Аммиак — ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Аммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ Кислород

Азотистая кислота (hno2)

Способы получения азотистой кислоты

  • Растворение азотистого ангидрида N2О3 в воде:

N2О3 Н2O = 2HNО2

  • Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):

2NaNО2 H2SO4 = Na2SO4 2HNО2

Физические свойства и строениеазотистой кислоты

графическая формула: Н-О-N=O.

В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):

Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный

Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами

Химические свойстваазотистой кислоты

HNО2слабая кислота и
существует лишь в разбавленных растворах;

  • Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:

2HNО2 = NO NО2 Н2O

Кислотные свойства у HNО2 выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.

  • Взаимодействует с сильными основаниями:

HNO2 NaOH → NaNO2 H2O

  • Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО2 проявляет окислительно-восстановительную активность.
  • Окислительные свойства HNO2 проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:

2HNO2 2HI → 2NO I2 2H2O

2НNO2 2KI 2H2SO4 → K2SO4 I2 2NO 2H2O

2HNO2 3H2SO4 6FeSO4 → 3Fe2(SO4)3 N2 4H2O

При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:

HNO2 Cl2 H2O → HNO3 2HCl

2HNO2 O2 → 2HNO3

HNO2 H2O2 → HNO3 H2O:

5HNO2 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 HNO3 3H2O

5HNО2 2KMnO4 3H2SO4 = 5HNО3 2MnSO4 K2SO4 3Н2O

ИспользованиеHNО2 в органическом синтезе

  • В реакциях HNО2 с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):
  • Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C6H5-N=N-C6H5):
  • В реакциях
    HNО2 с алифатическими первичными аминами также
    образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно
    разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:

R-NH2 HO-NO → R-OH N2↑ Н2O

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:

Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.

Аммиак как жидкость является хорошим растворителем для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные, щелочноземельные металлы, а также другие простые вещества, как, например, фосфор, йод, сера.

Чистый жидкий аммиак является диэлектриком, поэтому способен к образованию на стенках сосудов статического электричества.

Сжиженный безводный аммиак относится к трудногорючим веществам.

Жидкий аммиак или струя газа, попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Твёрдый аммиак внешне представляет собой снегообразную массу из кубических кристаллов правильной формы.

Аммиак, получение, свойства, химические реакции.

Аммиак, NH3 – химическое соединение азота и водорода, состоящее из одного атома азота и трех атомов водорода, нитрид водорода.

Аммиак, формула, газ, характеристики

Видеоурок “Аммиак”

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики

Физические свойства аммиака

Химические свойства аммиака

Получение аммиака в промышленности и лаборатории

Химические реакции – уравнения получения аммиака

Применение и использование аммиака

Аммиак. физические и химические свойства аммиака, получение, применение. соли аммония

Аммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВУрок 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 - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВАммиак 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


Аммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВАммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВАммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

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 N 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)

Аммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВВидео — 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»

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

NH4NO– 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

Аммиак - ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВОбщие 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

VII. Закрепление

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

Соли

Химические свойства, общие с другими солями

(1 – 3)

Специфические свойства (1 – 2)

1. Хлорид аммония

2. Карбонат аммония

3. Сульфид аммония

4. Сульфат аммония

5. Нитрат 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

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

Задание №4. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

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”

Оксид азота (ii), монооксид азота (no)

Способы получениямонооксида азота

  • В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO3 путем
    каталитического окисления NH3:

4NH3 5O2 = 4NО 6Н2О

  • В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO3 на малоактивные металлы:

8HNO3(разб.)   3Cu = 2NO 3Cu(NO3)2 4Н2О

  • окислением хлорида железа (II) или йодоводорода
    азотной кислотой:

FeCl2 NaNO3 2HCl → FeCl3 NaCl NO H2O

 2HNO3 2HI → 2NO I2 2H2O

  • В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:

N2 O2 = 2NО — Q

Физические свойствамонооксида азота

При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.

!NO — очень токсичен

В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина

Химические свойствамонооксида азота

NO — несолеобразующий оксид.

Обладает
окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять
свойства и окислителя, и восстановителя.

NO — окислитель

NO окисляет такие вещества, как

2NO 2H2 = N2↑ 2Н2О (со взрывом)

  • углерод (графит) при 400-500ºС

2NO С = N2↑ СО2

  • сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:

2NO SO2 Н2О = N2O↑ H2SO4

NO — восстановитель

В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:

2NO O2 = 2NO2

10NO 6KMnO4 9H2SO4 = 10HNO3 3K2SO4 6MnSO4 4Н2О

2NO Cl2 → 2NOCl

NO O3 → NO2 O2

Оксид азота (iii), азотистый ангидрид, триоксид диазота (n2o3)

Способы полученияазотистого ангидрида

  • N2O3 можно получить при низкой температуре (-80ºС) из оксидов азота:

NO2 NO ↔ N2O3

  • Из азота и кислорода в жидких состояниях при электрическом разряде:

3O2 2N2 = 2N2O3↓

Физические свойстваазотистого ангидрида

N2O3 – термически неустойчивая синяя жидкость, разлагающаяся при комнатной температуре на NO2 и NO, окрашиваясь в бурый цвет.

