Жидкий

Аммиак — NH 3 , нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

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, образуяион аммония NH 4 + . Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (t кип −33,35 °C) и плавления (t пл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Химические свойства

• Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

NH 3 + H + → NH 4 +

• Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH − ; K o =1,8×10 −5

• Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3

• Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH 2 − , называются амидами, NH 2− — имидами, а N 3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

2NH 3 + 2К = 2KNH 2 + Н 2

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН − и NH 2 − , а также молекулы Н 2 O и NH 3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + NH 3 Zn 3 N 2 + 6H 2 O → 3Zn(OH) 2 + 2NH 3

и в спиртах:

KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

MNH 2 → M + + NH 2 −

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH 2 — нерастворим, NaNH 2 — малорастворим, KNH 2 , RbNH 2 и CsNH 2 — хорошо растворимы.

• При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O +2HCl + N 2

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

• Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

• С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (гидрохлорид метиламмония)

• С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов(восстановительное аминирование).

• При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

CH 4 + NH 3 + 1,5O 2 → HCN + 3H 2 O

История названия

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 словаамониан . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Жидкий аммиак

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы, в чём проявлется его сходство с водой:

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 −

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10 −33 (моль/л)².

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH 3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH 3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na 4 Pb 9 .

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH 3) 6 ] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH 3 .

Растворенный в NH 3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH 2 − , который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H 2 O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH 3 . Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH 3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металловприводит к образованию их аминокомплексов:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO 4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO 3) 2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH 3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Биологическая роль

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая и т. д.

Физиологическое действие

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 конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³.

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 20 мг/м³. Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7—14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзныйдерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м³; максимальная разовая 0,2 мг/м³.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области.

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн. тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10% раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку является слабым основанием при взаимодействии нейтрализует кислоты.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

Получение

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al 2 O 3 и K 2 O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O.

Обычно лабораторным способом получают получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление(при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер) . В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания. Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов. При ингаляционном применении — рефлекторная остановка дыхания, при местном применении — раздражения, дерматиты, экземы в месте аппликации. Местное применение возможно только на неповрежденную кожу. При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка. Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно. (Инструкция по применению)

Аммиак в переводе с греческого (hals ammoniakos) — амонова соль. 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.

Чистый аммиак был получен английским химиком и философом Джозефом Пристли в 1774 году. Промышленную технологию получения аммиака разработали и осуществили в 1913 году немецкие химики Фриц Габер и Карл Бош, получившие за свои исследования Нобелевские премии.

Аммиак — один из самых важных продуктов химической промышленности. Большая часть получаемого в промышленности аммиака идёт на приготовление азотной кислоты, азотных удобрений, красителей. Применяется аммиак и для получения взрывчатых веществ. Широко используются водные растворы аммиака. Как слабое летучее основание, он применяются в химических лабораториях и производствах. С помощью аммиака получают пищевую соду.

В медицине 10% водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт. Резкий запах аммиака раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров, поэтому при обморочных состояниях или алкогольном отравлении пострадавшему дают вдыхать пары нашатырного спирта.

При пайке металлов используют хлорид аммония — нашатырь — NH4Сl. При высокой температуре нашатырь разлагается с образованием аммиака, который очищает поверхности паяльника и спаиваемого изделия от оксидов металлов.

При испарении жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты, поэтому его используют в холодильных установках.

Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи, поэтому его обычно перевозят в стальных баллонах (окрашены в желтый цвет, имеют надпись "Аммиак" черного цвета), железнодорожных и автомобильных цистернах, по воде — в специальных танкерах, транспортируют также по трубопроводам.

Смесь аммиака с воздухом взрывоопасна . Аммиак горит при наличии постоянного источника огня. Емкости могут взрываться при нагревании. Газообразный аммиак является токсичным соединением. При его концентрации в воздухе рабочей зоны около 350 мг/м3 (миллиграмм на кубический метр) и выше работа должна быть прекращена, а люди выведены за пределы опасной зоны. Предельно допустимая концентрация аммиака в воздухе рабочей зоны равна 20 мг/м3.

