Аммиак и 2. Аммиака

Аммиак — одно из наиболее часто применяемых в различных сферах человеческой деятельности химических веществ. Каждый год в мире производится огромное количество аммиака — больше 180 млн тонн. Из них порядка 15 млн тонн производит Россия, которая является одним из крупнейших экспортеров этого вещества. Для чего же человеку нужно такое количество этого продукта?

Об основных свойствах аммиака

Разнообразие сфер применения аммиака обусловлено его физическими и химическими свойствами. Аммиак (химическая формула NH3) — бесцветный газ с резким неприятным запахом. При длительном действии на организм человека аммиак вызывает поражение разных органов.

Аммиак вступает в химические реакции с другими элементами и соединениями с образованием новых веществ. Например, в результате реакции безводного аммиака с азотной кислотой получают аммиачную селитру, применяемую в производстве взрывчатых веществ и азотных удобрений.

Аммиак способен восстанавливать различные металлы из их оксидов.

. Степень окисления азота равна (–3). В молекуле три ковалентные полярные связи. У атома азота одна электронная пара остаётся и играет важную роль в способности аммиака вступать в химические реакции.

Молекула аммиака имеет форму , в вершине которой расположен атом азота, а в основании — три атома водорода.

Рис. (1). Молекула аммиака

Общие электронные пары в молекуле смещены к более электроотрицательному атому азота. Он заряжен отрицательно, а атомы водорода — положительно. Поэтому молекула полярна и представляет собой . Благодаря высокой полярности молекулы аммиака способны образовывать водородные связи между собой и с молекулами воды. Образование водородных связей влияет на физические свойства вещества.

При обычных условиях аммиак представляет собой с резким неприятным . Он легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо в воде — при (20) °С в одном объёме воды может раствориться до (700) объёмов аммиака. Раствор с содержанием газа (25) % называется аммиачной водой, а (10)%-ный раствор используется в медицине как нашатырный спирт.

Аммиак легко при пониженной температуре или при повышенном давления. При испарении жидкого аммиака поглощается много тепла, что позволяет использовать его в холодильных установках.

Степень окисления азота в аммиаке — (–3), поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он выступает в роли .

Аммиак окисляется с образованием азота или оксида азота((II)). Результат реакции зависит от условий её протекания.

При горении аммиака в чистом кислороде образуется :

Если реакция проводится с катализатором, то образуется ((II)):

2. Основные свойства.

Если в водный раствор аммиака добавить несколько капель фенолфталеина, то его окраска станет малиновой. Значит, раствор содержит гидроксид-ионы. Образование этих ионов происходит в результате реакции между водой и молекулами аммиака:

Образующийся в реакции неустойчивый частично диссоциирует на и .

Аммиак реагирует с. При этом образуются . Так, с соляной кислотой образуется , а с серной — :

В промышленности аммиак синтезируют из азота и водорода:

Рис. (2). Производство аммиака

Лабораторный способ получения — реакция между солью аммония и гидроксидом кальция:

В больших количествах аммиак применяется для производства азотной кислоты и , а также и . Используется в . Нашатырный спирт находит применение в медицине и в быту.

Рис. 1. Молекула аммиака https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/11/Ammonia-2D-dimensions.png

Рис. 2. Производство аммиака https://cdn.pixabay.com/photo/2014/07/31/21/42/industry-406905_960_720.jpg

Промышленное применение аммиака

Основная доля производимого технического аммиака используется в химической промышленности:

• для получения аммиачных и аммиачно-нитратных удобрений (аммиачной и нитратной селитры, хлористого аммония, сульфата аммония и других), широко используемых в сельскохозяйственном производстве при выращивании различных культур, а также в частном садоводстве и огородничестве;
• при получении соды аммиачно-хлоридным способом аммиаком насыщают концентрированный солевой раствор, через который под давлением пропускают двуокись углерода;
• синтетический аммиак применяется при производстве азотной кислоты, методом катализа;
• для получения аммонитов — аммиачных взрывчатых веществ;
• жидкий аммиак используют в качестве растворителя разных неорганических и органических веществ;
• в холодильных установках жидкий аммиак применяют в качестве хладагента R717;
• в качестве окислителя ракетного топлива.

Аммиак полезен и в быту

Вот только несколько возможных способов использования нашатырного спирта в доме.

