Аммиак, соли аммония
В
образовании молекулы аммиака принимают участие неспаренные электроны азота и
водорода. На внешнем энергетическом уровне у азота 5 электронов, 2 спаренных
и 3 неспаренных, именно они и участвуют в образовании химической связи. Три
атома водорода предоставляют свои 3 неспаренных электрона, неспаренные
электроны азота и 3 неспаренных электрона от трёх атомов водорода объединяются
и образуется три ковалентные связи.
Эти
электронные пары смещены в сторону более электрооотрицательного элемента –
азота. Молекула аммиака имеет вид треугольной пирамиды, причём из-за
смещения электронный пары к азоту возникает диполь, в котором есть
положительный и отрицательный полюс.
В
жидком состоянии молекулы аммиака связываются друг с другом при помощи водородной
связи.
По
физическим свойствам, аммиак представляет собой бесцветный газ с резким
запахом, почти в два раза легче воздуха. Аммиак хорошо растворим в воде: в одном
объёме воды растворяется семьсот объёмов аммиака. 20% по массе раствор аммиака
называется водным аммиаком или аммиачной водой, а 10% раствор аммиака,
который используется в медицине, называется нашатырным спиртом.
Аммиак
нельзя вдыхать продолжительное время, так как он ядовит. Достаточно легко
сжижается при обычном давлении и температуре 33,4 0С. Жидкий аммиак
при испарении вызывает сильное охлаждение, поэтому его используют в холодильных
установках.
Если
в раствор аммиака добавить несколько капель фенолфталеина, раствор
станет малинового цвета, за счёт гидроксид-ионов, если этот окрашенный раствор
подогреть, то окраска исчезает, так как аммиак улетучивается в виде газа.
Аммиак
реагирует с кислотами с образованием солей аммония. Например,
Если стеклянную палочку, смоченную раствором аммиака, поднести к другой
палочке, смоченной соляной кислотой, то появится густой дым – это образуется
соль аммония – хлорид аммония.
В
этой соли катион аммония выступает в роли катиона металла. Катион аммония
образуется за счёт объединения неподелённой пары электронов азота и катиона
водорода, который переходит к аммиаку от молекул кислот или воды. В результате
этого объединения возникает ковалентная связь и образуется катион
аммония. В этом катионе валентность азота равна IV, так как образовалось четыре
связи, а степень окисления азота -3.
Механизм
образования ковалентной связи, которая возникает за счёт свободной электронной
пары одного из атомов, называется донорно-акцепторным.
Поэтому
при образовании катиона аммония донором электронной пары является азот, а
акцептором катион водорода кислоты или воды.
Соли
аммония называются по аналогии с другими солями. Например: NH4NO3
– нитрат аммония, (NH4)2SO4
– сульфат аммония, (NH4)2CO3
– карбонат аммония. Все соли аммония – твёрдые кристаллические вещества,
хорошо растворимые в воде, по свойствам они схожи с солями калия.
Как
и все соли, они реагируют с другими солями. Например, в результате
взаимодействия хлорида аммония с нитратом серебра, образуется нерастворимая в
воде соль – хлорид серебра в виде белого творожистого осадка и другая соль –
нитрат аммония.
В
результате взаимодействия сульфата аммония с хлоридом бария образуется осадок –
сульфат бария и ещё одна соль – хлорид аммония.
Некоторые
соли аммония, как карбонат аммония, реагирует с кислотами.
Например,
в результате взаимодействия карбоната аммония с соляной кислотой образуется соль
– хлорид аммония и угольная кислота, которая распадается на углекислый газ и
воду.
Соли
аммония разлагаются при нагревании. При нагревании хлорида аммония
образуется аммиак и хлороводород.
Если
охладить продукты реакции, то они вновь соединяются и образуется соль. Таким
образом, при нагревании сухой хлорид аммония как бы возгоняется, а затем на
холодных стенках верхней части пробирки снова оседает в виде белых
кристалликов.