Аммиак опасен при вдыхании. При остром отравлении аммиак поражает глаза и дыхательные пути, при высоких концентрациях возможен смертельный исход. Вызывает сильный кашель, удушье, при высокой концентрации паров — возбуждение, бред. При контакте с кожей — жгучая боль, отек, ожег с пузырями. При хронических отравлениях наблюдаются расстройство пищеварения, катар верхних дыхательных путей, ослабление слуха.

При отравлении аммиаком необходимо принять следующие меры.

Первая медицинская помощь: промыть глаза и лицо водой, надеть противогаз или ватно-марлевую повязку, смоченную 5% раствором лимонной кислоты, открытые участки кожи обильно промыть водой, немедленно покинуть очаг заражения.

При попадании аммиака в желудок надо выпить несколько стаканов теплой воды с добавлением одной чайной ложки столового уксуса на стакан воды и вызвать рвоту.

Индивидуальная защита: изолирующий и фильтрующие противогазы марок М, КД, респиратор РПГ-67КД, при их отсутствии — ватно-марлевая повязка, смоченная 5% раствором лимонной кислоты, защитный костюм, резиновые сапоги, перчатки.

В зоне поражения необходимо держаться с наветренной стороны. Изолировать опасную зону и не допускать посторонних. В зону аварии входить только в полной защитной одежде. Соблюдать меры пожарной безопасности, не курить.

При утечке и разливе: устранить источники открытого огня. Устранить течь. Для осаждения газов использовать распыленную воду. Оповестить об опасности отравления местные органы власти. Эвакуировать людей из зоны, подвергшейся опасности заражения ядовитым газом. Не допускать попадания вещества в водоемы, тоннели, подвалы, канализацию.

При пожаре: убрать из зоны пожара, если это не представляет опасности, и дать возможность догореть. Не приближаться к горящим емкостям. Охлаждать емкости водой с максимального расстояния. Тушить распыленной водой, воздушно-механической пеной с максимального расстояния.

Материал подготовлен на основе информации открытых источников

Одним из важнейших химических веществ, которое используют в разных сферах деятельности человека, является аммиак. Ежегодно это вещество производят в огромных количествах - больше 100 млн тонн. Только вдумайтесь в это число! Сразу же возникает вопрос: « Для чего производят такое количество аммиака?». В этой статье мы ответим на этот вопрос, а также выясним причину популярности аммиака.

Свойства аммиака

Физические и химические свойства аммиака обуславливают его применения в различных областях. Аммиак представляет собой газообразное вещество без цвета с очень резким и неприятным запахом. Вещество ядовито. При длительном воздействии на человеческий организм способен вызывать отёки и поражение различных органов.

Аммиак - это слабая кислота, он взаимодействует с кислотами, водой, а с металлами способен образовывать соли. Он способен вступать в различные химические реакции с другими химическими веществами. Например, реакция безводного аммиака с азотной кислотой на практике позволяет получить аммиачную селитру, которая применяется для производства удобрений.

Аммиак является восстановителем. Он способен восстанавливать разные металлы из их оксидов. Реакция взаимодействия аммиака с оксидом меди дает возможность получить азот.

Различные сферы использования аммиака

Несмотря на свою токсичность, аммиак используют в самых разных сферах. Основная часть производимого аммиака идет на изготовление разных продуктов химической промышленности. К таким продуктам относятся:

Аммиачные и аммиачно-нитратные удобрения (аммиачные и нитратная селитра, сульфат аммония, хлористый аммоний и др.). Такие удобрения подходят для разных сельскохозяйственных культур. Важно знать, что внесение в почву удобрений нормируется из-за того, что содержащиеся в них вещества могут мигрировать в спелые овощи и фрукты.

Сода. Существует аммиачный метод получения кальцинированной соды. Аммиак используется для насыщения солевого рассола. Данный метод активно используется для промышленного производства соды.

Азотная кислота. Для её производства используют синтетический аммиак. На данный момент промышленное производство данного вещества основано на явлении катализа синтетического аммиака.

Взрывчатые вещества. Нитрат аммония нейтрален к механическому воздействию, но при некоторых условиях характеризируется высокими взрывчатыми свойствами. Именно поэтому он используется для производства таких веществ. В результате получают аммониты - аммиачные взрывчатые вещества.