• Мытье окон — смешав столовую ложку вещества с литром воды, протрите полученной жидкостью стекла, а затем отполируйте их с мягкой бумагой или тканью или бумагой. Аналогично можно очистить керамическую плитку.
• Стирка деликатных тканей — жесткую воду можно смягчить, добавив в нее несколько ложек нашатырного спирта.
• Чистка столового серебра —смешайте нашатырный спирт с чистой водой в пропорции 1:4 и положите туда серебряные предметы на несколько часов, затем ополосните их и протрите до блеска.
• Чистка меха — 1 чайную ложку 10%-го раствора аммиака и несколько чайных ложек питьевой соды растворите в 0,5 литра воды. Смочите в полученном растворе салфетку из мягкой ткани и протрите мех сверху.
• Аналогично нашатырным спиртом можно удалять различные пятна с тканей и замши.

И это только небольшая часть тех случаев, когда аммиак приходит на помощь человеку.

Химические свойства аммиака

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары у атома азота. Степень окисления азота в аммиаке «-3» – минимальная. Поэтому в химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами и проявляет только восстановительные свойства.

Для аммиака характерны следующие химические реакции:

1. реакция взаимодействия аммиака и воды:

NH3 + H2O ⇄ NH3•H2O.

В результате реакции образуется гидрат аммония (NH3•H2O или NH4OН). Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду.

При кипении гидрат аммиака разлагается с образованием аммиака и .

2. реакция взаимодействия аммиака и ортофосфорной кислоты:

В результате реакции образуется дигидрофосфат аммония.

Аналогичным образом протекают реакции аммиака с другими кислотами – с образованием солей аммония.

3. реакция взаимодействия аммиака и кислорода – горения аммиака:

В результате реакции образуется азот и . Реакция носит необратимый характер.

4. реакция каталитического окисления аммиака:

В результате первой реакции образуются (II) и вода. В качества катализатора используются платина и ее сплавы с металлами-платиноидами, оксиды , , ,  и др.

В результате второй реакции образуются азотная и вода. Это промышленный способ получения азотной кислоты. При этом смесь с 10% (по объему) аммиака пропускается над рядами сеток ( с 5-15% ) при температуре около 850 оС и давлении 5 атм; время контактирования с ограничено до ≤ 1 мс чтобы минимизировать нежелательные побочные реакции. Степень превращения составляет около 96% (одна из наиболее эффективных из известных промышленных каталитических реакций); выходящие газы пропускают через абсорбционную колонну и получают 60%-й водный раствор азотной при 40°C. Реакция протекает в три стадии.

5. реакция взаимодействия аммиака и оксида меди:

В результате реакции образуются азот, и . В ходе реакции аммиак пропускается через нагретый .

6. реакция термического разложения аммиака:

2NH3 ⇄ N2 + 3H2 (t = 1200-1300 оС).

В результате реакции образуются азот и .

7. реакция взаимодействия аммиака и фтора:

В результате реакции образуются фтороводород и . Реакция происходит при высоких температурах.

Аналогичным образом протекают реакции аммиака с другими галогенами.

8. реакция взаимодействия оксида калия и аммиака:

В результате реакции образуются амид калия и . Реакция медленно протекает в жидком аммиаке.

Физические свойства аммиака

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

Реферат

Азот образует несколько соединений с водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом (запах «нашатырного спирта»).

В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая хлорид аммония с гашеной известью Ca(OH)₂. Реакция выражается уравнением

Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести с едким натром).

Масса 1л аммиака при нормальных условиях равна 0,77г. Поскольку этот газ значительно легче воздуха, то его можно собирать в перевернутое вверх дном сосуды.

При охлаждении до -33,5˚С аммиак под обычным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающую при -77,8˚С.

Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при комнатной температуре около 700 объёмов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25% NH₃ и имеет плотность 0,91 г⁄см³. Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит 10% NH₃. С повышением температуры растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количеств газообразного аммиака.

При низкой температуре из раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH₃·Н₂О, плавящийся при -79˚С. Известен также кристаллогидрат состава 2NH₃·H₂O. В этих гидратах молекулы воды и аммиака соединены между собой водородными связями.

В химическом отношении аммиак довольно активен; он вступает во взаимодействие со многими веществами. В аммиаке азот имеет самую низкую степень окисления (-3). Поэтому в реакции, связанные с дальнейшим понижением степени окисления азота, аммиак вступает: он обладает только восстановительными свойствами. Если пропускать ток NH по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит белым, зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:

При других условиях аммиак может окисляться до окисления NO.