Для
аммиака характерны реакции окисления. При окислении аммиака кислородом
образуется азот и вода. В этой реакции азот повышает свою степень окисления с
-3 до 0, а кислород понижает с 0 до -2. Поэтому азот является восстановителем,
а кислород – окислителем.
В
присутствии катализатора (Pt)
окисление аммиака идёт не до азота, а до оксида азота (II) и воды. В этой
реакции азот изменяет свою степень окисления с -3 до +2, а кислород понижает с
0 до -2. Поэтому азот является восстановителем, а кислород – окислителем.
Аммиак
восстанавливает некоторые металлы из их оксидов. Так в реакции аммиака с
оксидом меди (II) образуется азот, медь и вода. Это окислительно-восстановительная
реакция, в которой медь понижает свою степень окисления с +2 до 0, а азот
повышает с -3 до 0. Поэтому медь выступает в роли окислителя, а азот в роли
восстановителя.
В
промышленности аммиак получают синтезом азота и
водорода при высоких температуре, давлении и в присутствии катализатора.
В лаборатории аммиак
получают действием гашёной извести на соли аммония.
Например, при действии
гашёной извести на хлорид аммония образуется соль – хлорид кальция, газ
аммиак и вода.
Аммиак легче воздуха,
его собирают в перевёрнутый вверх дном сосуд, а распознают по
запаху или посинению влажной лакмусовой бумажки.
Такие
реакции являются качественными на соли аммония.
Проведём
эксперимент: нальём в одну пробирку раствор хлорида натрия, а в другую хлорид
аммония. Затем в каждую из пробирок ещё добавим раствора щёлочи и нагреем
содержимое двух пробирок. Поднесём к отверстию пробирок влажную лакмусовую
бумажку. При этой в первой пробирке бумажка не изменила своего цвета, а в
другой пробирке стала синего цвета за счёт выделения аммиака, кроме этого
аммиак можно распознать и по характерному резкому запаху.
Соли
аммония получают реакцией аммиака с кислотами. Напрмер, в
результате взаимодействия аммиака и соляной кислоты, образуется соль – хлорид
аммония, в результате взаимодействия аммиака и азотной килслоты, образуется
соль – нитрат аммония.
Аммиак
и его соли находят широкое применение: его используют в холодильных
установках как хладагент, в производстве минеральных удобрений, особенно ценным
удобрением считается нитрат аммония, аммиак применяется в
производстве азотной кислоты. Соли аммония используются для паяния,
например, хлорид аммония очищает поверхность металла от оксидной плёнки, аммиак
и соли аммония используют для получения взрывчатых веществ, например, нитрат
аммония в смеси с порошком алюминия и угля образует вещество – аммонал,
который применяют при разработке горных пород. Аммиак и соли аммония
также необходимы для получения красителей.
В
медицине и в быту используют нашатырный спирт, потому что он стимулирует работу
сердца и нервной системы, его дают нюхать при обмороках и отравлениях. Аммиак
широко применяют в быту при стирке белья и выведении пятен, чистке ковров и
ювелирных изделий. Гидрокарбонат и карбонат аммония применяются в изготовлении
кондитерских изделий, так как эти соединения легко разлагаются при нагревании и
образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным.
Таким
образом, молекула аммиака имеет форму пирамиды, на вершине которой
расположен атом азота. В аммиаке степень окисления азота -3. Аммиак –
бесцветный газ, с резким запахом, хорошо растворим в воде. В промышленности
аммиак получают синтезом азота и водорода, в лаборатории нагреванием хлорида
аммония с гашёной известью, в реакциях он проявляет окислительные и
восстановительные свойства. Аммиак реагирует с водой, кислотами. В результате
реакций с кислотами образуются соли аммония. Взаимодействие солей аммония со
щелочами служит качественной реакцией на ион аммония.