Растворитель. Аммиак, в жидком состоянии, может использоваться как растворитель различных органический и неорганических веществ.

Аммиачная - холодильная установка. Аммиак применяется в холодильной технике, в качестве холодильного агента. Аммиак не вызывает парниковый эффект, он экологически чистый и дешевле фреонов. Эти факторы обуславливают применения данного вещества в качестве хладагента.

Нашатырный спирт. Его применяют в медицине и в быту. Данное вещество отлично выводит пятна с одежды различного происхождения, а также нейтрализует кислоты.

Применение аммиака в медицине

Аммиак широко применяется в медицине в качестве 10% -ого раствора аммиака и имеет название - нашатырный спирт. Когда человек падает в обморок, нашатырным спиртом приводят его в чувство. Также его используют как рвотное средство. Для этого его разводят и в малых количествах принимают внутрь. Особенно популярный такой метод при алкогольных отравлениях. Из нашатырного спирта делают примочки и обрабатывают укусы насекомых. Хирурги используют разведенный в воде нашатырный спирт для обработки рук.

Важно помнить, что передозировка аммиаком очень опасна. Возможны болевые ощущения в различных органах, их отеки и даже летальный исход. Этого можно избежать, если использовать данное вещество по назначению и с осторожностью!

И водорода. Это газ без цвета, но с едким запахом. Химический состав отражает формула аммиака — NH 3 . Увеличение давления или понижение температуры вещества ведет к превращению его в бесцветную жидкость. Газообразный аммиак и его растворы находят широкое применение в промышленности и сельском хозяйстве. В медицине применяется 10% гидроксид аммония — нашатырный спирт.

Строение молекулы. Электронная формула аммиака

Молекула нитрида водорода по форме напоминает пирамиду, в основании которой находится азот, связанный с тремя атомами водорода. Связи N—H сильно поляризованы. Азот сильнее притягивает связывающую электронную пару. Поэтому отрицательный заряд накапливается на атомах N, положительный — сосредоточен на водороде. Представление об этом процессе дает модель молекулы, электронная и аммиака.

Нитрид водорода очень хорошо растворяется в воде (700:1 при 20 °C). Наличие практически свободных протонов ведет к образованию многочисленных водородных «мостиков», которые соединяют молекулы между собой. Особенности строения и химической связи также приводят к тому, что аммиак легко сжижается при увеличении давления или понижении температуры (-33 °C).

Происхождение названия

Термин «аммиак» был введен в научный обиход в 1801 году по предложению русского химика Я. Захарова, но вещество человечеству знакомо с глубокой древности. Газ с резким запахом выделяется при гниении продуктов жизнедеятельности, многих органических соединений, например, белков и мочевины, при разложении солей аммония. Историки химии считают, что вещество получило название в честь древнеегипетского бога Амона. В Северной Африке находится оазис Сива (Аммона). В окружении сохранились развалины древнего города и храма, рядом с которым есть залежи хлорида аммония. Это вещество в Европе называли «солью Амона». Сохранилось предание о том, что жители оазиса Сива нюхали соль в храме.

Получение нитрида водорода

Английский физик и химик Р. Бойль в опытах сжигал навоз и наблюдал образование белого дыма над палочкой, смоченной в соляной кислоте и внесенной в струю получившегося газа. В 1774 году другой британский химик Д. Пристли нагревал хлорид аммония с гашеной известью и выделил газообразное вещество. Пристли назвал соединение «щелочным воздухом», ведь его раствор проявлял свойства Получил объяснение опыт Бойля, в котором аммиак взаимодействовал с соляной кислотой. Твердый белого цвета возникает при соприкосновении молекул реагирующих веществ прямо в воздухе.

Химическая формула аммиака была установлена в 1875 году французом К. Бертолле, который провел эксперимент по разложению вещества на составные компоненты под действием электрического разряда. До сих пор опыты Пристли, Бойля и Бертолле воспроизводят в лабораториях для получения нитрида водорода и хлорида аммония. Промышленный способ разработал в 1901 А. Ле Шателье, получивший патент на метод синтеза вещества из азота и водорода.

