Аммиак органическое вещество или неорганическое

Таким образом получают первичные амины. Возможно восстановление нитрилов водородом на катализаторе:

Для аминов характерна изомерия углеродного скелета, изомерия положения аминогруппы и изомерия различных типов аминов.

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

Введите часть названия или формулу для поиска:

– это органические производные аммиака NH₃, в молекуле которого один, два или три атома водорода замещены на углеводородные радикалы.

R-NH₂,   R₁-NH-R₂,   R₁-N(R₂)-R₃

По количеству углеводородных радикалов, связанных с атомом азота, различают первичные, вторичные и третичные амины.

По типу радикалов амины делят на алифатические, ароматические и смешанные.

Атом азота находится в состоянии sp³-гибридизации, поэтому молекула имеет форму треугольной пирамиды.

Также атом азота в аминах имеет неподелённую электронную пару, поэтому амины проявляют свойства органических оснований.

• Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко красные — черными.^[16]

• Некоторые цветы, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком начинают благоухать. Например, приятный аромат приобретают астры^[16]

Производители аммиака в России

На долю России приходится около 9 % мирового выпуска аммиака. Россия — один из крупнейших мировых экспортеров аммиака. На экспорт поставляется около 25 % от общего объёма производства аммиака, что составляет около 16 % мирового экспорта.

Производители аммиака на Украине

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
• Акимова Л. Д. Изучающим основы холодильной техники. — М., 1996.
• Ельницкий А. П., Василевская Е. И., Шарапа Е. И., Шиманович И. Е. Химия. — Мн.: Народная асвета, 2007.

Первичные амины можно получить восстановлением нитросоединений.

• Восстановление сульфидом аммония:

• Алюминий в щелочной среде.

Алюминий реагирует с щелочами с образованием гидроксокомплексов.

В щелочной и нейтральной среде получаются амины.

Восстановлением нитробензола получают анилин.

• Металлами в кислой среде – железом, оловом или цинком в соляной кислоте.

При этом образуются не сами амины, а соли аминов:

Амины из раствора соли  выделяют с помощью щелочи: 

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 (CuSO₄) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO₃)₂) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH₃ образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

• Соли аминов — это  твердые вещества без запаха, хорошо растворимые в воде, но не растворимые в органических растворителях (в отличие от аминов).

• При действии щелочей на соли аминов выделяются свободные амины:

Видеоопыт взаимодействия хлорида диметиламмония с щелочью с образованием диметиламина можно посмотреть здесь.

• Соли аминов вступают в обменные реакции в растворе:

• Взаимодействие с аминами.

Соль амина с более слабыми основными свойствами может реагировать с другим амином, образуя новую соль (более сильные амины вытесняют менее сильные из солей):

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.

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.

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.

Брутто-формула:

CAS#

[Wiki]

^(IUPAC)

^(IUPAC) [Wiki]

Aζίδιο του υδρογόνου

^(IUPAC)

^(IUPAC) [Wiki]

[Wiki]

^(IUPAC)

Gas de amonio

Hidruro de nitrógeno (III)^(IUPAC)

Licor de Hartshorn

^(IUPAC) [Wiki]

[Wiki]

triidruro di azoto^(IUPAC)

[Wiki]

^(IUPAC)

Nitreto de Hidrogênio

Spirit of Hartshorn

Варианты формулы:

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

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

• Названия аминов образуют из названий углеводородных радикалов и суффикса амин. Различные радикалы перечисляются в алфавитном порядке.

При наличии одинаковых радикалов используют приставки ди и три.

CH₃-NH₂                   Метиламин                       

СH₃CH₂-NH₂            Этиламин  

CH₃-CH₂-NH-CH₃    Метилэтиламин  

• Первичные амины могут быть названы как производные углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на аминогруппы -NH₂.

В этом случае аминогруппа указывается в названии приставкой  амино-:

• Для смешанных аминов, содержащих алкильные и ароматические радикалы, за основу названия обычно берется название первого представителя ароматических аминов – анилин.