Тема урока: «Аммиак»
Цель урока: изучение строения молекулы аммиака, его физических и химических свойств, роли аммиака в жизни человека и его применение
Тип урока: Изучение нового материала с элементами повторения и закрепления ранее изученного.
Методы работы: Диалогические, экспериментально – исследовательские.
Организационный момент (2 мин)
Опрос-повторение (5 мин.)
Мотивационно-ориентировочный этап (5 мин.)
Операционно – исполнительский этап.(23 мин.) по плану (записывается на доске по мере объяснения).
Проверка усвоения знаний (7 мин.).
Подведение итогов урока. Рефлексия. Домашнее задание.(3 мин.)
Этапы урока. I. Организационный момент (2 мин.)
Учитель проверяет готовность учащихся к уроку, организует начало урока. Отмечает отсутствующих. Объявление темы урока, задач, беседа с целью выявления знаний учащихся об аммиаке (Что они уже знают об аммиаке) (слайд 1-2)
II. Опрос-повторение (5 мин.)
Проведение проверки знаний: 3 ученика идут к доске; 5 учеников получают письменные задания на месте по карточкам. Остальные учащиеся отвечают на вопросы устно, со своих рабочих мест.
Вопросы — и задания для фронтальной проверки.
1. Характеристика азота по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева
2. Модель атома азота
3. Простое вещество азот
4. Почему молекулярный азот химически инертен, а атомарный – химически активен?
5. Азот в природе. 6. Какова схема круговорота азота в природе? 7. Расскажите о двойственном названии элемента №7. 8. Кто и в каком году открыл азот? III. Мотивационно — ориентировочный этап (5 мин.) Создание проблемной ситуации Вводное слово учителя Эта история произошла во время I мировой войны. Английский крейсер вел преследование поврежденного в бою немецкого эсминца. Цель была почти достигнута, как вдруг между кораблями появилось плотное белое облако дыма. Экипаж крейсера почувствовал удушливый запах, раздражающий горло и легкие. Крейсер был вынужден дать задний ход и выйти из дымового облака. Уже после обнаружили, что пострадали не только люди, но и металлические части корабля. Сегодня я хочу познакомить вас с этим удивительным веществом, имеющим необыкновенные свойства. Запах этого газа знаком каждому — даже тем, кто совсем далёк от химии. Кое – что о его свойствах тоже всем известно. Итак, вещество, о котором пойдёт речь на нашем уроке – аммиак. Давайте попробуем частично воспроизвести картину давних лет.
Это вещество имеет древнюю историю. Арабские алхимики получали из оазиса Амон, находившегося около храма, бесцветные кристаллы. Они звали вещество «нушадир», его растирали в ступках, нагревали – и всякий раз получался едкий газ. Сначала его именовали аммониак, а потом сократили название до «аммиак».
В средние века этот газ называли почему-то «щелочной воздух», а его раствор и поныне называется «нашатырный спирт».
Давайте, ребята, проведем небольшое исследование и решим, откуда у этого газа столь необычные свойства и названия.
IV. Операционно – исполнительский этап(23 мин.)
Формула аммиака – NH3, т.е. это водородное соединение азота.
Атом азота образует с атомами водорода 3 ковалентные полярные связи (т.к. электроотрицательность азота больше, чем у водорода) за счет своих трех неспареных электронов; Неподеленная электронная пара атома азота способна участвовать в образовании четвертой ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму с атомами, имеющими вакантную орбиталь;
Л.о № 1. Моделирование молекулы аммиака (из стержневых шариков)
Ответьте на вопрос:
Изучите запах аммиака в склянке.
Температура кипения аммиака — -33.40С, он сжижается, а при-77.80 С превращается в твёрдое белое вещество
Аммиак хорошо растворим в воде: при 20 С в 1 объёме воды растворяется до 700 объёмов аммиака.