Раствор аммиака. Формула и свойства

Водный раствор аммиака обычно записывают в виде гидроксида — NH 4 OH. Он проявляет свойства слабой щелочи:

• диссоциирует на ионы NH 3 + Н 2 О = NH 4 OH = NH 4 + + OH - ;
• окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет;
• взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды;
• осаждает Cu(OH) 2 в виде ярко-синего вещества при смешивании с растворимыми солями меди.

Равновесие в реакции взаимодействия аммиака с водой смещается в сторону исходных веществ. Предварительно подогретый нитрид водорода хорошо горит в кислороде. Происходит окисление азота до двухатомных молекул простого вещества N2. Восстановительные свойства аммиак также проявляет в реакци с оксидом меди (II).

Значение аммиака и его растворов

Нитрид водорода используется в производстве солей аммония и азотной кислоты — одного из важнейших продуктов химической отрасли. Аммиак служит сырьем для получения соды (по нитратному способу). Содержание нитрида водорода в промышленном концентрированном растворе достигает 25%. В сельском хозяйстве применяется водный раствор аммиака. Формула жидкого удобрения — NH 4 OH. Вещество непосредственно используется в виде подкормки. Другие способы обогащения почвы азотом — применение солей хлоридов, фосфатов. В промышленных условиях и сельскохозяйственных помещениях не рекомендуется вместе хранить минеральные удобрения, содержащие соли аммония, со щелочами. При нарушении целостности упаковки вещества могут реагировать между собой с образованием аммиака и выделением его в воздух помещений. Токсичное соединение неблагоприятно действует на органы дыхания, центральную нервную систему человека. Смесь аммиака с воздухом взрывоопасна.

О причине этого различия будет сказано ниже. Сходство химических свойств этих элементов объясняется сходством строения внешнего электронного слоя. Все они имеют на внешнем слое 5 валентных электронов (табл. 14).

Распределение электронов по энергетическим уровням элементов группы азота. Таблица 14

Элемент	Заряд ядра	Число электронов на энергетических уровнях						Радиус атома,
		K	L	M	N	O	P
								0,71 1,21 1,61 1,15

По мере уменьшения радиуса атома снижается величина электроотрицательности, возрастает металличность свойств, снижается окислительная способность.

■ 1 . Начертите в тетради следующую таблицу.

Азот

Химический знак азота N, формула N2, атомный вес 14,0067, 28,0134. Электронная конфигурация атома азота 1s 2 2s 2 2p 3 . Распределение электронов по орбиталям внешнего слоя:

На внешнем электронном слое у азота располагаются 3 неспаренных р -электрона. При образовании неполярной молекулы азота между атомами азота образуются 3 общие электронные пары за счет перекрывания р -орбиталей обоих атомов. Таким образом, в свободном состоянии азот трехвалентен.
Степени окисления у азота довольно разнообразны: от -3 до +5.
Азот немного легче воздуха. В земной коре азота 0,03% . В воздухе на долю азота приходится 78% по объему или 75,5% по весу. Поскольку азот из воздуха расходуется незначительно, запасы азота в атмосфере остаются постоянными.

Азот входит как обязательная часть в состав белков, являющихся основой жизни на земле. Отсюда и значение азота, который необходим для жизни животных и растений.
Азот - вещество весьма пассивное, вступает в реакции с трудом, поэтому связывать азот атмосферы очень сложно. Растения азот атмосферы не усваивают. Они могут поглощать его только в связанном состоянии, а от количества азота в почве зависит урожай сельскохозяйственных культур. Особенно необходим азот растениям, у которых ценится зеленая масса. Связывать азот могут почвенные бактерии; некоторые из них находятся в почве в клубеньках корней бобовых культур. Для активной деятельности таких бактерий необходимо присутствие молибдена и железа в виде так называемых микроэлементов. Эти элементы, а также соединения хрома, вольфрама, титана, ванадия, алюминия удалось использовать для связывания азота с органическими веществами. Поскольку азот в составе зеленой массы растений постоянно вывозится с полей, почва обедняется азотом. Необходимо пополнять запасы азота почвы с помощью минеральных удобрений, например калийной селитры KNO3, натриевой селитры NaNO3 и т. д.
Азот - газ, не имеющий ни цвета, ни запаха. Он переходит в жидкость при температуре -195,8°, а при -210° затвердевает. В жидком виде азот также бесцветен. В воде азот почти нерастворим.