В отличии от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не обладает кислотными свойствами. Однако атомы водорода в его молекуле могут замещаться атомами металлов. При полном замещении водорода металлов образуются соединения, называемые нитридами. Некоторые из них, например нитриды кальция и магния, получаются путем непосредственного соединения азота с металлами при высокой температуре:

Многие нитриды полностью гидролизуются водой с образованием аммиака и гидроксида металла. Например:

При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода металлами образуется амиды металлов. Так, пропуская аммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия NaNH₂ в виде бесцветных кристаллов:

Вода разлагает амид натрия:

Обладая сильными основными и водоотнимающими свойствами, амид натрия нашел применение при некоторых органических синтезах, например, в производстве такого важного красителя, как индиго, и некоторых лекарственных препаратов.

Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так, при действии нитрид хлора, или хлористый азот, NCI₃

в виде тяжелой маслянистой взрывчатой жидкости.

Подобными же свойствами обладают нитрит иода (иодистый азот), образующий в виде черного, нерастворимого в виде порошка при действии иода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрывает от малейшего прикосновения; при этом выделяется пары иода фиолетового цвета.

Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом электронную пару:

Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно-акцепторному способу четвертой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электронно-акцепторными свойствами. Этим объясняется чрезвычайно характерная для аммиака способность вступать в реакцию присоединения.

Взаимодействие аммиака с водой тоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:

В результате концентрации ионов OHֿв растворе возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиака обладает щелочной реакцией. Однако по установившейся традиции водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH₄OH и называют гидроокись аммония, а щелочную реакцию этого раствора рассматривают как результат диссоциации молекул NH₄OH.

При нагревании раствора аммиак улетучивается, в чем не трудно убедится по запаху. Таким образом, присутствие любой аммонийной соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью.

Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо или необратимо. Например, при нагревании хлорид аммония как бы возгоняется – разлагается на аммиак и хлорид водород, которые на холодных частях сосуда вновь соединяются в хлорид аммония: NH₄↔NH₃+HCI

При обратимом распаде солей аммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак. Однако продукты разложения – аммиак и кислота, — будучи смешаны, вновь соединяются друг с другом. Примерами могут служить реакция распада сульфата аммония (NH₄)₂SO₄ или фосфата аммония (NH₄)₃PO₄.

Соли аммония, анион которых проявляет окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой ион аммония окисляется, а анион восстанавливается. Примерами могут служить распад NH₄NO₂ или разложение нитрата аммония:

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Как уже говорила, аммиак даже при невысоком давлении (7-8атм) легко превращается в жидкость. Поскольку при испарения жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты (327калг), то жидкий аммиак используются в различных холодных устройствах.

Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах как слабое основание; их используют так же в медицине и в быту. Но большая часть получаемого в промышленности аммиака идет на приготовление азотной кислоты, а также других азотсодержащих веществ. К важнейшим из них относятся азотные удобрения, прежде всего сульфат и нитрат аммония и карбамид.

Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ служит хорошим удобрением и производится в больших количествах.

Нитрат аммония NH₄NO₃ тоже применяется в качестве удобрения; процентное содержание усвояемого азота в этой соли выше, чем в других нитратах или солях аммония. Кроме того, нитрат аммония образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы) и применяются для взрывных работ.

Хлорид аммония, или нашатырь, NH₄CI применяется в красильном деле, в ситцепечатанье, при паянии, а также в гальванических элементах. Применение хлорида аммония при паянии основано на том, что он способствует удалению с поверхностей оксидных пленок, благодаря чему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении сильно нагретого металла, с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности металла, либо восстанавливаются, либо переходят в хлориды. Последствие, будучи более летучи, чем оксиды, удаляются с поверхности металла. Для случая меди и железа основные происходящие при этом процессы можно выразить такими уравнениями:

Первая из этих реакций является окислительно-восстановительной: медь, будучи менее активным металлом, чем железо, восстанавливается аммиаком, который образуется при нагревании NH₄CL. Жидкий аммиак и насыщенные им растворы аммонийных солей применяют в качестве удобрений. Одним из главных преимуществ таких удобрений является повышенное содержание в них азота.