В твердом состоянии имеет белый или голубоватый цвет.

Химические свойстваазотистого ангидрида

Оксид азота (III) – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления 3 проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

  • Вступает
    в реакцию с газообразной и жидкой водой, образуя азотистую кислоту:

N2O3 H2O ↔ 2HNO2

  • Взаимодействует с основаниями и
    основными оксидами
    :

N2O3 2NaOH → 2NaNO2 H2O

N2O3 Na2O → 2КNO2

Оксид азота (iv), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (no2)

Способы получениядиоксида азота

Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:

2NO O2 = 2NO2

Лабораторные способы:

  • действие концентрированной HNO3 на неактивные металлы:

4HNO3 Сu = 2NO2↑ Cu(NO3)2 2Н2О

  • разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:

2Pb(NO3)2 = 4NO2↑ O2↑ 2РbО

2AgNO3 → 2NO2↑ O2 2Ag

Физическиесвойствадиоксида азота

При комнатной
температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO2 и N2O4 (1:4) с резким запахом.

Хорошо
растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор
приобретает ярко зеленую окраску.

Вызывает
коррозию металлов.

!NO2 — ядовитый газ.

Химические свойствадиоксида азота

NO2 – кислотный оксид.  Смешанный ангидрид 2х кислот

Для негохарактерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

  • Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO2 ⇄ N2O4

  • NO2взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота 4 не существует и NO2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:

2NO2 Н2О = HNO3 HNO2

в присутствии O2 растворение NO2 приводит к образованию только азотной кислоты:

4NO2 2Н2О O2 = 4HNO3

  • Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO2 в теплойводе образуются HNO3 и NO:

3NO2 H2O → 2HNO3 NO

А при нагревании выделяется кислород:

4NO2 2H2O → 4HNO3 O2

  • Взаимодействие NO2со щелочами:

в отсутствие O2:

2NO2 2NaOH = NaNO3 NaNO2 Н2О

в присутствии O2:

4NO2 4NaOH O2 = 4NaNO3 2Н2О

NO2 – очень сильный окислитель

Окислительная способность NO2 даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:

10NO2 8P = 5N2 4P2O5

2NO2 2S → N2 2SO2

2NO2 2C → N2 2CO2

NO2
SO2 → SO3 NO

2NO2 4Cu → N2 CuO

2NO2 8HI = N2 4I2 4Н2О

  • Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:

2NO2 7Н2 = 2NH3 4Н2О

  • NO2 используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO2 2N2H4 = 3N2 4Н2О Q

Оксид азота (v), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (n2o5)

Способы получения азотного ангидрида

N2O5 можно получить:

  • при окислении диоксида азота:

2NO2 O3 → N2O5 O2

  • придействии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P2O5):

2HNO3 P2O5 → 2HPO3 N2O5

Физические свойстваазотного ангидрида

В твердом виде – белый, в жидком и
газообразном виде – бесцветные.

Химические свойства азотного ангидрида

N2O5– кислотный оксид.

  • При растворении его в воде образуется азотная кислота:

N2O5 H2O → 2HNO3

  • Вступает
    в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:

N2O5 2NaOH → 2NaNO3 H2O

N2O5 CaO → Ca(NO3)2

N2O5– сильный окислитель

  • Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO2:

2N2O5 S → SO2 4NO2

  • N2O5 энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:

2N2O5  → 4NO2 O2

Оксид азота
(i), закись
азота, веселящий газ (n2o)

Способы получения оксида азота (I)

  • Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:

NH4NO3 = N2O↑ 2Н2О

  • Действие HNO3 на активные металлы:

10HNO3(конц.) 4Са = N2O↑ 4Ca(NO3)2  5Н2О

Физические свойстваоксида азота (I)

При обычной температуре
N2O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и
сладковатый вкус;

Обладает наркотическим
действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость.
Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю
сознания.

Химические свойстваоксида азота (I)

N2O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.