Д .О. «Фонтан» При растворении в воде образуется гидроксид аммония – основание, поэтому фенолфталеин окрашивает раствор в малиновый цвет.
Постановка проблемы. Почему аммиак очень хорошо растворяется в воде?
Учащиеся выписывают из учебника определение водородной связи
и примеры веществ
Аммиак – ядовит.
Проводят опыт, потирая друг о друга стеклянные палочки, одна смочена раствором аммиака, а другая – раствором соляной кислотой. Что вы наблюдаете?( Дым.)
Теперь бы вы смогли объяснить англичанам, почему между кораблем и судном противника появился едкий «дым», образовался хлорид аммония.
(записываем в опорный конспект и оформляем на доске химическое уравнение между соляной кислотой и аммиаком)
NН3 +НСI NН4 СI (образование солей аммония, удобрения)
NН3 +НОН NН4 ОН Нашатырный спирт
Н3 + Н2 SО4 N Н4 НSО4 Недостаток гидросульфат аммония
NН3 + 3О2 2N2 + 6Н2О
.Азот аммиак оксид азота (II ) нитрат аммония аммиак азот
5.Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
6. Составьте уравнения следующих реакций и назовите продукты:
Учитель организует фронтальную беседу по рефлексии итогов урока.
Объясняет домашнее задание:
Получение аммиака выучить самостоятельно.
Технологическая карта урока химии в 9 классе по теме: «Аммиак»
Республиканский конкурс методических разработок
Номинация «Методическая копилка»
Методическая разработка урока
Дмитриченко Людмила Викторовна
Новоазовской общеобразовательной школы
I- III ступеней №2
администрации Новоазовского района
Тема урока: Аммиак.
Методы и методические приемы: частично – поисковый, самостоятельная работа, тестовые задания, взаимопроверка, составление опорного конспекта.
Используемые технологии: технология проблемного обучения, использование ИКТ.
«Можно не любить химию, но прожить без неё сегодня и завтра нельзя»
I. Организационный этап (2 мин.)
II. Актуализация знаний (5 мин.)
На прошлом уроке мы изучили характеристику азота. Выполняем вводный контроль: тест по вариантам и проводим взаимопроверку (правильные ответы для контроля – на экране) (Приложение)
Создание проблемной ситуации.
Вводное слово учителя: Сегодня на уроке мы познакомимся с удивительным веществом с уникальными свойствами. Его использование может принести пользу или навредить.
Итак, эта история произошла во время I мировой войны. Английский крейсер вел преследование повреждённого в бою немецкого эсминца. Цель была почти достигнута, как вдруг между кораблями появилось плотное белое облако дыма, появился удушливый запах, раздражающий горло, стало трудно дышать. Крейсер был вынужден дать задний ход и выйти из дымового облака. Позже обнаружили, что пострадали не только люди, но и металлические части корабля. Что же это было за едкое облако и какой газ почувствовали люди?
Запах этого газа знаком каждому — даже тем, кто совсем далёк от химии. Кое – что о его свойствах тоже всем известно. Это вещество имеет древнюю историю. Арабские алхимики получали из оазиса Амон, находившегося около храма, бесцветные кристаллы. Они звали вещество «нушадир», его растирали в ступках, нагревали – и всякий раз получался едкий газ. Сначала это вещество называли аммониак, а потом сократили название до «аммиак». В средние века этот газ называли «щелочной воздух», а его раствор и сейчас называют «нашатырный спирт».
Вопросы: Что вам известно об этом веществе?
«Достаточно ли ваших знаний, чтобы правильно обращаться с этим веществом»
Цель нашего урока: исследовать строение и свойства аммиака, изучить основные способы получения.
Давайте проведем небольшое исследование и решим, откуда у этого газа столь необычные свойства и названия.
IV. Операционно – исполнительский этап (23 мин.)
1. Строение молекулы
Работа в группах:
Практическое задание: Моделирование молекулы аммиака (шаро — стержневые наборы)
Работа с учебником: § 17, стр. 47. Ответьте на вопрос:
1. Изобразите электронную и структурную формулу аммиака.
