Аммиак его свойства получение применение

Аммиак. Соли аммония

Ключевые слова конспекта: аммиак, строение молекулы, свойства, соли аммония, запах аммиака, гипс, азотная кислота, мочевина.

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ АММИАКА,
ЕГО ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Водородным соединением азота является аммиак NH₃. Аммиак – вещество молекулярного строения. Его электронная и графическая формулы изображены на рисунке.

В молекуле NH₃ тип химической связи – ковалентный полярный. Электронная плотность смещена к атому азота, на атоме азота – частичный отрицательный заряд δ^–, на атомах водорода – частичный положительный заряд δ⁺.

В молекуле аммиака одинарные связи, так как на атоме азота в молекуле NH₃ имеется неподелённая электронная пара. Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно–акцепторному механизму четвёртой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электроноакцепторными свойствами. Именно поэтому аммиак реагирует с кислотами. Молекула аммиака способна присоединять протон (или ион гидроксония). При этом возникает четвёртая ковалентная связь с атомом водорода по донорно–акцепторному механизму. В результате образуется ион аммония:

При обычных условиях аммиак – бесцветный газ с резким характерным раздражающим запахом. Aммиaк легче воздуха.

Аммиак кипит при температуре –33,3 °С, его температура плавления –77,7 °С. Аммиaк легко сжижается при охлаждении и повышении давления. Он обладает чрезвычайно высокой растворимостью в воде: в одном объёме воды растворяется около 1200 объёмов аммиака при 0 °С, а при +20 °С – 700 объёмов. Разбавленные растворы аммиака (3–10%) называются нашатырным спиртом, концентрированные растворы (18,5–25%) – аммиачной водой.

При работе с аммиаком надо помнить, что даже незначительное содержание его приводит к раздражению слизистой оболочки носа, горла и т. д.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

Рассмотрим химические свойства аммиака с позиций окислительно-восстановительных и кислотно-основных взаимодействий.

В молекуле аммиака азот находится в низшей степени окисления (–3), поэтому за счёт азота аммиак обладает только восстановительными свойствами.

Если пропустить ток аммиака по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то аммиак можно зажечь; он горит бледным зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется свободный азот:

В присутствии катализатора (сплав Pt и Rh) NH₃ окисляется кислородом с образованием NO:

Этот процесс является одной из стадий промышленного получения азотной кислоты.

Аммиаком можно восстановить некоторые неактивные металлы или металлы средней активности из их оксидов:

В кислотно-основных взаимодействиях аммиак проявляет основные свойства. Он взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

• NH₃ + НCl = NH₄Cl (хлорид аммония)
• 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ (сульфат аммония)
• NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония)

При растворении аммиака в воде устанавливается следующая совокупность равновесных состояний:

Поэтому водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию.

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АММИАКА

Промышленным способом получения аммиака является его синтез из азота и водорода:

Сырьём является азот, полученный перегонкой жидкого воздуха, и водород, чаще всего получаемый разложением природного газа. Оптимальные условия проведения реакции: t° ≈ 500 °С, р ≈ 1000 атм, катализатор – губчатое железо с добавками (промоторами) К₂O, Al₂O₃. В таких условиях выход аммиака составляет около 50%.

Лабораторным способом получения аммиака является взаимодействие солей аммония со щелочами при нагревании:

Эта реакция также является качественной реакцией на ион аммония. Её признак – появление запаха аммиака.

Образовавшийся аммиак хорошо растворяется в воде. Для получения аммиака в лаборатории лучше брать сульфат аммония и гидроксид кальция, тогда образующийся сульфат кальция связывает воду, образуется гипс – CaSO₄ • 2H₂O. Иногда вместо щёлочи используется натронная известь – смесь СаО и NaOH. Реакцию ведут при нагревании:

(NH₄)₂SO₄ + Са(ОН)₂ = CaSO₄ + 2NH₃↑ + 2H₂O

Аммиак применяется для получения азотной кислоты HNO₃, мочевины (H₂N–СО–NH₂) – ценного удобрения, для получения соды (Na₂CO₃) по аммиачному методу, для аминирования органических веществ. Жидкий аммиак и его водные растворы используются как жидкие удобрения. Аммиак применяется как хладагент в холодильниках (NH₃ легко сжижается, а затем испаряется с поглощением большого количества теплоты). В медицине используется 10%-й раствор – нашатырный спирт.

СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония, как и другие соли, являются ионными соединениями, образованными катионами аммония NH₄⁺ и анионами кислотных остатков. По многим свойствам соли аммония похожи на соли натрия и калия. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, бесцветные, если анион кислотного остатка не обусловливает какую–либо окраску.

Соли аммония разлагаются при нагревании. Состав продуктов реакции термического разложения зависит от природы кислотного остатка (аниона):

а) если соль аммония образована летучей кислотой и её анион не является сильным окислителем, то такая соль полностью разлагается с образованием соответствующих газов:

б) если в состав соли аммония входит анион, обладающий окислительной способностью, то при нагревании происходит окислительно–восстановительная реакция. Так, при нагревании нитрата или нитрита аммония происходит конпропорционирование (в результате степени окисления азота «сходятся»):

А нагревание дихромата аммония приводит к образованию оксида хрома(III), эту реакцию часто используют для имитации «вулканчика»:

Соли аммонию реагируют со щелочами с образованием аммиака:

Данную реакцию можно рассматривать как качественную на наличие ионов аммония. При нагревании аммиак улетучивается за счёт уменьшения его растворимости. Это легко определяется по характерному запаху аммиака и по окрашиванию влажной лакмусовой бумаги в синий цвет.

Конспект урока «Аммиак. Соли аммония».

Описание элемента

В жидкой форме аммиака молекулы соединены водородной связью. Температура, вязкость и плотность аммиака по сравнению с водой значительно ниже. Процесс кипения начинается от 33 градусов, а процесс горения или плавления — от 77 градусов по Цельсию. Показатели проводимости и диэлектрической проницаемости аммиака низкие. Следовательно, прочность связей в состоянии жидкости низкая.

Аналогично воде, аммиак в жидком состоянии ассоциирован из-за наличия водородной связи. Переход химического состава в состояние жидкости, не имеющей цвета, с плотностью 681 килограмм на метр кубический, быстрый. Проводимость тока в этом состояние практически отсутствует.

Химические свойства

По свойствам аммиак замечательный растворитель для разнообразных органических и неорганических составов. В твёрдом состоянии представляет собой кристаллы, не имеющие цвета. Может взаимодействовать с кислородом, хлоридом, серной кислотой, а также реагировать на водные и соляные растворы.

Аммиак обладает следующими химическими свойствами:

1. Играет роль нуклеофила или комплексообразователя в химических реакциях. При присоединении протона образовывает аммоний: NH3 + H⁺ → NH4⁺.
2. В жидком растворе происходит слабая щелочная реакция из-за протекающего процесса: NH 3 + H2О → NH4⁺ +ОН^—.
3. При воздействии кислот получается соль аммония, что демонстрирует уравнение: NH3 + HNO3 → NH4NO3.
4. В соединении с металлами за счет кислотных свойств образует амиды: 2NH3 +2К →2КNH2 +Н2.

Состав амида, имида и нитрида металла образуют за счет реакции с аммиаком в жидком состоянии. Нитрид получают посредством прогревания металла в азотной атмосфере.

Амиды имеют идентичные свойства гидроксидам (за счет неэлектронных ионов ОН, NH2 и молекулы воды). Основание амида сильнее гидроксида, поэтому он подвержен гидролизу, который необратим.

Фенолфталеин в составе раствора приобретает красный оттенок, но после добавления кислот наступает процесс нейтрализации.

Аммиаку в жидком состоянии свойственны ионизирующие функции растворителя, который способен растворить щелочные металлы и щелочноземельные. При этом он приобретает синий цвет. Концентрированный раствор отличается блеском металла. Во время испарения металлы из щелочи получают в целом виде, а щёлочноземельные образуют с аммиаком комплексы со свойствами проводимости металлов.

В результате происходит распадение металлических атомов на ионы, которые положительно заряжены и электроны, сульфатированные в окружении молекул NH 3. Растворы с наличием свободных электронов имеют свойства сильнейших восстановителей.

За счет электронодонорного свойства частицы аммиака могут присутствовать в комплексных соединениях в виде лигандов. Для образования аминокомплексов вводят избыточное количество аммиака в солевой раствор металла.

Химическая реакция вызывает изменение цвета реагентов. Прочными связями комплекса обладают соединения с наличием хрома и кобальта, степень окисления которого +3.

Физическое воздействие

По физическим свойствам аммиак относится к веществам, обладающим удушающими характеристиками и действием на нервную систему. При попадании в область дыхательных путей способен токсинами поразить легкие и вызвать отек с поражением разных систем живого организма. По виду действия может быть местного применения и резорбтивного.