■ 2. Изобразите строение атома и электронную конфигурацию электронных слоев атома азота. В чем сходство и различие строения атома азота и атомов кислорода и фтора?
3. Изобразите, как возникают между атомами в молекуле азота 3 общих электронные пары.
4. Какого типа кристаллическая решетка у азота? На основании каких физических свойств азота можно об этом судить?

Азот химически весьма инертен. При обычной температуре соединяется только с литием:
6LI + N2 = 2Li3N
С некоторыми другими металлами из наиболее активных азот может соединяться лишь при нагревании, образуя нитриды, в которых всегда проявляет отрицательную степень окисления.

При очень жестких условиях азот соединяется с водородом, образуя аммиак:
N2 + ЗН2 ⇄ 2NH3
При сильных электрических разрядах азот соединяется с кислородом, образуя окись азота:
N2 + О2 = 2NO
В свою очередь окись азота легко окисляется кислородом воздуха и превращается в двуокись азота:
2NO + О2 = 2NO2

Рис. 57. Прибор для получения азота в лаборатории.

В технике азот получают из жидкого воздуха, а в лаборатории - разложением нитрита аммония:
NH4NO2 = N2 + 2Н2О
Однако сухой нитрит аммония разлагать опасно - может произойти взрыв. Для реакции используют нитрит аммония в момент его образования из сухого хлорида аммония и насыщенного раствора нитрита натрия при нагревании (рис. 57). Вначале постепенно, посредством обменной реакции, образуется нитрит аммония:
NH4Cl + NaNO2 = NaCl + NH4NO2

Затем происходит разложение нитрита аммония по приведенному выше уравнению.
Азот применяется в производстве аммиака, а также в некоторых процессах для создания инертной среды. Иногда азот используют для наполнения электроламп. Некоторые химические реактивы, которые из-за легкости окисления нельзя получать на воздухе, получают в атмосфере азота. Так же поступают иногда при работе с легко воспламеняющимися веществами. Азот используют для синтеза аммиака.

■ 5. Почему можно говорить о сравнительной химической пассивности азота?
в. Напишите уравнения реакций, подтверждающих химические свойства азота.
7. Докажите расчетом, что азот немного легче воздуха.
8. Определите, какова плотность азота по водороду.
9. Абсолютная плотность азота 1,25 г/л. Докажите расчетом, что
молекула азота состоит из двух атомов.
10. Запишите в тетрадь способы получения азота.
11. Где азот находит применение и на каких его свойствах это применение основано?

Аммиак. Физические свойства

Молекула аммиака NH3 представляет собой ярко выраженный диполь. Строение молекулы аммиака рассмотрено в гл. I, § 6. аммиака 17. Следовательно, он намного легче воздуха. Аммиак кипит при -33,4°, а затвердевает при -77,8°.
Аммиак обладает чрезвычайно высокой растворимостью в воде. При 0° в 1 объеме воды растворяется 1200 объемов аммиака, а при обычных условиях (20°) - 700 объемов аммиака в. 1 объеме воды. Высокая аммиака обусловлена тем, что аммиак вступает с водой в химическое соединение.
Аммиак очень ядовит. При отравлениях аммиаком страдают слизистые оболочки глаз и дыхательных путей, так как аммиак растворяется в их влаге. Вдыхание большого количества аммиака может привести к воспалению легких. Лучшим противоядием против аммиака является . При отравлениях следует обильно промывать глаза, рот и нос водой и вдыхать водяной пар. Максимально допустимая концентрация аммиака в воздухе 0,02 мг/л.

■ 12. Можно ли с помощью прибора для растворения хлористого водорода в воде (рис. 27) наблюдать растворение аммиака?

13. Каково физиологическое действие аммиака и меры первой помощи при отравлениях им?
14. Объясните полярный характер молекулы аммиака с точки зрения его структуры.

