_3)_2]OHhspace{0,5cm} textrm{гидроксид диамминсеребра (I) }$

$ textrm{б)}    Cu(OH)_2 +  4NH_3  xrightarrow[]{}     [Cu(NH_3)_4](OH)_2 hspace{0,5cm} textrm{гидроксид тетраамминмеди (II)}$

$ textrm{в)}  Zn(OH)_2  +  4NH_3  xrightarrow[]{}   [Zn(NH_3)_4](OH)_2 hspace{0,5cm} textrm{гидроксид тетраамминцинка}$

$ textrm{г)}  AgCl  + 2NH_3 xrightarrow[]{}[Ag(NH_3)_2]Clhspace{0,5cm} textrm{хлорид диамминсеребра (I)}$

$ textrm{д)}  CuSO_4 +  4NH_3 xrightarrow[]{} [Cu(NH_3)_4]SO_4hspace{0,5cm} textrm{сульфат тетраамминмеди (II)}$

Аммиачные растворы  $Ag_2O$, $Cu_2O$, $Cu(OH)_2$ используются как реактивы в качественном анализе (обнаружение альдегидов, 1-алкинов и др.).

4. $NH_3$ — аминирующий агент в органическом синтезе:

а) Синтез алкиламинов:

$2NH_3  +  C_2H_5Br  xrightarrow[]{} C_2H_5NH_2 + NH_4Br$

б) Синтез аминокислот:  

$ NH_3  +  CH_2Br-COOH   xrightarrow[]{} NH_2CH_2-COOH + H_2O$

в) Синтез амидов:

$ NH_3  +  CH_3-COOH xrightarrow[]{} CH_3-CONH_2 + H_2O$

3. $NH_3$ — аминирующий агент в органическом синтезе:

а) Синтез алкиламинов:

$2NH_3  +  C_2H_5Br  xrightarrow[]{} C_2H_5NH_2 + NH_4Br$

б) Синтез аминокислот:  

$ NH_3  +  CH_2Br-COOH   xrightarrow[]{} NH_2CH_2-COOH + H_2O$

в) Синтез амидов:  

$ NH_3  +  CH_3-COOH xrightarrow[]{} CH_3-CONH_2 + H_2O$

Урок посвящен изучению темы «Аммиак». Вы узнаете о свойствах соединений азота, в которых он проявляет степень окисления -3, в какие химические реакции и при каких условиях вступает аммиак.

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода. 

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 (NH2)2CO, 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 NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

I. Строение молекулы аммиака

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 NH4+.

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N-H.

II. 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 NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

III. Получение аммиака

IV. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

1. C изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. Без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

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

N-3 → N0 → N+2 

NH3 – сильный восстановитель

• Взаимодействие с кислородом

1.Горение

Опыт: “Горение аммиака”(при нагревании)

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20

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

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Видео — эксперимент: «Окисление аммиака в присутствии оксида хрома»

• Взаимодействие с оксидами металлов

2NH3  + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

• Взаимодействие с сильными окислителями

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагревании)

• Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2NH3↔ N2 + 3H2

2. Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение —Образование иона аммония NH4+ по донорно-акцепторному механизму)

Видео — эксперимент: «Растворение аммиака в воде»

V. 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% NH3. 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.

VI.  Соли аммония

1. Составление формул солей аммония

Соли аммония — это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH4+, соединённые с кислотными остатками.

Например, 

NH4Cl – хлорид аммония

(NH4)2SO4  — сульфат аммония

NH4NO3 – нитрат аммония

(NH4)3PO4 – ортофосфат аммония

(NH4)2HPO4 – гидроортофосфат аммония

NH4H2PO4 – дигидроортофосфат аммония

2. Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

3. Получение

1 способ:   Аммиак + кислота:   NH3 + HNO3 → NH4NO3       

2 способ:  Аммиачная вода + кислота:   2NH4OH + H2SO4 → (NH4)2SO4+ 2Н2O

4. Химические свойства

Общие свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью) 

NH4Cl → NH4+ + Cl- 

2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)

(NH4)2CO3 + 2НCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2­

2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2­

CO32- + 2H+ → Н2O + CO2­ 

Взаимодействие с солями (реакция обмена)                                    

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4↓ + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- → BaSO4↓ + 2NH4+ + 2NO3-

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

Спецефические свойства

1. Разложение при нагревании

a) если кислота летучая: NH4Cl  → NH3­ + HCl­ (при нагревании)

NH4HCO3 → NH3­ + Н2O­ + CO2­ 

б) если анион проявляет окислительные свойства: NH4NO3  → N2O­ + 2Н2O­ (при нагревании)

(NH4)2Cr2O7  → N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­ (при нагревании) 

2. Качественная реакция на NH4+ — ион аммония

При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак

NH4Cl + NaOH  → NaCl + NH3­ + Н2O (при нагревании)

3. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH4Cl + Н2O → NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O → NH4OH + H+ 

5. Применение

• Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;
• Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение;
• Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;
• Хлорид аммония NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

VII. Закрепление

Задание №1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:

Задание №2.

Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

Задание №3. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

VIII. Тренажеры

Тренажёр №1: «Горение аммиака»

Тренажёр №2:«Химические свойства аммиака»

ЦОРы

Опыт: “Получение аммиака”

Опыт: “Горение аммиака”

Видео — Эксперимент: «Окисление аммиака в присутствии оксида хрома»

Анимация: “Донорно-акцепторнорный механизм”

Видео — Эксперимент: “Качественная реакция на аммиак” 

Видео — Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с хлороводородом (дым без огня)” 

Видео — Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами” 

Видео — Эксперимент: «Фонтан» 

Видео — Эксперимент: «Растворение аммиака в воде»

Опыт: “Разложение карбоната аммония”

Опыт: “Качественная реакция на ион аммония”

Опыт:“Разложение дихромата аммония”