2. Определите химическую связь в этой молекуле.
3. Какую пространственную форму имеет молекула аммиака? (Молекула аммиака имеет форму правильной пирамиды: в углах треугольника находятся атомы водорода, а в вершине пирамиды – атом азота. Угол между связями Н-N-Н равен 107.)
4. Кристаллическая решётка (Молекулярная)
2. Физические свойства
Индивидуальная работа с материалом учебника.
— Имеет ли газ специфический запах? (Характерный резкий запах, токсичен)
Объяснение учителем: Физиологическое влияние на организм человека.
Относится к группе веществ удушающего действия, способных вызывать токсический отёк лёгких и тяжёлые поражения нервной системы. Пары сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органы дыхания, а также кожные покровы. Вызывают обильное слёзотечение, боль в глазах, хим. ожог роговицы, потерю зрения, приступы кашля.
Выполнение правил ТБ при работе с аммиаком.
— Какого цвета исследуемый газ? (Аммиак бесцветный газ)
— Легче воздуха в 1,7 раз.
— Плотность 0,77 г/л
— Температура кипения аммиака — -33,40С, он сжижается, а при-77,80 С превращается в твёрдое белое вещество.
— Хорошо растворяется в воде: в 1 V:700 V
— Сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени.
3. Химические свойства
Взаимодействие с водой (Н2О) Оформление в опорном конспекте и оформление на доске.
NH3 + H2O
NH4+ + ОН. Нашатырный спирт
Демонстрационный опыт «Аммиачный фонтан»
Проблема: Почему индикаторы меняют свой цвет в растворе аммиака?
Строение молекулы позволяет прогнозировать хорошую растворимость в воде. Это связано с возникновением между его молекулами особой химической связи — водородной. У атома азота есть свободная электронная пара в молекуле аммиака, наличие частичного (+) заряда на атоме водорода и наличие частичного (-) заряда на атоме азота.
Для молекул аммиака характерно связывание их между собой в ассоциации за счет водородных связей.
Водородной называется связь между атомами водорода одной молекулы и атомами электроотрицательных элементов другой молекулы (F, O, N )
Учащиеся записывают определение водородной связи.
Взаимодействие с кислотами.
Демонстрационный эксперимент «Дым без огня». Что вы наблюдаете? ( Дым.)
Ребята, вас заинтересовало то, что вы сейчас увидели? Густой дым заполнил колбу и начал «выливаться» на стол. А представьте, как были взволнованы алхимики, когда работали с этим веществом.
NН3 + НСI NН4СI (образование солей аммония, удобрения)
Взаимодействие с серной кислотой (оформление опорного конспекта и оформление на доске)
NН3 + Н2 SО4 N Н4 НSО4 Недостаток гидросульфат аммония
Аммиак горит в кислороде (оформление опорного конспекта и оформление на доске)
4 NН3 + 3О2 2N2 + 6Н2О
4. Получение аммиака в лаборатории. Просмотр видеоролика.
Нагревание смеси хлорида аммония с гидроксидом кальция.
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + H2O
Полученный аммиак растворяют в воде, в которую добавляем фенолфталеина. Раствор аммиака окрашивается в малиновый цвет.
Почему раствор аммиака окрасился в малиновый цвет?
Учащиеся: в растворе присутствует ион гидроксида, среда щелочная.
Учитель. В аммиачной воде большая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено влево, (т.к. NH3 — слабый электролит) и такая вода содержит много молекул NH3, поэтому она пахнет аммиаком.
Собирание газа — в перевернутую кверху дном пробирку.
Распознавание: а) по запаху; б) по посинению влажной лакмусовой бумажки
в) по появлению белого дыма от поднесенной стеклянной палочки, смоченной HCl конц.
