Понятие аммиака
АММИАК – бесцветный газ с резким запахом, температура плавления –80° С, температура кипения – 36° С, хорошо растворяется в воде, спирте и ряде других органических растворителей. Синтезируют из азота и водорода. В природе образуется при разложении азотсодержащих органических соединений.
Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков. На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.
Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком Джозефом Пристли. Он нагревал нашатырь (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH4 Cl + Ca(OH)2 ® NH3 + CaCl2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака – гидролиз нитрида магния: Mg3 N2 + 6H2 O ® 2NH3 + 3Mg(OH)2.
Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «аммониак» – от латинского названия нашатыря – sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.
Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH3 + HCl ® NH4 Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака – нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.
К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного продукта при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 м3 ) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.
Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN2 + 3H2 O ® 2NH3 + CaCO3 или из цианида натрия: NaCN + 2H2 O ® HCOONa + NH3. Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.
В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака (см. ГАБЕР, ФРИЦ). В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном катализаторе с добавками при температуре 420–500°С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).
Аммиак – бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до –33,3°С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до –77,7°С. Молекула NH3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой – почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог.
Между молекулами аммиака существуют водородные связи. Хотя они и не такие прочные, как между молекулами воды, эти связи способствуют сильному притяжению между молекулами. Поэтому физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами других гидридов элементов той же подгруппы (PH3, SbH3, AsH3 ). Так, у ближайшего аналога аммиака – фосфина РН3 температура кипения равна – 87,4°С, а температура плавления – 133,8°С, несмотря на то, что молекула PH3 вдвое тяжелее молекулы NH3. В твердом аммиаке каждый атом азота связан с шестью атомами водорода тремя ковалентными и тремя водородными связями. При плавлении аммиака рвутся только 26% всех водородных связей, еще 7% разрываются при нагреве жидкости до температуры кипения. И лишь выше этой температуры исчезают почти все оставшиеся между молекулами связи.
Среди прочих газов аммиак выделяется своей огромной растворимостью в воде: при нормальных условиях 1 мл воды способен поглотить больше литра газообразного аммиака (точнее, 1170 мл) с образованием 42,8%-ного раствора. Если рассчитать соотношение NH3 и H2 O в насыщенном при нормальных условиях растворе, то получится, что одна молекула аммиака приходится на одну молекулу воды. При сильном охлаждении такого раствора (примерно до –80°C) образуютсмя кристаллы гидрата аммиака NH3 ·H2 O Известен также гидрат состава 2NH3 ·H2 O.
Водные растворы аммиака обладают уникальным среди всех щелочей свойством: их плотность снижается с увеличением концентрации раствора (от 0,99 г/см3 для 1%-ного раствора до 0,73 г/см3 для 70%-ного). В то же время аммиак довольно легко «выгнать» назад из водного раствора: при комнатной температуре давление пара над 25%-ным раствором составляет две трети атмосферного, над 4%-ным раствором – 26 мм рт.ст. (3500 Па) и даже над очень разбавленным 0,4%-ным раствором оно все еще равно 3 мм рт.ст. (400 Па). Неудивительно, что даже слабые водные растворы аммиака имеют отчетливый запах «нашатырного спирта», а при хранении в неплотно закупоренной посуде они довольно быстро «выдыхаются». Непродолжительным кипячением можно полностью удалить аммиак из воды.
На высокой растворимости аммиака в воде основан красивый демонстрационный опыт. Если в перевернутую колбу с аммиаком через узкую трубочку, соединяющую колбу с сосудом с водой, впустить несколько капель воды, газ быстро растворится в ней, давление понизится, и под действием атмосферного давления вода из сосуда с растворенным в ней индикатором (фенолфталеином) с силой устремится в колбу. Там она тут же окрасится в малиновый цвет – из-за образования щелочного раствора.
Аммиакпламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Смеси аммиака с воздухом при его содержании от 15 до 28% взрывоопасны. В присутствии катализаторов реакция с кислородом приводит к химически довольно активен и вступает во взаимодействие со многими веществами. В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым оксидам азота. При растворении аммиака в воде образуется щелочной раствор, который иногда называют гидроксидом аммония. Однако это название не вполне точное, поскольку в растворе сначала образуется гидрат NH3 ·H2 O, который затем частично распадается на ионы NH4+ и OH–. Условно NH4 OH считают слабым основанием, при расчете его степени диссоциации предполагается, что весь аммиак в растворе находится в виде NH4 OH, а не в виде гидрата.
Аммиак благодаря неподеленной паре электронов образует огромное количество комплексных соединений с ионами металлов – так называемых амминокомплексов или аммиакатов. В отличие от органических аминов, в этих комплексах с атомом азота всегда связаны три атома водорода.
Сильные водородные связи приводят к сравнительно высокой (по сравнению с другими газами) теплоте испарения аммиака – 23,3 кДж/моль. Это в 4 раза больше теплоты испарения жидкого азота и в 280 раз больше, чем у жидкого гелия. Поэтому жидкий гелий вообще невозможно налить в обычный стакан – он немедленно испарится. С жидким азотом такой опыт провести можно, но значительная его часть испарится, охлаждая сосуд, а оставшаяся жидкость тоже выкипит довольно быстро. Поэтому обычно сжиженные газы в лабораториях хранят в специальных сосудах Дьюара с двойными стенками, между которыми – вакуум. Жидкий аммиак, в отличие от других сжиженных газов, можно держать в обычной химической посуде – стаканах, колбах, он при этом испаряется не слишком быстро. Если же налить его в сосуд Дьюара, то в нем он будет храниться очень долго. И еще одно удобное свойство жидкого аммиака: при комнатной температуре давление пара над ним сравнительно невелико, поэтому при длительных экспериментах с ним можно работать в запаянных стеклянных ампулах, которые такое давление легко выдерживают (попытка проделать подобный эксперимент с жидким азотом или кислородом неминуемо привела бы к взрыву). Большая теплота испарения жидкого аммиака позволяет использовать это вещество в качестве хладагента в различных холодильных установках; испаряясь, жидкий аммиак очень сильно охлаждается. В домашних холодильниках раньше тоже был аммиак (теперь в основном – фреоны). Хранят жидкий аммиак в герметичных баллонах.
Внешне жидкий аммиак похож на воду. Сходство этим не ограничивается. Как и вода, жидкий аммиак – прекрасный растворитель как для ионных, так и для неполярных неорганических и органических соединений. В нем легко растворяются многие соли, которые, как и в водных растворах, диссоциируют на ионы. Однако химические реакции в жидком аммиаке часто протекают совсем не так, как в воде. Прежде всего это связано с тем, что растворимость одних и тех же веществ в воде и в жидком аммиаке может различаться очень сильно, что видно из следующей таблицы, в которой приведена растворимость (в граммах на 100 г растворителя) некоторых солей в воде и в жидком аммиаке при 20°С:
Поэтому в жидком аммиаке легко протекают такие обменные реакции, которые немыслимы для водных растворов, например, Ba(NO3 )2 + 2AgCl ® BaCl2 + 2AgNO3. Молекула NH3 – сильный акцептор ионов водорода, поэтому если в жидком аммиаке растворить слабую (в случае водных растворов) уксусную кислоту, то она будет диссоциировать полностью, то есть станет очень сильной кислотой: CH3 COOH + NH3 ® NH4+ + CH3 COO–. В среде жидкого аммиака значительно усиливаются (по сравнению с водными растворами) и кислотные свойства солей аммония. Ион аммония в жидком аммиаке обладает многими свойствами, характерными для иона водорода в водных растворах. Поэтому в жидком аммиаке нитрат аммония легко реагирует, например, с магнием с выделением водорода или с пероксидом натрия: 2NH4 NO3 + Mg ® Mg(NO3 )2 + 2NH3 + H2; Na2 O2 + 2NH4 NO3 ® 2NaNO3 + H2 O2 + 2NH3. С помощью реакций в жидком аммиаке впервые были выделены пероксиды магния, кадмия и цинка: Zn(NO3 )2 + 2KO2 ® ZnO2 + 2KNO3 + O2, получен в чистом виде кристаллический нитрит аммония: NaNO2 + NH4 Cl ® NH4 NO2 + NaCl, проведены многие другие необычные превращения, например, 2K + 2CO ® K2 C2 O2. Последнее соединение содержит тройную ацетиленовую связь и имеет строение K+– OСºCO– K+.