Получение аммиака. Первым по времени открытия (1904г.) является цианамидный способ получения аммиака, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция CaC₂, образуя цианамид кальция CaCN₂ :

CaC₂+ N₂ = CaCN₂+ C+72ккал

Цианамид кальция – порошок, окрашенный в темно-серый цвет примесью угля. При действии на него водяного пара под давлением около 6 атм он легко разлагается с образованием аммиака и карбоната кальция :

CaCN₂+3H₂O= CaCO₃+2NH₃ +18 ккал

Первый завод для получения цианамида кальция мощностью 4 тыс. т в год был построен в 1906 г. В Италии. В1921 г. Мировое производство цианамида кальция достигло 500 тыс. т в год. Но затем строительство новых заводов почти прекратились, так как преобладающее значение получил другой метод промышленного производства аммиака – синтез аммиака из водорода и азота.

При комнатной температуре азот не соединяется с водородом. Но уже давно было известно, что если пропускать смесь этих газов электрические искры, то образуется некоторое количество аммиака. Подобное изучение этой реакции показало, что реакция между азотом и водородом обратима:

N₂+3H₂ ↔2NH₃ +22 ккал

При высокой температуре, создаваемой электрическими разрядами, равновесие сильно сдвинуто влево — количество получающегося аммиака очень мало. Только в начале 20 века удалось, наконец, найти условия, при которых выход аммиака становится достаточным для проведения процесса в заводском масштабе. Оказалось, что этими условиями является высокое давление и низкая температура.

Но при низких температурах скорость реакции настолько мала, что потребовалось бы слишком много времени для получения значительных количеств аммиака. Ускорения процесса удалось добиться путем применения катализаторов. Из различных исследованных веществ наилучшим оказалось определенным образом приготовленное пористое железо, содержащее небольшие количества оксидов алюминия, калия, кальция и кремния.

Реакцию ведут при температуре около 500˚С, компенсируя вызываемый этим сдвиг равновесия вызываемый этим сдвиг равновесия влево повышенным давлением. Нетрудно убедиться, что один и тот же выход аммиака может быть получен как при сравнительно низкой, так и при более высокой температуре, если соответственно увеличить давление. Но пи повышении температуры возрастает скорость реакции и нужное количество аммиака получается за более короткое время.

Все промышленные установки синтеза аммиака работают с использованием принципа циркуляции: после реакции смесь газов охлаждается, содержащийся в ней аммиак конденсируется и отделяется, а не прореагировавшие азот и водород смешиваются со свежей порцией газов, снова подаются на катализатор и т.д. Применение циркуляции увеличивает производительность всей системы.

Синтез аммиака можно проводить при различных давлениях от 150 до 1000 атм. Наибольшее распространение получили системы, работающие при среднем давлении (300 атм); в экономическом отношении они наиболее целесообразны.

В настоящее время синтез аммиака является основным способом связывания атмосферного азота.

Метанол. CH₃OH – бесцветная жидкость (темп. кип. 64,7˚С). Весьма ядовит: прием небольших доз его внутрь вызывает слепоту, а больших – смерть. Метиловый спирт получают в больших количествах синтезом из окси водорода и углерода при высоком давлении (200-300 атм) и высокой температуре (400˚С) в присутствии катализатора (около 90% ΖnO и 10% Cr₂O₃): CO+2H₂↔CH₃OH

Метиловый спирт образуется и при сухой перегонке дерева; поэтому его называют также древесным спиртом. Применяется он как растворитель, а также для получения других органических веществ, в частности формальдегида и метилметакрилата, которые используют в производстве фенолформальдегидных смол и полиметилметакрилата (органического стекла) соответственно. Еще его используют в качестве моторного топлива, так как добавка его к бензину повышает октановое число топлива и снижает количество вредных веществ в выхлопных газах.

Доклад на тему:

«Производство аммиака и метанола».

Выполнила: Акжигитова Алсу

Преподаватель: Канеева Наиля

Применение и использование аммиака

– в холодильной технике в качестве хладагента R717, где R – Refrigerant (хладагент), 7 – тип хладагента (неорганическое соединение), 17 – молекулярная масса,

– в медицине в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт,

– в химической промышленности для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина),

– как сырье в химической промышленности для производства взрывчатых веществ, полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу), нейлона, капрона и других продуктов химической промышленности,

– жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

– в сельском хозяйстве в качестве удобрения в виде аммиачной воды.