Получение аммиака в промышленности
Проблемный вопрос: из какого сырья можно получить аммиак в промышленности?
Учащиеся предполагают, что из азота воздуха.
Задача эта была выдвинута перед отечественной наукой Д.И.Менделеевым, который писал: «Одну из задач прикладной химии составляет отыскание технически выгодного способа получения из азота воздуха его соединений, заключающих ассимилируемый азот. Будущность сельского хозяйства много зависит от открытия подобного способа».
Экономически наиболее выгодный способ промышленного связывания атмосферного азота — синтез аммиака из азота и водорода:
Учитель: Дайте характеристику данной реакции.
Учитель: какие условия смещения равновесия необходимо для увеличения выхода аммиака? Учащиеся: уменьшение температуры, увеличение давления
Методика опережающего обучения. Два ученика подготовили презентацию по теме: «Применение аммиака»
Причинно-следственная связь «свойство-применение».
1. Валентность азота в молекуле аммиака 4 –
2. Аммиак легче воздуха +
3. Нашатырный спирт – это хлорид аммония +
4. Нашатырный спирт – это спиртовой раствор аммиака –
5. Водный раствор аммиака окрашивает фенолфталеин в малиновый цвет +
6. Соли аммония – слабые основания –
7. Аммиак горит в атмосфере –
8. Растворение аммиака в воде – химический процесс +
§17, выполнить письменно упр. упр. №7,8 стр. 52
Вводный контроль, тест 5 мин. Оценивание до 5 баллов при взаимопроверке.
1. Как изменяются неметаллические свойства элементов подгруппы азота с увеличением порядкового номера элемента?
а) увеличиваются; б) уменьшаются; в) остаются без изменения; г) сначала увеличиваются , потом уменьшаются
2. На каких энергетических подуровнях не могут располагаться валентные электроны атома азота?
а) 2S; б) 3D; в) 2P; г) 3P.
3. Формула вещества, в котором азот проявляет свою высшую степень окисления?
а) NO2; б) Ca3N2; в) HNO3; г) Ca(NO3)2.
4.Укажите формулы веществ, в которых азот проявляет свою минимальную степень окисления?
а) NH3; б) HNO2; в) Na3N; г) N2O.
5. Азот проявляет восстановительные свойства, реагируя с:
а) водородом; б) кислородом; в) магнием; г) фтором.
Аммиак (нитрид водорода) — химическое соединение азота и водорода с формулой , при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом.
Плотность аммиака почти вдвое меньше, чем у воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007. Растворимость 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.
Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство превышает 180 млн тонн.
Молекула аммиака имеет форму треугольной 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 ), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония . Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому 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 (tкип −33,35 °C) и плавления (tпл −77,70 °C), а также меньшие плотность, вязкость (в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость (почти не проводит электрический ток) и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность водородных 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 даёт 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 — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — кубические кристаллы.
+ H+ ⟶ NH4+.
+ H2O ⟶ NH4+ + OH− , Ko=1,8⋅10−5.
+ HNO3 ⟶ NH4NO3.
2+ 2K ⟶ 2KNH2 + H2.
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 и , а также молекулы и изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
NaNH2 + H2O ⟶ NaOH + NH3.
и в спиртах:
KNH2 + C2H5OH ⟶ C2H5OK + .
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
KNH2 ⇄ K+ + NH2− .
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: — нерастворим, — малорастворим, , и — хорошо растворимы.
(реакция обратима), 4 + 3O2 ⟶ 2N2 + 6H2O (без катализатора, при повышенной температуре), 4 + 5O2 ⟶ 4NO + 6H2O (в присутствии катализатора, при повышенной температуре).
На восстановительной способности основано применение нашатыря для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
3CuO + 2NH4Cl ⟶ 3Cu + 3H2O + 2HCl + N2.
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:
2 + NaOCl ⟶ N2H4 + NaCl + H2O.