   Символ N- ставится перед названием алкильного радикала, чтобы показать, что этот радикал связан с атомом азота, а не является заместителем в бензольном кольце.

Анилин С₆H₅-NH₂ – это ароматический амин.

Анилин – бесцветная маслянистая жидкость с характерным запахом. На воздухе окисляется и приобретает красно-бурую окраску. Ядовит.  В воде практически не растворяется.

При 18 ^оС  в 100 мл воды растворяется 3,6г анилина. Раствор анилина не изменяет окраску индикаторов.

Видеоопыт изучения среды раствора анилина можно посмотреть здесь.

Для анилина характерны реакции как по аминогруппе, так и по бензольному кольцу.

• Бензольное кольцо уменьшает основные свойства аминогруппы по сравнению алифатическими аминами и даже с аммиаком:

Анилин не реагирует с водой, но реагирует с сильными кислотами, образуя соли:

• Бензольное кольцо в анилине становится более активным в реакциях замещения, чем у бензола.

Реакция с галогенами идёт без катализатора во все три орто- и пара- положения.

Качественная реакция на анилин: реагирует с бромной водой с образованием 2,4,6-триброманилина (белый осадок ↓).

Видеоопыт бромирования анилина можно посмотреть здесь.

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

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

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH₃ составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH₃ также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na₄Pb₉.

Растворенный в NH₃ металл постепенно реагирует с образованием амида:

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH₂⁻, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H₂O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH₃. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

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

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, 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 кипяченой 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.

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

+ 91,84 кДж

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

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

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

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

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

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью.

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

Расходные нормы на тонну аммиака

Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

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

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

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

K_o=1,8·10⁻⁵

• Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

• Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂⁻, называются амидами, NH²⁻ — имидами, а N³⁻ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

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

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН⁻ и NH₂⁻, а также молекулы Н₂O и NH₃ изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

и в спиртах:

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

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH₂ — нерастворим, NaNH₂ — малорастворим, KNH₂, RbNH₂ и CsNH₂ — хорошо растворимы.

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

На восстановительной способности NH₃ основано применение нашатыря NH₄Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

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

(гидрохлорид метиламмония)

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

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

Всего получено оценок: 880.

Всего получено оценок: 880.

Нитрид водорода с формулой NH₃ называется аммиаком. Это лёгкий (легче воздуха) газ с резким запахом. Строение молекулы определяет физические и химические свойства аммиака.

Строение

Молекула аммиака состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода. Связи между атомами водорода и азота ковалентные. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды.

На 2р-орбитали азота находится три свободных электрона. С ними вступают в гибридизацию три атома водорода, образуя тип гибридизации sp³.

Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (C_nH_m), получится новое органическое вещество – амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В зависимости от количества замещённых атомов различают три вида аминов:

• первичные (метиламин – CH₃NH₂);
• вторичные (диметиламин – СН₃-NH-СН₃);
• третичные (триметиламин – СН₃-N-(СН₃)₂).

К молекуле аммиака могут присоединиться С₂Н₄, С₆Н₄, (С₂Н₄)₂ и другие вещества, содержащие несколько атомов углерода и водорода.

У аммиака и аминов остаётся свободной пара электронов азота, поэтому свойства двух веществ схожи.

Физические

Основные физические свойства аммиака:

• бесцветный газ;
• резкий запах;
• хорошая растворимость в воде (на один объём воды 700 объёмов аммиака при 20°С, при 0°С – 1200);
• легче воздуха.

Про кислород:  Что такое ристер

Аммиак сжижается при температуре -33°С и становится твёрдым при -78°С. Концентрированный раствор содержит 25 % аммиака и имеет плотность 0,91 г/см³. Жидкий аммиак растворяет неорганические и органические вещества, но не проводит электрический ток.

В природе аммиак выделяется при гниении и разложении органических веществ, содержащих азот (белки, мочевина).

Химические

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

Основные химические свойства описаны в таблице.

Что мы узнали?

Выяснили, какими свойствами обладает аммиак. Аммиак – бесцветный лёгкий газ с резким запахом. Сжижается при низкой температуре. Раствор аммиака – хороший растворитель. Способен отдавать атомы водорода, присоединяя углеводородный радикал и образуя амины. Аммиак за счёт оставшейся электронной пары азота реагирует с простыми и сложными веществами – галогенами, кислородом, водой, кислотами, солями, оксидами.

Тест по теме

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

• 

• 

• 

Оценка доклада

Всего получено оценок: 880.

---

А какая ваша оценка?

Получение аммиака

Всего получено оценок: 320.

Всего получено оценок: 320.

Аммиак (NH₃) – соединение азота и водорода. Это лёгкий газ с резким запахом. Получение аммиака в промышленности и лабораториях необходимо для производства удобрений, полимеров, азотной кислоты и других веществ.

В промышленности

Аммиак промышленным путём получают из азота, соединяя его с водородом. Азот берут из воздуха, водород – из воды. Впервые метод разработал немецкий химик Фриц Габер. Промышленный способ получения аммиака стали называть процессом Габера.

Реакция проходит с уменьшением объёма и выделением энергии в виде тепла:

Реакция обратима, поэтому необходимо соблюсти несколько условий. При высоком давлении и низких температурах объём полученного аммиака увеличивается. Однако низкие температуры замедляют скорость реакции, а повышение температуры способствует увеличению скорости обратной реакции.

Опытным путём были найдены необходимые условия для проведения реакции:

• температура – 500°C;
• давление – 350 атм;
• катализатор – оксид железа Fe₃O₄ (магнетит) с примесями оксидов серебра, калия, кальция и других веществ.

При таких условиях получившийся газ содержит 30 % аммиака. Чтобы избежать обратной реакции, вещество быстро охлаждают. При низких температурах получившийся газ превращается в жидкость. Неизрасходованные газы – азот и водород – возвращаются обратно в колонну для синтеза. Такой способ помогает быстро получить большие объёмы аммиака, максимально используя сырьё.

Чтобы найти нужный катализатор, было испробовано 20 тысяч разных веществ.

В лаборатории

Для получения аммиака в лаборатории используется реакция щелочей на соли аммония:

Также аммиак лабораторным путём можно получить из хлорида аммония, нагретого вместе с гашёной известью, или разложением гидроксида аммония:

• 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O;
• NH₄OH ↔ NH₃↑ + H₂O.

Полностью осушить аммиак можно с помощью смеси извести с едким натрием, через которую пропускают полученный газ. Для этой же цели жидкий аммиак смешивают с металлическим натрием и подвергают дистилляции.

Аммиак легче воздуха, поэтому для его сбора пробирку держат вверх дном.

Применение

Аммиак используется в разных отраслях:

• в сельском хозяйстве – для производства азотсодержащих удобрений;
• в промышленности – для производства полимеров, взрывчатых веществ, искусственного льда;
• в химии – для изготовления азотной кислоты, соды;
• в медицине – в качестве нашатырного спирта.

Что мы узнали?

Аммиак получают промышленным и лабораторным путём. Для получения в промышленных масштабах используется азот и водород. Смешиваясь под высокой температурой, давлением и под действием катализатора, простые вещества образуют аммиак. Чтобы реакция при высокой температуре не пошла в обратную сторону, газ охлаждают. В лаборатории аммиак получают при реакции солей аммония со щелочами, гашёной известью или путём разложения гидроксида аммония. Аммиак применяется в химической промышленности, сельском хозяйстве, медицине, химии.

Тест по теме

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

• 

Оценка доклада

Всего получено оценок: 320.

---

А какая ваша оценка?

Аммиак

Всего получено оценок: 485.

Всего получено оценок: 485.

Аммиак является газообразным веществом с резким неприятным запахом. Какими свойствами он обладает, и с какими веществами вступает в реакции?

Строение молекулы

Электронная формула аммиака выглядит следующим образом:

Из четырех электронных пар при атоме азота – три общие и одна неподеленная. В образовании молекулы NH₃ участвуют три неспаренных p-электрона атома азота, электронные орбитали которых взаимно перпендикулярны, и 1s-электроны трех атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды: в углах треугольника находятся атомы водорода, а в вершине пирамиды – атом азота. Угол между связями H-N-H равен 107,78 градусов.

Физические свойства

Аммиак – газ не имеющий цвета с характерным резким запахом. Температура кипения аммиака – -33,4 градуса по Цельсию, плавления – -77,8 градусов.

Аммиак хорошо растворяется в воде (при 20 градусах в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор имеет плотность аммиака 0,91 г/см3.

Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Несколько хуже аммиак растворим в органических растворителях (спирт, ацетон, хлороформ, бензол). Аммиак хорошо растворяет многие азотосодержащие вещества.

Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения (при -50 градусах 145 кДж/кг, при 0 градусах 1260 кДж/кг, при 50 градусах 1056 кДж/кг).

Молярная масса и молекулярная масса аммиака равна 17

Химические свойства

В химическом отношении аммиак довольно активен. реакции, в которых участвует аммиак, сопровождаются либо изменением степени окисления азота, либо образованием особого вида ковалентной связи. Большая растворимость химического вещества в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами.

Аммиак способен реагировать со следующими веществами:

• при взаимодействии с кислотами аммиак нейтрализует их, образуя при этом соли аммония:

• при взаимодействии с галогенами аммиак обычно окисляется до свободного азота:

8NH₃+3Br₂ =N₂ +6NH₄ Br

• в смеси с кислородом аммиак горит зеленовато-желтым пламенем:

• при нагревании аммиак восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

– с помощью данной реакции можно получить кислород в лабораторных условиях.

Получение и применение

В лаборатории аммиак получают, нагревая хлоридом амония NH₄Cl с гашеной известью Ca(OH)₂ :

2NH₄ Cl+Ca(OH)₂ =CaCl+2NH₃+2H₂O

– выделяющийся аммиак содержит пары воды.

В промышленности аммиак получают из азота и водорода. Реакция синтеза аммиака протекает с выделением тепла и уменьшением объема:

Температура, необходимая для проведения синтеза аммиака, достигается путем предварительного подогрева азото-водородной смеси и за счет выделения реакционного тепла. Катализатором синтеза аммиака является губчатое железо, активированное некоторыми металлами. Сероводород, кислород, оксид и диоксид углерода, пары и другие смеси, содержащиеся в азото-водородной смеси, резко понижают активность катализатора. Синтез ведут при при температуре 500-550 градусов и давлении от 15 до 100 МПа.

Схема установки синтеза аммиака выглядит так:

Большая часть синтезируемого в промышленности аммиака используется для получения азотной кислоты и других азотосодержащих веществ. На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках.

Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах в качестве слабого легколетучего основания. Также водные растворы используют в медицине и быту.

Что мы узнали?

Изучение аммиака входит в обязательный школьный курс химии. Аммиак – химическое соединение, в состав которого входит азот и водород. Газ является бесцветным веществом с ярко выраженным запахом и вступает в реакции с кислотами, водой, галогенами, кислородом и другими сложными и простыми веществами.

Тест по теме

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

Оценка доклада

Всего получено оценок: 485.

---

А какая ваша оценка?

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

– бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

, гидролиз нитрида кальция:

аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂    +   3Н₂    ⇄    2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора.  Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

Как основание, аммиак взаимодействует в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

Еще один : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

 В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

 Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

Аммиак , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

 Также возможно образование Na₂NH,  Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

, оксид меди (II) окисляет аммиак:

Химические свойства аминов

Амины имеют сходное с аммиаком строение и проявляют подобные ему свойства.

Как в аммиаке, так и в аминах атом азота имеет неподеленную пару электронов:

Поэтому амины и аммиак обладают свойствами оснований.

1. Основные свойства аминов

Алифатические амины являются более сильными основаниями, чем аммиак, а ароматические — более слабыми.

Это объясняется тем, что радикалы СН₃–, С₂Н₅–  увеличивают электронную плотность на атоме азота:

Это приводит к усилению основных свойств.

Основные свойства аминов возрастают в ряду:

1.1. Взаимодействие с водой

В водном растворе амины обратимо реагируют с водой. Среда водного раствора аминов — слабощелочная:

1.2. Взаимодействие с кислотами

Амины реагируют с кислотами, как минеральными, так и карбоновыми, и аминокислотами, образуя соли (или амиды в случае карбоновых кислот):

При взаимодействии аминов с многоосновными кислотами возможно образование кислых солей:

1.3. Взаимодействие с солями

Амины способны осаждать гидроксиды тяжелых металлов из водных растворов.

Например, при взаимодействии с хлоридом железа (II) образуется осадок гидроксида железа (II):

Изомерия углеродного скелета

Для   аминов характерна изомерия углеродного скелета (начиная с С₄H₉NH₂).

Например. ормуле С₄Н₉NH₂ соответствуют два амина-изомера углеродного скелета.

Изомерия между типами аминов

Например. Формуле  С₃Н₉N соответствуют первичный, вторичный и третичный амины. 

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт.

Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов.

При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка.

Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.

Физические свойства аминов

При обычной температуре низшие алифатические амины CH₃NH₂, (CH₃)₂NH и (CH₃)₃N – газы (с запахом аммиака), средние гомологи – жидкости (с резким рыбным запахом), высшие – твердые вещества без запаха.      

Ароматические амины – бесцветные жидкости с высокой температурой кипения или твердые вещества.

Первичные и вторичные амины образуют слабые межмолекулярные водородные связи:

Это объясняет относительно более высокую температуру кипения аминов по сравнению с алканами с близкой молекулярной массой.

 Амины также способны к образованию водородных связей с водой:

Поэтому низшие амины хорошо растворимы в воде.

 С увеличением числа и размеров углеводородных радикалов растворимость аминов в воде уменьшается. Ароматические амины в воде не растворяются.

Изомерия положения аминогруппы

Для аминов характерна изомерия положения аминогруппы (начиная с С₃H₉N).

Например.ормуле С₄Н₁₁N соответствуют амины положения аминогруппы.

Реакции, в которых участвует Аммиак

• , где R =

• 
  3Rb2SO4 + 8NH3 «700^oC»—> 3Rb2S + 4N2 + 12H2O
• 
  Cl/\/Cl + 2NH3 -> H2N/\/NH2 + 2HCl
• 
  H2N/\/OH + NH3 -> H2N/\/NH2 + H2O

Взаимодействие с азотистой кислотой

Первичные алифатические амины при действии азотистой кислоты превращаются в спирты:

Это качественная реакция на первичные амины – выделение азота.

Вторичные амины (алифатические и ароматические) образуют нитрозосоединения — вещества желтого цвета:  

Окисление аминов

Амины сгорают в кислороде, образуя азот, углекислый газ и воду. Например, уравнение сгорания этиламина:

Алкилирование аммиака и аминов

При взаимодействии аммиака с галогеналканами происходит образование соли первичного амина, из которой действием щелочи можно выделить сам первичный амин.

Если проводить реакцию с избытком аммиака, то сразу получится амин, а галогеноводород образует соль с аммиаком:

Алкилирование аминов

Первичные амины  способны взаимодействовать с галогеналканами с образованием соли вторичного амина:

Из полученной соли щелочью выделяют вторичный амин, который можно далее алкилировать до третичного амина.