Большое сродство жидкого аммиака к ионам Н+ позволяет провести эффектный опыт по «пластификации» дерева. Дерево в основном состоит из целлюлозы: длинные полимерные цепи молекул целлюлозы соединяются между собой с помощью водородных связей между гидроксильными группами –OH (иногда их называют водородными мостиками). Одна водородная связь довольно слабая, но так как молекулярная масса целлюлозы достигает 2 миллионов, а мономерных звеньев (глюкозных остатков) в молекуле свыше 10 тысяч, длинные молекулы целлюлозы сцеплены друг с другом очень прочно. Жидкий аммиак с легкостью разрушает водородные мостики, связывая атомы водорода в ионы NH4+, и в результате молекулы целлюлозы приобретают способность скользить относительно друг друга. Если деревянную палочку опустить на некоторое время в жидкий аммиак, то ее можно гнуть как угодно, как будто она сделана не из дерева, а из алюминия. На воздухе аммиак через несколько минут испарится, и водородные связи снова восстановятся, но уже в другом месте, а деревянная палочка вновь станет жесткой и при этом сохранит ту форму, которую ей придали.
Из растворов различных веществ в жидком аммиаке, без сомнения, самые интересные – это растворы щелочных металлов. Такие растворы вызывают живейший интерес ученых уже более ста лет. Впервые растворы натрия и калия в жидком аммиаке были получены в 1864. Спустя несколько лет было обнаружено, что если дать аммиаку спокойно испариться, то в осадке останется чистый металл, как это бывает с раствором соли в воде. Такая аналогия, однако, не совсем точна: щелочные металлы, хотя и медленно, с аммиаком все же реагируют с выделением водорода и образованием амидов: 2K + 2NH3 ® 2KNH2 + H2. Амиды – стабильные кристаллические вещества, энергично взаимодействующие с водой с выделением аммиака: KNH2 + H2 O ® NH3 + KOH.
При растворении металла в жидком аммиаке объем раствора всегда больше суммарного объема компонентов. В результате такого разбухания раствора его плотность непрерывно падает с увеличением концентрации (чего не бывает у водных растворов солей и других твердых соединений). Концентрированный раствор лития в жидком аммиаке – самая легкая при обычных условиях жидкость, ее плотность при 20°C – всего лишь 0,48 г/см3 (легче этого раствора только сжиженные при низких температурах водород, гелий и метан).
Свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла, а вместо анионов – электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают разбавленным растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Электрический ток такие растворы проводят плохо. Но с повышением концентрации растворенного металла, когда электроны приобретают способность перемещаться в растворе, электропроводность увеличивается исключительно сильно – иногда в триллионы раз, приближаясь к электропроводности чистых металлов! Разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке сильно различаются и по другим физическим свойствам. Так, растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами: они имеют отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Иногда даже трудно поверить, что это растворы одного и того же вещества в одном и том же растворителе. И здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке – самый легкоплавкий «металл», который замерзает лишь при –183°C, то есть при температуре сжижения кислорода.
Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это в основном зависит от температуры. При температуре кипения насыщенный раствор содержит примерно 15% (мольных) щелочного металла. С повышением температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла. Это значит, что расплавленный щелочной металл (цезий, например, уже при 28,3°C) смешивается с жидким аммиаком в любых соотношениях. Аммиак из концентрированных растворов испаряется медленно, так как давление его насыщенных паров стремится к нулю при увеличении концентрации металла.
Еще один очень интересный факт: разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом. Для водных растворов это редкое явление. Если же, допустим, в 100 г жидкого аммиака внести 4 г натрия при температуре –43° C, то образующийся раствор сам собой расслоится на две жидкие фазы. Одна из них, более концентрированная, но менее плотная, окажется сверху, а разбавленный раствор с большей плотностью – внизу. Заметить границу между растворами легко: верхняя жидкость обладает металлическим бронзовым блеском, а нижняя имеет чернильно-синий цвет.
По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3. Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.
Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.
Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен. Тем не менее этот газ токсичен. К счастью, человек способен почувствовать запах аммиака в воздухе уже в ничтожной концентрации – 0,0005 мг/л, когда еще нет большой опасности для здоровья. При повышении концентрации в 100 раз (до 0,05 мг/л) проявляется раздражающее действие аммиака на слизистую оболочку глаз и верхних дыхательных путей, возможна даже рефлекторная остановка дыхания. Концентрацию 0,25 мг/л с трудом выдерживает в течение часа даже очень здоровый человек. Еще более высокие концентрации вызывают химические ожоги глаз и дыхательных путей и становятся опасными для жизни. Внешние признаки отравления аммиаком могут быть весьма необычными. У пострадавших, например, резко снижается слуховой порог: даже не слишком громкие звуки становятся невыносимы и могут вызвать судороги. Отравление аммиаком вызывает также сильное возбуждение, вплоть до буйного бреда, а последствия могут быть весьма тяжелыми – до снижения интеллекта и изменения личности. Очевидно, аммиак способен поражать жизненно важные центры, так что при работе с ним надо тщательно соблюдать меры предосторожности.
Подобычным давлением аммиак сжижается при -33 °С и затвердевает при -78 °С.Теплота плавления NH3 составляет 6 кДж/моль. Критическая температура аммиака132 °С, критическое давление — 112 атм. Содержащие его баллоны должны бытьокрашены в жёлтый цвет и иметь чёрную надпись «Аммиак».
Аммиакпредставляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом(«нашатырного спирта»). Растворимость его в воде больше, чем всехдругих газов: один объём воды поглощает при 0 °С около 1200, а при 20 °С — около 700 объёмов NH3. Продажный концентрированный раствор имеет обычноплотность 0,91 г/см3 и содержит 25 вес.% NH3 (т.е. близок к составу NH3·3H2O).
Сассоциацией жидкого аммиака связана его большая теплота испарения (23,4кДж/моль). Так как критическая температура аммиака лежит высоко (+132 °С) и прииспарении его от окружающей среды отнимается много тепла, жидкий аммиак можетслужить рабочим веществом холодильных машин. по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха= 17 / 29 = 0,5862
NH4Cl NH4Br NH4I KCl KВr KI AgCl AgBr AgI 103 238 369 0,04 13,5 182 0,83 5,9 207
Подобныйже ход изменения растворимости галогенидов характерен и для ряда другихкатионов. Хорошо растворимы в жидком аммиаке также многие нитраты (и КМnO4).Напротив, оксиды, фториды, сульфаты и карбонаты, как правило, в нёмнерастворимы.
Пользуясьразличием растворимости солей в жидком NH3 и воде, можно иногда осуществлятьобращение обычно наблюдаемых реакций ионного обмена. Например, равновесие посхеме:
2 AgNO3 + BaBr2 2 AgBr + Ba(NO3)2
вводной среде практически нацело смещается вправо (из-за нерастворимости АgBr),а в аммиачной среде — влево (из-за нерастворимости ВаВr2).