2CH4 + 2 + 3O2 ⟶ 2HCN + 6H2O,
Колонна синтеза аммиака, построенная в 1921 году BASF в Оппау, ныне расположена при университете Карлсруэ.
Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. ). 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 был очень нужен для синтеза соединений азота, поскольку получение их из чилийской селитры ограничивалось постепенным истощением запасов последней. Проблема уменьшения запасов селитры обострилась к концу XIX века. Только в начале XX века удалось изобрести процесс синтеза аммиака, пригодный для промышленности. Это осуществил Ф. Габер, начавший трудиться над этой задачей в 1904 году и к 1909 году создавший небольшой контактный аппарат, в котором использовал повышенное давление (в соответствии с принципом Ле-Шателье) и катализатор из осмия. 2 июля 1909 года Габер устроил испытания аппарата в присутствии К. Боша и А. Митташа, оба — от Баденского анилинового и содового завода (BASF), и получил аммиак. К. Бош к 1911 году создал крупномасштабную версию аппарата для BASF, а затем был построен и 9 сентября 1913 года вступил в строй первый в мире завод по синтезу аммиака, который был расположен в Оппау (ныне район в черте города Людвигсхафен-на-Рейне) и принадлежал BASF. В 1918 году Ф. Габер стал лауреатом Нобелевской премии по химии «за синтез аммиака из составляющих его элементов». В России и СССР первая партия синтетического аммиака была получена в 1928 году на Чернореченском химическом комбинате.
Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрёстке 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 минерал нашатырь (NH4Cl), который при нагревании испаряет аммиак.
Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявляется его сходство с водой:
2 ⟶ NH4+ + NH2−.
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, , , а также и . В отличие от воды с жидким аммиаком данные металлы не реагируют, а именно растворяются и могут быть выделены в исходном виде при испарении растворителя. Растворимость щелочных металлов в жидком составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например, .
Растворённый в металл постепенно реагирует с образованием амида:
2Na + 2 ⟶ 2NaNH2 + H2 .
Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион , который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от к . Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей .
Металлоаммиачные растворы обладают металлической проводимостью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окружённые молекулами . Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.
Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:
Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет () переходит в тёмно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной () в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с образуют хром и кобальт в степени окисления +3.
Основные симптомы гипераммониемии (повышения уровня эндогенного аммиака до токсических концентраций).
Аммиак является важным источником азота для живых организмов. Несмотря на высокое содержание свободного азота в атмосфере (более 75 %), очень мало живых существ способны использовать свободный, нейтральный двухатомный азот атмосферы, газ . Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез аминокислот и нуклеотидов, необходим процесс, который называется «азотфиксацией». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных соединений, образующихся в почве в результате разложения органических (растительных и животных) остатков. Другие, такие как бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны синтезировать аммиак из атмосферного азота с помощью ферментов, называемых нитрогеназами. И хотя маловероятно, что когда-либо будут изобретены биомиметические методы, способные конкурировать по производительности с химическими методами производства аммиака из азота, тем не менее, учёные прилагают большие усилия к тому, чтобы как можно лучше понять механизмы биологической фиксации азота. Научный интерес к этой проблеме отчасти мотивируется необычной структурой активного каталитического центра азотфиксирующего фермента (нитрогеназы), которая содержит необычный биметаллический молекулярный ансамбль .
Аммиак является также конечным побочным продуктом метаболизма аминокислот, а именно продуктом их дезаминирования, катализируемого такими ферментами, как глутамат-дегидрогеназа. Экскреция аммиака в неизменённом виде является обычным путём детоксикации аммиака у водных существ (рыбы, водные беспозвоночные, отчасти амфибии). У млекопитающих, включая человека, аммиак обычно быстро превращается в мочевину, которая гораздо менее токсична и, в частности, имеет менее щелочную реакцию и меньшую реакционную способность в качестве восстановителя. Мочевина является основным компонентом сухого остатка мочи. Большинство птиц, пресмыкающихся, насекомых, паукообразных, однако, выделяют в качестве основного нитрогенного остатка не мочевину, а мочевую кислоту.