Рис. 58. Прибор для сжигания аммиака в кислороде.

Химические свойства аммиака

Степень окисления азота в аммиаке N -3 , т. е. предполагается максимальное завершение внешнего электронного слоя атома азота до прочного октета. В связи с этим аммиак может вести себя в окислительно-восстановительных реакциях только как восстановитель. Доказательством восстановительных свойств аммиака является его взаимодействие с кислородом, которое можно проводить двояким образом.
Аммиак горит в кислороде. Это легко наблюдать на опыте в приборе, изображенном на рис. 58. В горелку, представляющую собой широкую стеклянную трубку, подведены две газоотводные трубки. По одной трубке поступает аммиак из колбы, где кипит его насыщенный раствор, а по другой трубке - из газометра. Если поджечь аммиак на выходе из трубки, он сгорает зеленоватым пламенем. Горение протекает по уравнению:
4NH3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2O + Q

Реакция экзотермическая.
Вместе с тем аммиак может спокойно окисляться в присутствии платинового катализатора:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6Н2О

Этот процесс служит основой для получения синтетической азотной кислоты.
В обоих случаях аммиак ведет себя как восстановитель, а степень окисления азота меняется с N -3 до N 0 и до N +2 .
Составьте для приведенных выше уравнений электронный баланс и проверьте правильность расстановки в них коэффициентов.
Восстановительные свойства аммиака проявляются также при возможном восстановлении им окислов металлов:
ЗСuО + 2NH3 = N2 + 3Сu + 3Н2O
нагревание

■ 15. Напишите в тетради уравнения реакций, в которых аммиак проявляет восстановительные свойства, и докажите это, составив электронный баланс.

Особого внимания заслуживает вопрос о взаимодействии аммиака с водой. Как известно, молекулы воды полярны, электронная плотность сильно смещена к кислороду так, что атом водорода практически лишен электронов и представляет собой протон.
Молекула аммиака тоже полярна. Имеющиеся 3 водородных атома присоединены за счет образования общих электронных пар из р -электронов атома азота и s -электронов атома водорода (sp -связь). Электроны сильно смещены к атому азота как более электроотрицательному; вокруг него создается область повышенной электронной плотности. Кроме того, у атома азота на внешнем слое имеются два валентных s -электрона, которые могут быть использованы на образование химической связи. Все это создает условия для присоединения к молекуле аммиака положительно заряженного иона водорода. А поскольку у иона водорода полностью отсутствуют электроны, необходимые для образования химической связи, эта связь образуется за счет двух электронов азота, которые носят название «неподеленной электронной пары». Возникает атомная группировка с такой электронной структурой:

Возникает особый вид химической связи - донорно-акцепторная связь, где донором называется атом, предоставляющий в общее распоряжение свою электронную пару (в данном случае азот). Другой атом является акцептором (в данном случае атом водорода).

■ 16. Какие типы химической связи атомов в молекулах вам известны?
17. Чем отличается донорно-акцепторная связь от ковалентной?
18. Какой атом называется донором, какой - акцептором?
19. Что такое неподеленная электронная пара?

Таким образом, возникает особая атомная группировка - группа аммония, которая в целом имеет положительный заряд из-за присоединения к нейтральной молекуле аммиака положительного иона водорода. Формула группы аммония: NH 4 + .
аммиака в воде выражается следующим уравнением:
NH3 + Н + + ОН — ⇄ NH + + ОН —
Так как аммиак в растворе связывает ион водорода из воды и освобождает тем самым ион ОН — , это придает раствору щелочную реакцию. Вещество с формулой NH4OH носит название аммония и рассматривается как слабое основание. Аммонийная группа всегда функционирует как одновалентный катион:
NH4OH ⇄ NH 4 + + ОН —
Концентрированный (25%) раствор аммиака называется просто аммиаком. Слабый водный раствор аммиака (3- 6%) называется нашатырным спиртом. Образование группы аммония NH 4 + возможно не только в водной среде, но и в кислоте:
NH3 + Н + + Cl — = NH 4 + + Сl —
Эта реакция может быть осуществлена в растворе, а также на воздухе между аммиаком и газообразным хлористым водородом.
Если смочить одну стеклянную палочку аммиаком, а другую концентрированной соляной кислотой и поднести эти палочки друг к другу (рис. 59), можно заметить образование белого дымка, представляющего собой мельчайшие кристаллики хлорида аммония.