Характернымсвойством аммиака как ионизирующего растворителя является его резко выраженноевыравнивающее влияние на диссоциацию различных электролитов. Например,несоизмеримые друг с другом по диссоциации в водной среде HClO4 и HCN в жидкомаммиаке характеризуются почти одинаковыми константами диссоциации (5·10-3 и2·10-3). Соли ведут себя в жидком аммиаке как электролиты средней силы илислабые (например, К = 2·10-3 для КВr). Хлориды обычно бывают диссоциированынесколько менее, а иодиды — несколько более, соответствующих бромидов.
Особенностьюжидкого аммиака является его способность растворять наиболее активные металлы,причём последние подвергаются ионизации. Например, разбавленный растворметаллического натрия имеет синий цвет, проводит электрический ток подобнорастворам электролитов и содержит катионы Na+ (cольватированные аммиаком) ианионы (NH3)x-. Центральной частью такого сложного аниона является свободныйэлектрон, находящийся в поляризационном взаимодействии с окружающей средой(полярон). При более высоких концентрациях Na его раствор приобретает видбронзы и проявляет металлическую электропроводность, т. е. наряду ссольватированным аммиаком содержатся и свободные электроны. Ниже -42 °С синяя ибронзовая фазы способны сосуществовать, не смешиваясь. Длительное хранениерастворов натрия в жидком аммиаке сопровождается их обесцвечиванием в результатеочень медленной реакции по схеме:
2 Na + 2 NH3 = 2 NaNH2 + H2.
Cцезием (растворимость 25 молей на 1000 г NH3 при -50 °С) аналогичная реакцияпротекает за несколько минут.
Растворённыйв аммиаке металл имеет тенденцию к отщеплению валентных электронов, что создаётвозможность проведения своеобразных реакций вытеснения. Например, пользуясьрастворимостью в жидком аммиаке КСl и нерастворимостью СаСl2, можно осуществитьвыделение калия кальцием по схеме:
2 КСl + Ca CaCl2 + 2 K.
Имеетсяинтересное указание на то, что пропитка жидким аммиаком сильно повышаетпластичность древесины. Это позволяет сравнительно легко придавать ей те илииные заданные формы, которые после удаления аммиака сохраняются.
Растворениеаммиака в воде сопровождается выделением тепла (около 33 кДж/моль). Влияниетемпературы на растворимость иллюстрируется приводимыми ниже данными,показывающими число весовых частей NH3, поглощаемое одной весовой частью воды(под давлением аммиака, равным атмосферному):
Температура °С -30 10 30 50 80 100 Растворимость 2,78 0,87 0,63 0,40 0,23 0,15 0,07
Максимальнойэлектропроводностью обладает при обычных условиях приблизительно 3 н раствораммиака. Растворимость его в органических растворителях значительно меньше, чемв воде.
Образованиековалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
1.Аммиак — основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырныйспирт) имеет щелочную реакцию (лакмус — синий; фенолфталеин — малиновый) из-заобразования гидроксида аммония.
2.Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.
NH3 + HCl NH4Cl
2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2 NH4HCO3
Аммиак- восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)
1.Разложение при нагревании
2N-3H3- t° N20 + 3H2
2.Горение в кислороде
4N-3H3+ 3O2 2N20 + 6Н2O
b)каталитическое окисление ( kat = Pt )
4N-3H3 + 5O2 4N+2O + 6Н2O
3.Восстановление оксидов некоторых металлов
3Cu+2O + 2N-3H3 3Cu0 + N20 + 3Н2O
Припропускании струи аммиака над нагретой CuO он окисляется до свободного азота.Окисление аммиака озоном ведёт к образованию NH4NO3. Интересно, что некотороеучастие в таком окислении принимает, по-видимому, и смешанный с озоном обычныйкислород.