почему газообразный жидкий аммиак кислота формула связь можно водный химическая связь растворим растворили имеет является
вычислите уравнение моль окисление концентрация свойства производство плотность образование синтез взаимодействие водный раствор получение запах масса какой объем молекула краска без аммиака для волос

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

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, жидкость, твердое тело, характеристики

Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.

Аммиак как является хорошим растворителем для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные, щелочноземельные , а также другие простые вещества, как, например, , , . Слабо растворяются в жидком аммиаке азотнокислые, хлористые и бромистые соли, а соли серной, угольной, уксусной и фосфорной кислот, как правило, нерастворимы.

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

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.

Понятие аммиака

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.

Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков. На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.

Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком Джозефом Пристли. Он нагревал нашатырь (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH4 Cl + Ca(OH)2 ® NH3 + CaCl2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака – гидролиз нитрида магния: Mg3 N2 + 6H2 O ® 2NH3 + 3Mg(OH)2.

Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «аммониак» – от латинского названия нашатыря – sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.

Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH3 + HCl ® NH4 Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака – нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.

К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного продукта при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 м3 ) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.

Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN2 + 3H2 O ® 2NH3 + CaCO3 или из цианида натрия: NaCN + 2H2 O ® HCOONa + NH3. Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.

В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака (см. ГАБЕР, ФРИЦ). В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном катализаторе с добавками при температуре 420–500°С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).

Аммиак – бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до –33,3°С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до –77,7°С. Молекула NH3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой – почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог.

Между молекулами аммиака существуют водородные связи. Хотя они и не такие прочные, как между молекулами воды, эти связи способствуют сильному притяжению между молекулами. Поэтому физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами других гидридов элементов той же подгруппы (PH3, SbH3, AsH3 ). Так, у ближайшего аналога аммиака – фосфина РН3 температура кипения равна – 87,4°С, а температура плавления – 133,8°С, несмотря на то, что молекула PH3 вдвое тяжелее молекулы NH3. В твердом аммиаке каждый атом азота связан с шестью атомами водорода тремя ковалентными и тремя водородными связями. При плавлении аммиака рвутся только 26% всех водородных связей, еще 7% разрываются при нагреве жидкости до температуры кипения. И лишь выше этой температуры исчезают почти все оставшиеся между молекулами связи.

Среди прочих газов аммиак выделяется своей огромной растворимостью в воде: при нормальных условиях 1 мл воды способен поглотить больше литра газообразного аммиака (точнее, 1170 мл) с образованием 42,8%-ного раствора. Если рассчитать соотношение NH3 и H2 O в насыщенном при нормальных условиях растворе, то получится, что одна молекула аммиака приходится на одну молекулу воды. При сильном охлаждении такого раствора (примерно до –80°C) образуютсмя кристаллы гидрата аммиака NH3 ·H2 O Известен также гидрат состава 2NH3 ·H2 O.

Водные растворы аммиака обладают уникальным среди всех щелочей свойством: их плотность снижается с увеличением концентрации раствора (от 0,99 г/см3 для 1%-ного раствора до 0,73 г/см3 для 70%-ного). В то же время аммиак довольно легко «выгнать» назад из водного раствора: при комнатной температуре давление пара над 25%-ным раствором составляет две трети атмосферного, над 4%-ным раствором – 26 мм рт.ст. (3500 Па) и даже над очень разбавленным 0,4%-ным раствором оно все еще равно 3 мм рт.ст. (400 Па). Неудивительно, что даже слабые водные растворы аммиака имеют отчетливый запах «нашатырного спирта», а при хранении в неплотно закупоренной посуде они довольно быстро «выдыхаются». Непродолжительным кипячением можно полностью удалить аммиак из воды.

На высокой растворимости аммиака в воде основан красивый демонстрационный опыт. Если в перевернутую колбу с аммиаком через узкую трубочку, соединяющую колбу с сосудом с водой, впустить несколько капель воды, газ быстро растворится в ней, давление понизится, и под действием атмосферного давления вода из сосуда с растворенным в ней индикатором (фенолфталеином) с силой устремится в колбу. Там она тут же окрасится в малиновый цвет – из-за образования щелочного раствора.

Аммиакпламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Смеси аммиака с воздухом при его содержании от 15 до 28% взрывоопасны. В присутствии катализаторов реакция с кислородом приводит к химически довольно активен и вступает во взаимодействие со многими веществами. В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым оксидам азота. При растворении аммиака в воде образуется щелочной раствор, который иногда называют гидроксидом аммония. Однако это название не вполне точное, поскольку в растворе сначала образуется гидрат NH3 ·H2 O, который затем частично распадается на ионы NH4+ и OH–. Условно NH4 OH считают слабым основанием, при расчете его степени диссоциации предполагается, что весь аммиак в растворе находится в виде NH4 OH, а не в виде гидрата.

Аммиак благодаря неподеленной паре электронов образует огромное количество комплексных соединений с ионами металлов – так называемых амминокомплексов или аммиакатов. В отличие от органических аминов, в этих комплексах с атомом азота всегда связаны три атома водорода.

Сильные водородные связи приводят к сравнительно высокой (по сравнению с другими газами) теплоте испарения аммиака – 23,3 кДж/моль. Это в 4 раза больше теплоты испарения жидкого азота и в 280 раз больше, чем у жидкого гелия. Поэтому жидкий гелий вообще невозможно налить в обычный стакан – он немедленно испарится. С жидким азотом такой опыт провести можно, но значительная его часть испарится, охлаждая сосуд, а оставшаяся жидкость тоже выкипит довольно быстро. Поэтому обычно сжиженные газы в лабораториях хранят в специальных сосудах Дьюара с двойными стенками, между которыми – вакуум. Жидкий аммиак, в отличие от других сжиженных газов, можно держать в обычной химической посуде – стаканах, колбах, он при этом испаряется не слишком быстро. Если же налить его в сосуд Дьюара, то в нем он будет храниться очень долго. И еще одно удобное свойство жидкого аммиака: при комнатной температуре давление пара над ним сравнительно невелико, поэтому при длительных экспериментах с ним можно работать в запаянных стеклянных ампулах, которые такое давление легко выдерживают (попытка проделать подобный эксперимент с жидким азотом или кислородом неминуемо привела бы к взрыву). Большая теплота испарения жидкого аммиака позволяет использовать это вещество в качестве хладагента в различных холодильных установках; испаряясь, жидкий аммиак очень сильно охлаждается. В домашних холодильниках раньше тоже был аммиак (теперь в основном – фреоны). Хранят жидкий аммиак в герметичных баллонах.

Внешне жидкий аммиак похож на воду. Сходство этим не ограничивается. Как и вода, жидкий аммиак – прекрасный растворитель как для ионных, так и для неполярных неорганических и органических соединений. В нем легко растворяются многие соли, которые, как и в водных растворах, диссоциируют на ионы. Однако химические реакции в жидком аммиаке часто протекают совсем не так, как в воде. Прежде всего это связано с тем, что растворимость одних и тех же веществ в воде и в жидком аммиаке может различаться очень сильно, что видно из следующей таблицы, в которой приведена растворимость (в граммах на 100 г растворителя) некоторых солей в воде и в жидком аммиаке при 20°С:

Поэтому в жидком аммиаке легко протекают такие обменные реакции, которые немыслимы для водных растворов, например, Ba(NO3 )2 + 2AgCl ® BaCl2 + 2AgNO3. Молекула NH3 – сильный акцептор ионов водорода, поэтому если в жидком аммиаке растворить слабую (в случае водных растворов) уксусную кислоту, то она будет диссоциировать полностью, то есть станет очень сильной кислотой: CH3 COOH + NH3 ® NH4+ + CH3 COO–. В среде жидкого аммиака значительно усиливаются (по сравнению с водными растворами) и кислотные свойства солей аммония. Ион аммония в жидком аммиаке обладает многими свойствами, характерными для иона водорода в водных растворах. Поэтому в жидком аммиаке нитрат аммония легко реагирует, например, с магнием с выделением водорода или с пероксидом натрия: 2NH4 NO3 + Mg ® Mg(NO3 )2 + 2NH3 + H2; Na2 O2 + 2NH4 NO3 ® 2NaNO3 + H2 O2 + 2NH3. С помощью реакций в жидком аммиаке впервые были выделены пероксиды магния, кадмия и цинка: Zn(NO3 )2 + 2KO2 ® ZnO2 + 2KNO3 + O2, получен в чистом виде кристаллический нитрит аммония: NaNO2 + NH4 Cl ® NH4 NO2 + NaCl, проведены многие другие необычные превращения, например, 2K + 2CO ® K2 C2 O2. Последнее соединение содержит тройную ацетиленовую связь и имеет строение K+– OСºCO– K+.