Гидроокись аммония вступает с кислотами в реакцию нейтрализации:
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Для аммиака очень, характерны реакции присоединения к различным солям, благодаря чему образуются аммиакаты:
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 · 4NH3

СаСl2 + 8NH3 = CaCl2 · 8NH3

AgCl + 2NH3 = AgCl · 2NH3
Они очень напоминают кристаллогидраты.

■ 20. Каковы формула и заряд иона аммония?
21. Какова степень окисления азота в ионе аммония?
22. Какие реакции аммиака с другими веществами приводят к образованию катиона аммония?
23. Напишите уравнения реакций аммиака с серной и фосфорной кислотами в молекулярной и ионной форме?
24. 200 г 25% аммиака прокипятили. При этом-20 г аммиака улетучилось. Какой стала ? Сколько соляной кислоты потребуется для его нейтрализации?

Рис. 59.
1-палочка, смоченная концентрированным раствором аммиака; 2 - палочка смоченная концентрированным раствором соляной кислоты; 3 -белый дым состоящий из твердых частиц хлорида аммония.

Получение аммиака в технике и в лаборатории осуществляется по разному. В лаборатории аммиак получают при нагревании нашатыря (хлорид аммония) и натронной извести (рис. 60) по уравнению:
2NH4Cl + Са(ОН)2 = СаСl2 + 2NH4OH

Следует отметить, что все детали прибора, служащие для лабораторного получения аммиака, должны быть абсолютно сухими. Если пробирку с собранным аммиаком опрокинуть в воду, можно сразу заметить, как входит в пробирку, занимая в ней тот объем, который занимал аммиак, подобно тому как это происходило с хлористым водородом. Но в случае с аммиаком раствор будет иметь ярко выраженную щелочную реакцию, что можно определить индикатором. Так как аммиак легче воздуха, его следует, собирать в пробирку, опрокинутую в верх дном.
В технике аммиак получают синтезом из азота и водорода по уравнению:

N2 + 3Н2 = 2NH3 + + 22 ккал
В бывшем СССР производство синтетического аммиака началось в 1928 г.

Как уже упоминалось ранее, процесс с водородом является равновесным каталитическим процессом. Катализатором служит металлическое с незначительными добавками соединений калия и алюминия. Из уравнения видно, что для смещения равновесия вправо целесообразно увеличивать давление. Однако увеличение давления может осуществляться лишь в определенных пределах, иначе это сильно удорожает производство. Как известно, другим фактором, влияющим на равновесие, является температура. В данном случае для смещения равновесия вправо смесь газов следует охлаждать, но тогда сильно снижается скорость реакции и уменьшается активность катализатора.

Таким образом, температуру приходится поддерживать на определенном уровне. Влияние третьего фактора - изменения концентрации - также может быть использовано: если постоянно отводить образующийся аммиак, т. е. снижать его концентрацию, равновесие сместится вправо. Как видно из предыдущего описания, достаточно полный и экономически выгодный синтез может быть осуществлен при наилучшем сочетании всех трех условий.
Процесс ведут обычно в колоннах синтеза под давлением от 300 до 1000 атм и при температуре 400-500°. В процессе синтеза из смеси постоянно отводят аммиак, переводя его в жидкое состояние, а не прореагировавшую смесь азота и водорода вновь направляют в колонну синтеза.

24

АЗОТ Распространение в природе, природная смесь состоит из двух стабильных изотопов: N — 99,6% и N — 0,37%...

Соли аммония

Соли аммония При выпаривании нейтрализованных растворов аммиака ионы аммония соединяются с анионами взятых кислот, образуя твердые кристаллические вещества, обладающие ионной...

Физические свойства галогенов Фтор при обыкновенных условиях - газ, окрашенный в толстых слоях в слабый зеленовато-желтый цвет. При сильном охлаждении...