Аммиакявляется хорошим горючим реактивного топлива. Подобно воде, жидкий аммиаксильно ассоциирован, главным образом за счёт образования Н-связей. Однако онисравнительно слабы (около 4,2 кДж/моль). Вязкость жидкого аммиака почти в семьраз меньше вязкости воды. Его плотность (0,68 и 0,61 г/см3 соответственно при-33 и +20 °С) также значительно меньше, чем у воды. Электрический ток жидкийаммиак практически не проводит, так как электролитическая диссоциация по схеме:
NH3 + NH3 NH4+ + NH2-
Дляхимической характеристики аммиака основное значение имеют реакции трёх типов:присоединения, замещения водорода и окисления.
Наиболеехарактерные для аммиака реакции присоединения. В частности, при действии его намногие соли легко образуются кристаллические аммиакаты состава СаСl2·8NH3,CuSO4·4NH3 и т.п., по характеру образования и устойчивости похожие накристаллогидраты.
Прирастворении аммиака в воде происходит частичное образование гидроксида аммония:
NH3+ H2O NH4OH
Вэтом соединении радикал аммоний (NH4) играет роль одновалентного металла.Поэтому электролитическая диссоциация NH4OH протекает по основному типу:
NH4OH NH4• + OH’
Объединяяоба эти уравнения, получаем общее представление о равновесиях, имеющих место вводном растворе аммиака:
NH3 + H2O NH4OH NH4• + OH’
Из-заналичия этих равновесий водный раствор аммиака (часто называемый просто«аммиаком») имеет резкий запах. Ввиду того что концентрация ионов ОН’в растворе невелика, NH4OH рассматривается как слабое основание. Гидроксид аммонияявляется одним из важнейших химических реактивов, разбавленные растворыкоторого («нашатырный спирт») применяются также в медицине и домашнемхозяйстве (при стирке белья и выводе пятен).
Анализданных по распределению NH3 между водой и органическими жидкостями показывает,что в гидратированной форме находится более 90% всего растворённого в водеаммиака. Для паровой фазы над водно-аммиачным раствором установлено наличиеравновесия по схеме:2 NH3 + H2O 2 NH3·H2O + 75 кДж,
характеризующегосязначением К = 1·10-4 при 20 °С.
МолекулаNH3 имеет структуру треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. HNH= 107,3°. Электроны связей Н-N довольно сильно смещены от водорода к азоту,поэтому молекула аммиака в целом характеризуется значительной полярностью.
Пирамидальнаяструктура аммиака энергетически выгоднее плоской на 25 кДж/моль. Молекулаполярна; связь N-H характеризуется энергией 389 кДж/моль, но для энергийпоследовательной диссоциации атомов водорода даются значения 435, 397 и 339 кДж/моль.Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями:
Интереснымсвойством молекул аммиака является их способность к структурной инверсии, т.е.к «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозьобразованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Потенциальныйбарьер этой инверсии равен 25 кДж/моль, осуществлять её могут лишь молекулы,достаточно богатые энергией. Скорость инверсии сравнительно невелика — она в1000 раз меньше скорости ориентации молекул NH3 электрическим полем.Получение.
Переводсвободного азота воздуха в связанное состояние осуществляется главным образомпутём синтеза аммиака:
N2 + 3 H2 2 NH3 + 92 кДж.
Принципсмещения равновесия показывает, что наиболее выгодными для образования аммиакаусловиями являются возможно более низкая температура и возможно более высокоедавление. Однако даже при 700 °С скорость реакции настолько мала (иследовательно, равновесие устанавливается так медленно), что не может быть иречи о её практическом использовании. Напротив, при более высоких температурах,когда равновесное состояние устанавливается быстро, ничтожно малым становитсясодержание аммиака в системе. Таким образом, техническое проведениерассматриваемого процесса оказывается как будто невозможным, так как, ускоряядостижение равновесия при помощи нагревания, мы одновременно смещаем егоположение в невыгодную сторону.