Большое сродство жидкого аммиака к ионам Н+ позволяет провести эффектный опыт по «пластификации» дерева. Дерево в основном состоит из целлюлозы: длинные полимерные цепи молекул целлюлозы соединяются между собой с помощью водородных связей между гидроксильными группами –OH (иногда их называют водородными мостиками). Одна водородная связь довольно слабая, но так как молекулярная масса целлюлозы достигает 2 миллионов, а мономерных звеньев (глюкозных остатков) в молекуле свыше 10 тысяч, длинные молекулы целлюлозы сцеплены друг с другом очень прочно. Жидкий аммиак с легкостью разрушает водородные мостики, связывая атомы водорода в ионы NH4+, и в результате молекулы целлюлозы приобретают способность скользить относительно друг друга. Если деревянную палочку опустить на некоторое время в жидкий аммиак, то ее можно гнуть как угодно, как будто она сделана не из дерева, а из алюминия. На воздухе аммиак через несколько минут испарится, и водородные связи снова восстановятся, но уже в другом месте, а деревянная палочка вновь станет жесткой и при этом сохранит ту форму, которую ей придали.

Из растворов различных веществ в жидком аммиаке, без сомнения, самые интересные – это растворы щелочных металлов. Такие растворы вызывают живейший интерес ученых уже более ста лет. Впервые растворы натрия и калия в жидком аммиаке были получены в 1864. Спустя несколько лет было обнаружено, что если дать аммиаку спокойно испариться, то в осадке останется чистый металл, как это бывает с раствором соли в воде. Такая аналогия, однако, не совсем точна: щелочные металлы, хотя и медленно, с аммиаком все же реагируют с выделением водорода и образованием амидов: 2K + 2NH3 ® 2KNH2 + H2. Амиды – стабильные кристаллические вещества, энергично взаимодействующие с водой с выделением аммиака: KNH2 + H2 O ® NH3 + KOH.

При растворении металла в жидком аммиаке объем раствора всегда больше суммарного объема компонентов. В результате такого разбухания раствора его плотность непрерывно падает с увеличением концентрации (чего не бывает у водных растворов солей и других твердых соединений). Концентрированный раствор лития в жидком аммиаке – самая легкая при обычных условиях жидкость, ее плотность при 20°C – всего лишь 0,48 г/см3 (легче этого раствора только сжиженные при низких температурах водород, гелий и метан).

Свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла, а вместо анионов – электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают разбавленным растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Электрический ток такие растворы проводят плохо. Но с повышением концентрации растворенного металла, когда электроны приобретают способность перемещаться в растворе, электропроводность увеличивается исключительно сильно – иногда в триллионы раз, приближаясь к электропроводности чистых металлов! Разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке сильно различаются и по другим физическим свойствам. Так, растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами: они имеют отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Иногда даже трудно поверить, что это растворы одного и того же вещества в одном и том же растворителе. И здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке – самый легкоплавкий «металл», который замерзает лишь при –183°C, то есть при температуре сжижения кислорода.

Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это в основном зависит от температуры. При температуре кипения насыщенный раствор содержит примерно 15% (мольных) щелочного металла. С повышением температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла. Это значит, что расплавленный щелочной металл (цезий, например, уже при 28,3°C) смешивается с жидким аммиаком в любых соотношениях. Аммиак из концентрированных растворов испаряется медленно, так как давление его насыщенных паров стремится к нулю при увеличении концентрации металла.

Еще один очень интересный факт: разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом. Для водных растворов это редкое явление. Если же, допустим, в 100 г жидкого аммиака внести 4 г натрия при температуре –43° C, то образующийся раствор сам собой расслоится на две жидкие фазы. Одна из них, более концентрированная, но менее плотная, окажется сверху, а разбавленный раствор с большей плотностью – внизу. Заметить границу между растворами легко: верхняя жидкость обладает металлическим бронзовым блеском, а нижняя имеет чернильно-синий цвет.