Аммиачные пары раздражает слизистую оболочку глаза и кожные покровы. Процесс протекает с сильным неприятным запахом. Вследствие воздействия пара происходит обильное выделение слез и боли в области лица. В результате появляется ожог роговицы глаза. Зрение человека ухудшается или происходит полная его потеря. Следом наступает приступ кашля, изменение цвета кожного покрова с сильным раздражением.

Во время попадания раствора на кожу происходит жжение пораженной поверхности и образование пузырей и изъязвлений. По своим свойствам в сжатом состояние во время процесса испарения поглощает тепло. Попадая на кожу, химический элемент способен вызвать отморожение разной степени. Наличие запаха ощущается при концентрации 37 миллиграмм на метр кубический.

Норма концентрации аммиака на рабочем месте не должна превышать 20 миллиграмм на метр кубический. Работать при более тяжелых условиях без средств индивидуальной защиты запрещено.

Раздражение глаз проявляется при 490 миллиграммах концентрации в воздухе, а зева — 280. Токсичное отравление и лёгочный отек происходит при концентрации состава в 1,5 грамма на метр кубический (если находиться в области облака испарений в течение двух часов).

Применение и использование

Аммиак входит в большое количество веществ в промышленности. Объемы изготовления этого химического элемента достигают 150 миллионов тонн. Чаще всего производят:

• азотные удобрения (аммоний и мочевина);
• вещества на взрывчатой основе;
• азотные кислоты.

Возможно применение аммиака в роли растворителя. В холодильной промышленности встречается в виде холодильного агента (R 717).

В области медицины аммиак или нашатырный спирт (более привычное название — нашатырь) выводит человека из состояния обморока, стимулирует рвотный рефлекс. Для наружного применения используют в качестве обеззараживания укусов насекомых и при обрабатывании рук врачей. При неосторожном использовании возможно получить ожог органов пищеварения, остановку работы легких.

Применение при дерматите, кожных заболеваниях, а также повреждениях кожи в результате травмы категорически запрещено. Местное использование разрешено на здоровой области кожи. При неаккуратном применении и попадании раствора на слизистую часть глазного яблока следует обработать пострадавшую область водой или борной кислотой. Обработку необходимо повторять каждые 10 минут.

Применять вещества на масляной основе и различные мази нельзя. При попадании на область носа следует промыть ее лимонной кислотой или соком из натуральных фруктов. При попадании в область рта рекомендуется обильное употребление воды, фруктового сока.

Способы получения

Аммиак производят при водородном и азотном взаимодействии молекул в промышленности. Техника производства называется процессом Габера. Вся реакция протекает с выбросом тепла и уменьшением объема. Таким образом, реакция проводится при пониженной температуре окружающей среды и повышенном давлении. Равновесие смещается вправо. В этих условиях скорость прохождения реакции маленькая, а при повышении показаний температуры скорость начинает увеличиваться. Для безопасного проведения реакции требуется специальное оборудование, поддерживающее повышенное давление.

Для ускорения получения состояния равновесия используют катализаторные материалы — железо с пористым составом и некоторым процентом добавок.

По всем свойствам процесс получения аммиака происходит при температуре в 500 градусов по Цельсию и при наличии высокого давления, достигающего 350 атмосфер. Процент добычи при соблюдении этих факторов составит 30 процентов. В промышленности процесс зациклен. Происходит охлаждение состава и удаление аммиака, а непрореагировавший азот и водород возвращают для повторного синтеза обратно. Этот способ добычи аммиака в промышленности считается самым экономичным.

В условиях лаборатории аммиак добывают за счет действия щелочей. Химический элемент получают путем нагревания аммония с известью. Для сушки аммиака используют известь с натром.

Благодаря физическим и химическим свойствам аммиака его успешно используют в промышленности, производстве, медицине, химии и многих других областях человеческой деятельности.

Аммиак. Физические и химические свойства аммиака, получение, применение. Соли аммония

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.

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)

• Взаимодействие с кислородом

Опыт: “Горение аммиака”(при нагревании)

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

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

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

NH4Cl – хлорид аммония

(NH4)2SO4  — сульфат аммония

NH4NO3 – нитрат аммония

(NH4)3PO4 – ортофосфат аммония

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

4. Химические свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью) 

2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)

1. Разложение при нагревании

2. Качественная реакция на NH4⁺ — ион аммония

При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак

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

• 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.

 Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:

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

 Осуществить превращения по схеме:

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

 Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

Тренажёр №1: «Горение аммиака»

Тренажёр №2:«Химические свойства аммиака»

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

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”