Существует,однако, средство ускорить достижение равновесного состояния без одновременногосмещения равновесия. Таким часто помогающим средством является подходящийкатализатор. Подходящим катализатором является металлическое железо (спримесями Al2O3 и К2О). Процесс обычно ведут при температуре 400-600 °С (накатализаторе) и давлениях 100-1000 атм. После выделения аммиака из газовойсмеси последняя вновь вводится в цикл.
Впроцессе поисков катализатора для синтеза аммиака было перепробовано около 20тыс. различных веществ. Широко применяемый железный катализатор готовитсяобычно нагреванием тесной смеси FeO и Fe2O3 (содержащий небольшие примеси Fe,Al2O3 и КОН) в атмосфере состава 3Н2+N2. Так как Н2S, CO, CO2, водяной пар икислород быстро «отравляют» катализатор, подаваемая к немуазотоводородная смесь должна быть тщательно освобождена от них. При правильномтехнологическом режиме катализатор бесперебойно работает в течение несколькихлет.
Длядальнейшего развития промышленности синтетического аммиака может оказатьсясущественным, что при давлениях в 2000 атм и выше синтез аммиака изазотоводородной смеси хорошо идёт и без специального катализатора. Практическийвыход аммиака при 850 °С и 4500 атм составляет 97%. Особенно важно тообстоятельство, что при сверхвысоких давлениях наличие в исходных газахразличных примесей не влияет на ход процесса.
Синтезаммиака был практически реализован в 1913 г., когда таким путём удалосьполучить 7 т NH3. В настоящее время этот синтез является основным промышленнымметодом получения связанного азота с ежегодной мировой выработкой, исчисляемойдесятками миллионов тонн.
Помимопрямого синтеза аммиака из элементов, некоторое промышленное значение длясвязывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 г. цианамидный способ.Последний основан на том, что при 1000 °С карбид кальция (получаемыйпрокаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободнымазотом по уравнению:
СаС2+ N2 = CaCN2 + C + 293 кДж .
Полученныйтаким путём цианамид кальция (Са=N-CN) представляет собой серый (отпримеси углерода) порошок. При действии перегретого (т. е. нагретого выше 100°С) водяного пара он разлагается с выделением аммиака:
СаСN2+ 3 H2O = CaCO3 + 2 NH3 + 222 кДж.
Разложениецианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах. Поэтому имможно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго до посева.Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв.«Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения,причём известь является бесплатным приложением к азоту» (Д.Н.Прянишников).
Влабораторного условиях NH3 получают путём обработки твёрдого NH4Cl насыщеннымраствором КОН. Выделившийся газ может осушен пропусканием сквозь сосуд ствёрдым КОН или со свежепрокаленным оксидом кальция (СаО). Применять для сушкиH2SO4 и CaCl2 нельзя, так как аммиак образует с ними соединения.
2NH4Cl + Ca(OH)2 -t° CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O
(NH4)2SO4 + 2KOH -t° K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O
Аммиакможно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошорастворим в воде.Действие на организм.
Аммиаксильно раздражает слизистые оболочки уже при 0,5%-ном содержании его в воздухе.Острое отравление аммиаком вызывает поражения глаз и дыхательных путей, одышкуи воспаление лёгких. Средствами первой помощи служат свежий воздух, обильноепромывание глаз водой, вдыхание водяного пара. Хроническое отравление аммиакомвызывает расстройство пищеварения, катары верхних дыхательных путей иослабление слуха. Предельно допустимой концентрацией NH3 в воздухепроизводственных помещений считается 0,02 мг/л. Смеси аммиака с воздухом,содержащие от 16 до 28 объёмн.% аммиака взрывоопасны.
Т.к.разложение цианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах,то им можно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго допосева. Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв.«Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения,причём известь является бесплатным приложением к азоту» (Д.Н.Прянишников).