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. Тем не менее этот газ токсичен. К счастью, человек способен почувствовать запах аммиака в воздухе уже в ничтожной концентрации – 0,0005 мг/л, когда еще нет большой опасности для здоровья. При повышении концентрации в 100 раз (до 0,05 мг/л) проявляется раздражающее действие аммиака на слизистую оболочку глаз и верхних дыхательных путей, возможна даже рефлекторная остановка дыхания. Концентрацию 0,25 мг/л с трудом выдерживает в течение часа даже очень здоровый человек. Еще более высокие концентрации вызывают химические ожоги глаз и дыхательных путей и становятся опасными для жизни. Внешние признаки отравления аммиаком могут быть весьма необычными. У пострадавших, например, резко снижается слуховой порог: даже не слишком громкие звуки становятся невыносимы и могут вызвать судороги. Отравление аммиаком вызывает также сильное возбуждение, вплоть до буйного бреда, а последствия могут быть весьма тяжелыми – до снижения интеллекта и изменения личности. Очевидно, аммиак способен поражать жизненно важные центры, так что при работе с ним надо тщательно соблюдать меры предосторожности.

Аммиак, формула, газ, характеристики

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

Аммиак (NH3) – наиболее простое и устойчивое соединение азота с водородом.

Химическая формула аммиака NH3. Изомеров не имеет.

Строение молекулы аммиака:

Форма молекулы аммиака напоминает тригональную пирамиду, в вершине которой расположен атом азота. 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 ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+. Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

https://youtube.com/watch?v=SCTa_LD3Czw%3Ffeature%3Doembed

Аммиак – при нормальных условиях бесцветный газ, с резким характерным запахом (запах «нашатырного спирта»).

Аммиак – токсичное горючее газообразное вещество, обладающее свойством образовывать при контакте с воздухом взрывоопасную смесь.

Легче . Плотность по сравнению с плотностью 0,59. Таким образом, аммиак практически вдвое (в 1,7 раза) легче воздуха. Его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды.

Аммиак – это горючий . Пожаро- и взрывоопасен. В чистом кислороде аммиак сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Аммиак горит при наличии постоянного источника огня. Наличие масел и другого горючего увеличивает пожаровзрывоопасность этого вещества.

Аммиак образует с воздухом взрывоопасную смесь. Концентрационные пределы распространения пламени – 15,0-33,6 объемные доли, %; либо 107-240 г/м3. Наиболее легковоспламеняемая концентрация 24,5% (180 г/м3).

Хорошо растворим в как в газообразном, та и в жидком состоянии. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика – около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме . При растворении аммиака в воде выделяется значительное количество .

Водный раствор аммиака имеет сильную щелочную реакцию вследствие образования гидроокиси аммония NH4OH.

Аммиак относится к токсичным веществам, к IV классу опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007. ПДК аммиака в атмосферном воздухе населенных мест по ГОСТ 6221-90 составляет: максимально разовая – 0,2 мг/м3; среднесуточная – 0,04 мг/м3. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) по ГОСТ 12.1.005-88 составляет 20 мг/м³. Ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм, т.к. запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³.

Газообразный аммиак вызывает острое раздражение слизистых оболочек, слезотечение, отравление и удушье. Жидкий аммиак или струя , попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Аммиак в следовых количествах содержится в природе и планетах Солнечной системы. Почки человека выделяют аммиак для нейтрализации избыточной кислоты.

Ежегодное мировое промышленное производство аммиака составляет более 180 млн тонн. Он относится к числу важнейших продуктов химической промышленности. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3.

Получение аммиака в промышленности и лаборатории. Химические реакции – уравнения получения аммиака

Аммиак в лабораторных условиях получается в результате следующих химических реакций:

В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид натрия и вода.

В результате реакции образуются газообразный аммиак, сульфат кальция и вода.

В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид кальция и вода.

Таким образом, для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония.

Аммиак в промышленности получают путем прямого взаимодействия водорода и азота:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 (kat = пористое железо с примесями Al2O3 и K2O, t = 500 оС, p = 350 атм.).

За счет высокого давления равновесие в указанной реакции смещается в сторону аммиака. Это так называемый процесс Габера. Немецкий физик Фриц Габер разработал физико-химические основы данного метода.

Применение аммиака в медицине

В медицине широко применяется 10%-й раствор аммиака, известный под названием — нашатырный спирт. Нашатырный спирт используют для приведения в чувство человека, потерявшего сознание. Применяют его и в качестве рвотного средства в очень слабом растворе и в малом количестве. Нашатырным спиртом обрабатывают укусы насекомых. Разведенным в воде нашатырным спиртом хирурги обрабатывают руки.

Важно! Использовать раствор аммиака следует с большой осторожностью и только по назначению. Передозировка его очень опасна!