Аммиак также играет важную роль как в нормальной, так и в патологической физиологии животных. Аммиак производится в процессе нормального метаболизма аминокислот, однако весьма токсичен в высоких концентрациях. Печень животных преобразует аммиак в мочевину с помощью серии последовательных реакций, известных как цикл мочевины. Нарушение функции печени, такое, например, какое наблюдается при циррозе печени, может приводить к нарушению способности печени обезвреживать аммиак и образовывать из него мочевину, и, как следствие, к повышению уровня аммиака в крови, состоянию, называемому гипераммониемия. К аналогичному результату — повышению уровня свободного аммиака в крови и развитию гипераммониемии — приводит наличие врождённых генетических дефектов в ферментах цикла мочевины, таких, например, как орнитин-карбамилтрансфераза. К тому же результату может приводить нарушение выделительной функции почек при тяжёлой почечной недостаточности и уремии: вследствие задержки выделения мочевины её уровень в крови возрастает настолько, что «цикл мочевины» начинает работать «в обратную сторону» — избыток мочевины гидролизуется обратно почками в аммиак и углекислый газ, и, как следствие, уровень аммиака в крови возрастает. Гипераммониемия привносит свой вклад в нарушения сознания и развитие сопорозных и коматозных состояний при печёночной энцефалопатии и уремии, а также в развитие неврологических нарушений, часто наблюдаемых у больных с врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями.
Менее выраженная, однако клинически существенная, гипераммониемия может наблюдаться при любых процессах, при которых наблюдается повышенный катаболизм белков, например, при обширных ожогах, синдроме сдавления или размозжения тканей, обширных гнойно-некротических процессах, гангрене конечностей, сепсисе и т. д., а также при некоторых эндокринных нарушениях, таких, как сахарный диабет, тяжёлый тиреотоксикоз. Особенно высока вероятность возникновения гипераммониемии при этих патологических состояниях в тех случаях, когда патологическое состояние, помимо повышенного катаболизма белков, вызывает также выраженное нарушение детоксицирующей функции печени или выделительной функции почек.
Аммиак важен для поддержания нормального кислотно-щелочного баланса крови. После образования аммиака из глютамина, альфа-кетоглутарат может быть далее расщеплён с образованием двух молекул гидрокарбоната, которые затем могут использоваться как буфер для нейтрализации кислот, поступающих с пищей. Полученный из глютамина аммиак затем выделяется с мочой (как непосредственно, так и в виде мочевины), что, с учётом образования двух молекул бикарбоната из кетоглутарата, приводит в сумме к потере кислот и сдвигу pH крови в щелочную сторону. Кроме того, аммиак может диффундировать через почечные канальцы, соединяться с ионом водорода и экскретироваться совместно с ним ( + H+ ⟶ NH4+ ), и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма.
Аммиак и ионы аммония являются токсическим побочным продуктом метаболизма у животных. У рыб и водных беспозвоночных аммиак выделяется непосредственно в воду. У млекопитающих (включая водных млекопитающих), земноводных и у акул аммиак в цикле мочевины преобразуется в мочевину, поскольку мочевина гораздо менее токсична, менее химически реакционноспособна и может более эффективно «храниться» в организме до момента возможности её выделения. У птиц и пресмыкающихся (рептилий) аммиак, образовавшийся в процессе метаболизма, преобразуется в мочевую кислоту, которая является твёрдым остатком и может быть выделена с минимальными потерями воды.
Аммиак токсичен. 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 человек и воспринимает 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 (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.
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 — буллёзный дерматит. 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.
В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Туркестанской (ранее — Южно-Казахстанской) области Казахстана.
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) (см. Аммиачная холодильная установка).
В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки 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 кипячёной воде и моют руки.
Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.
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.