N2O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами

  • При нагревании выше 500ºСразлагается на газообразные азот и кислород:

2N2O → 2N2 O2

  • При нагревании взаимодействует:
  • с концентрированной серной кислотой:

N2O H2SO4 (конц) → NO↑ SO2↑ H2O

N2O SO2 Н2О = N2↑ H2SO4

N2O H2 → N2 H2O

N2O Mg → N2 MgO

N2O 2Cu → N2 Cu2O

3N2O 2NH3 → 4N2 3H2O

 N2O C → N2 CO

5N2O 2Р → 5N2 Р2O5

5N2O 3H2SO4 2KMnO4 → 10NO 2MnSO4 K2SO4 3H2O

Соли азотистой кислоты (нитриты)

Способы получения нитритов:

  • Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО2 с раствором щелочи:

NO NО2 2NaOH = 2NaNО2 Н2O

  • Реакции обмена NaNО2 и солей металлов:

NaNО2 AgNО3 = AgNО2↓ NaNО3

  • Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

2KNО3= 2KNО2 О2↑

Физические свойства нитритов:

В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.

Наибольшее практическое применение
получили нитриты щелочных металлов — NaNО2 и KNО2.

!Нитриты
ядовиты.

Химические свойства нитритов:

Т.к. степень окисления азота в нитритах равна 3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО2 обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

  • При
    взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:

KNО2 Н2О2 = KNО3 Н2O

2KNO2 O2 → 2KNO3

KNO2 H2O Br2 → KNO3 2HBr

3KNО2 2КМпO4 Н2O = 3KNО3 2MnО2↓ 2КОН

5KNO2 2KMnO4 3H2SO4 → 5KNO3 2MnSO4 K2SO4 3H2O

3KNO2 4H2SO4 K2Cr2O7 → 3KNO3 Cr2(SO4)3 K2SO4 4H2O

  • В реакциях с
    восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:

2KNО2 2KI 2H2SO4 = 2NO I2 2K2SO4 2Н2O

2KNO2 2FeSO4 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 2NO K2SO4 2H2O

  • При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:

NaNO2 2Al NaOH 6H2O → 2Na[Al(OH)4] NH3

  • Смесь солей азотной и азотистой кислот
    (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:

3KNO2 Cr2O3 KNO3 → 2K2CrO4 4NO

  • Нитрит аммония при нагревании разлагается:

NH4NО2 = N2↑ 2Н2O

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.

Строение молекулы аммиака
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.

Образование аминов
Рис. 2. Образование аминов.

Физические свойства аммиака:

Наименование параметра: Значение:
Цвет без цвета
Запах с резким характерным запахом (запах «нашатырного спирта»)
Вкус едкий
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) газ
Плотность жидкости (при температуре кипения и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3 682,8
Плотность газа (при температуре кипения и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3 0,8886
Плотность (при 15 °C и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3 0,73
Плотность (при 25 °C и атмосферном давлении 100 кПа ≈ 1 атм.), кг/м3 0,7723
Температура плавления, °C -77,73
Температура кипения, °C -33,34
Критическая температура*, °C 132,4
Критическое давление, МПа 11,32
Критический удельный объем, м3/кг 0,00426
Коэффициент теплопроводности газа (при 0 °C и атмосферном давлении 1 атм.), Вт/(м·К) 0,026
Температура самовоспламенения, °C 651 ± 1
Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных от 14,5 (15,0) до 33,6
Взрывоопасные концентрации смеси газа с кислородом, % объёмных от 13,5 до 82
Удельная теплота сгорания, МДж/кг 20,5
Температура пламени, °C 700
Константа диссоциации кислоты 9,21 ± 0,01
Молярная масса, г/моль 17,0304

* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.

Химические

Степень окисления азота в составе аммиака – -3, водорода – 1. При образовании аммиака водород окисляет азот, отнимая у него три электрона. За счёт оставшейся пары электронов азота и лёгкого отделения атомов водорода аммиак является активным соединением, вступающим в реакции с простыми и сложными веществами.

Основные химические свойства описаны в таблице.

Взаимодействие

Продукты реакции

Уравнение

С кислородом

Горит с образованием азота или взаимодействует с кислородом в присутствии катализатора (платины), образуя оксид азота

– 4NH3 3O2 → 2N2 6H2O;

– 4NH3 5O2 → 4NO 6H2O

С галогенами

Азот, кислота

2NH3 3Br2 → N2 6HBr

С водой

Гидроксид аммония или нашатырный спирт

NH3 H2O → NH4OH

С кислотами

Соли аммония

– NH3 HCl → NH4Cl;

– 2NH3 H2SO4 → (NH4)2SO4

С солями

Замещает металл, образуя новую соль

2NH3 CuSO4 → (NH4)2SO4 Cu

С оксидами металлов

Восстанавливает металл, образуется азот

2NH3 3CuO → 3Cu N2 3H2O

Горение аммиака
Рис. 3. Горение аммиака.
Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий