16 февраля 2015 в 17:50 , 21 января 11:52
Аммиак представляет собой бинарное неорганическое химическое соединение азота и водорода
Аммиак (Ammonia, нитрид водорода) — химическое соединение азота и водорода с формулой NH3, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом.
Плотность аммиака почти в 2 раза меньше, чем у воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007.
Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объемов (при 0°C) или 700 объемов (при 20°C) в объеме 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 т.
Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. 3 неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами 3х атомов водорода (связи N − H), 4я пара внешних электронов является неподеленной, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.
Несвязывающее 2х-электронное 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 неподеленных электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвленную 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 счет образования водородных связей.
Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений.
Твердый аммиак — кубические кристаллы.
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 107,3о:
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 500-550оС 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:
Молекула NН3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи NН полярны, энергия связи NH 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Аммиак. Структура молекулы. Архив БРЭ.Молекула NН3 способна к инверсии – «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.
Аммиак – бесцветный газ с резким запахом; tпл –77,7 °C; tкип –33,35 °C; плотность газообразного NН3 (при 0 °C, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м3; теплота образования аммиака из элементов ΔНобр –45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5–28% по массе NН3) способна взрываться. Жидкий NН3 – бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20 °C), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде – аммиачная вода – бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NН3, имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на N и ОН–, что обусловливает щелочную реакцию раствора (рK 9,247).
Получение и применение
В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 г. Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NН3 – выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.
Основной способ получения аммиака – синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 г. Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450–500 °C в присутствии катализатора – Fe, активированного оксидами K2О, Аl2О3, СаО и др. При однократном прохождении через массу катализатора возможно превращение в аммиак лишь 20–25% исходной газовой смеси; для полного превращения необходима многократная циркуляция. Основное сырьё для получения Н2 в производстве аммиака – природный горючий газ, перерабатываемый методом двухступенчатой парогазовой конверсии метана.
Производство аммиака включает следующие стадии: очистку природного газа от сернистых соединений каталитическим гидрированием их до Н2S c последующим поглощением сероводорода оксидом цинка; паровую конверсию природного газа под давлением 3,8 МПа при температуре 860 °C на катализаторе Ni – Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990–1000 °C и 3,3 МПа на катализаторе Ni – Al; на этом этапе водород обогащается азотом из атмосферного воздуха для получения смеси азота с водородом (соотношение по объёму 1:3), поступающей на синтез NН3; конверсию СО до СО2 и Н2 сначала при 450 °C и 3,1 МПа на катализаторе Fe – Cr, затем при 200–260 °C и 3,0 МПа на катализаторе Zn – Cr – Cu; очистку Н2 от СО2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором K2СО3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н2 и N2 путём гидрирования от остаточных СО и СО2 в присутствии катализатора Ni – Al при 280 °C и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15–30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400–500 °C в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH3. В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2–0,4% Н2О для ингибирования коррозии стали.
Современная технология синтеза аммиака заключается в получении азота из воздуха, а водорода – из воды при помощи электролизёра, работающего на возобновляемой энергии. Полученный таким способом аммиак называют зелёным аммиаком, ввиду отсутствия выбросов углекислого газа при его производстве. В зависимости от способа производства и объема выбросов CO2 различают голубой и серый аммиак.
Аммиак применяют в производстве азотной кислоты, мочевины, солей аммония, аммофоса, уротропина, соды (по аммиачному методу), как жидкое удобрение, в качестве хладагента и пр. Пучок молекул NH3 был использован в качестве рабочего вещества в первом квантовом генераторе – мазере (1954).
Аммиак токсичен. При содержании в воздухе 0,02% аммиака по объёму раздражает слизистые оболочки. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи.
Мировое производство аммиака (в пересчёте на N) около 147 млн т/год (2020), в том числе в РФ 16,1 млн т/год.
Дата публикации: 17 июня 2022 г. в 14:49 (GMT+3)
Аммиак — что это такое за соединение
Аммиак (нитрид водорода) — является бинарным неорганическим химическим соединением азота и водорода.
атом азота образует три одинарных ковалентных полярных связи с атомами водорода.
Схема образования молекулы:
Молекула аммиака с точки зрения геометрической формы представляет собой правильную треугольную пирамиду. Валентный угол
Атом азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне содержит одну неподеленную электронную пару. Данная электронная пара существенно влияет на свойства соединения и определяет его структуру. Электронная структурная схема аммиака представляет собой тетраэдр, содержащий атом азота в центре, а в одной из вершин располагается неподеленная электронная пара:
В обычном состоянии аммиак является газом без цвета и с резким специфическим запахом. Молярная масса вещества составляет 17,0306 г/моль. Аммиак меньше по весу, чем воздух. Связь N-H является сильно полярной, что объясняет возникновение водородных связей между молекулами аммиака в жидкой фазе. При этом вещество характеризуется высокой степенью растворимости в воде. Данный факт объясняется образованием водородных связей между молекулами аммиака и молекулами воды.
Химические и физические свойства аммиака
В качестве основания, аммиак вступает в химические реакции с кислотами в растворе и в газовой фазе, что сопровождается образованием солей аммония.
В качестве основания, водный раствор аммиака вступает в химические реакции с растворами солей тяжелых металлов. В результате такого взаимодействия образуются нерастворимые гидроксиды.
При условии избытка аммиака в его водных растворах происходит растворение солей и гидроксидов меди, никеля, серебра. В результате реакции образуются комплексные соединения в виде аминокомплексов.
Благодаря тому, что атомы водорода в аммиаке обладают степенью окисления +1, вещество может играть роль окислителя. Примерами таких химических реакций, являются процессы взаимодействия аммиака со щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами аммиак вступает в реакцию только в жидком состоянии.
Допустимо в ходе вышеописанного процесса образование таких соединений, как
Благодаря наличию в аммиаке азота со степенью окисления -3, вещество способно проявлять восстановительные свойства. Аммиак вступает в химические реакции с сильными окислителями, в том числе, хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами определенных металлов. В процессе реакции происходит окисление азота, обычно, до простого вещества.
Оксиды металлов, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов с правой стороны, являются сильными окислителями. По этой причине данные вещества способны окислять аммиак до азота.
Способы получения, уравнение реакции, сфера применения
Существуют разные способы синтеза аммиака. В лабораторных условиях соединение получают путем химической реакции солей аммония со щелочами. Так как аммиак обладает высокой степенью растворимости в воде, чтобы получить чистый аммиак, необходимо использовать твердые вещества.
В процессе синтеза в ступке интенсивно растирают смесь соли аммония и основания, а затем, нагревают смесь. Газ, который выделился в ходе реакции, собирают в пробирку. Так как аммиак легче воздуха, пробирку необходимо перевернуть вверх дном. Определяют присутствие аммиака с помощью влажной лакмусовой бумажки, которая приобретает синюю окраску при контакте с этим веществом.
Другой лабораторный способ получения аммиака заключается в гидролизе нитридов.
В промышленных масштабах аммиак синтезируют с помощью процесса Габера, то есть прямого получения вещества из водорода и азота.
Реакция протекает в условиях температуры 500-550°C и при наличии катализатора. Получение аммиака происходит под давлением 15-30 МПа. Роль катализатора играет губчатое железо с добавками в виде оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Полное использования исходных веществ возможно с помощью методики рециркуляции непровзаимодействовавших реагентов, то есть азот и водород, которые не вступили в химическую реакцию, вновь возвращают в реактор.
Аммиак является токсичным веществом. Несмотря на эту особенность, которую удалось обнаружить ученым, соединение нашло широкое применение в разных сферах хозяйственной деятельности. Большая доля производимого аммиака идет на изготовление разнообразной продукции химической промышленности:
- Аммиачные и аммиачно-нитратные удобрения, в том числе, аммиачная селитра, сульфат аммония, хлористый аммоний. Перечисленные удобрения используют для подкормки сельскохозяйственных культур. В процессе внесения в почву удобрений их количество нормируется, так как содержащиеся в них вещества могут выпадать в осадок и накапливаться в спелых овощах и фруктах.
- Сода. Кальцинированную соду получают с помощью аммиачного метода. Аммиак используют, чтобы насыщать солевой рассол. Рассматриваемый способ распространен в промышленном выпуске соды.
- Азотная кислота. Промышленный процесс производства азотной кислоты основан на каталитическом окислении аммиака.
- Взрывчатые вещества. Нитрат аммония нейтрален к механическому воздействию. С другой стороны, в определенных условиях данное соединение приобретает высокие взрывчатые свойства. Данный факт объясняет его применение в изготовлении зарядов со взрывчатыми веществами. В результате получают аммониты, которые являются аммиачными взрывчатыми веществами.
- Растворитель. Аммиак, пребывая в жидком агрегатном состоянии, подходит для применения в качестве растворителя различных органический и неорганических веществ.
- Аммиачная холодильная установка. Аммиак используют в холодильном оборудовании как хладагент. Вещество не вызывает парниковый эффект и характеризуется более низкой стоимостью по сравнению с фреонами. Данные факторы объясняют популярность аммиака в качестве холодильного агента в промышленных установках.
- Нашатырный спирт (водный раствор аммиака). Данное вещество нашло широкое применение в медицине и в быту. С помощью нашатырного спирта эффективно устраняют пятна с одежды различного происхождения, а также нейтрализуют кислоты.
Аммиак активно применяют в медицинской сфере в определенной концентрации (10% раствор аммиака), который называют нашатырным спиртом. Если человек падает в обморок, с помощью данного вещества его можно привести в чувство. Нашатырный спирт является рвотным средством. С этой целью его разводят водой и в малых количествах принимают внутрь. Данная методика востребована в случае алкогольных отравлений. Из нашатырного спирта делают примочки и обрабатывают ими укусы насекомых. В хирургии разведенным в воде нашатырным спиртом обрабатывают руки.