Нашатырныйспирт поступающий в продажу, содержит обычно около 10% аммиака. Он находит имедицинское применение. В частности, вдыхание его паров или приём внутрь (3-10капель на рюмку воды) используется для снятия состояния сильного опьянения.Смазывание кожи нашатырным спиртом ослабляет действие укусов насекомых. Оченьразбавленным нашатырным спиртом удобно протирать окна и мыть окрашенныемасляной краской полы, более крепким — удалять следы от мух, чистить серебряныеили никелированные предметы.
Привыводе пятен хорошие результаты дают во многих случаях следующие составы (пообъёму): а) 4 части нашатырного спирта, 5 частей эфира и 7 частей винногоспирта (денатурата); б) 5 частей нашатырного спирта, 2 части бензина и 10частей винного спирта; в) 10 частей нашатырного спирта, 7 частей винногоспирта, 3 части хлороформа и 80 частей бензина; г) 5 частей нашатырного спирта,3 части ацетона и 20 частей спиртового раствора мыла.
Попавшую на одежду масляную краскурекомендуется оттирать кусочками ваты, смоченными сперва скипидаром, а затемнашатырным спиртом. Для удаления чернильного пятна обычно достаточно обработатьего нашатырным спиртом и смыть водой.
Дляподготовки данной работы были использованы материалы с сайта schoolchemistry.by.ru/
Азот образует несколько соединений с водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом (запах «нашатырного спирта»).
В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая хлорид аммония с гашеной известью Ca(OH)₂. Реакция выражается уравнением
Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести с едким натром).
Масса 1л аммиака при нормальных условиях равна 0,77г. Поскольку этот газ значительно легче воздуха, то его можно собирать в перевернутое вверх дном сосуды.
При охлаждении до -33,5˚С аммиак под обычным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающую при -77,8˚С.
Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при комнатной температуре около 700 объёмов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25% NH₃ и имеет плотность 0,91 г⁄см³. Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит 10% NH₃. С повышением температуры растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количеств газообразного аммиака.
При низкой температуре из раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH₃·Н₂О, плавящийся при -79˚С. Известен также кристаллогидрат состава 2NH₃·H₂O. В этих гидратах молекулы воды и аммиака соединены между собой водородными связями.
В химическом отношении аммиак довольно активен; он вступает во взаимодействие со многими веществами. В аммиаке азот имеет самую низкую степень окисления (-3). Поэтому в реакции, связанные с дальнейшим понижением степени окисления азота, аммиак вступает: он обладает только восстановительными свойствами. Если пропускать ток NH по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит белым, зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:
При других условиях аммиак может окисляться до окисления NO.
В отличии от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не обладает кислотными свойствами. Однако атомы водорода в его молекуле могут замещаться атомами металлов. При полном замещении водорода металлов образуются соединения, называемые нитридами. Некоторые из них, например нитриды кальция и магния, получаются путем непосредственного соединения азота с металлами при высокой температуре:
Многие нитриды полностью гидролизуются водой с образованием аммиака и гидроксида металла. Например:
При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода металлами образуется амиды металлов. Так, пропуская аммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия NaNH₂ в виде бесцветных кристаллов:
Вода разлагает амид натрия:
Обладая сильными основными и водоотнимающими свойствами, амид натрия нашел применение при некоторых органических синтезах, например, в производстве такого важного красителя, как индиго, и некоторых лекарственных препаратов.
Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так, при действии нитрид хлора, или хлористый азот, NCI₃
в виде тяжелой маслянистой взрывчатой жидкости.
Подобными же свойствами обладают нитрит иода (иодистый азот), образующий в виде черного, нерастворимого в виде порошка при действии иода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрывает от малейшего прикосновения; при этом выделяется пары иода фиолетового цвета.
Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом электронную пару:
Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно-акцепторному способу четвертой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электронно-акцепторными свойствами. Этим объясняется чрезвычайно характерная для аммиака способность вступать в реакцию присоединения.
Взаимодействие аммиака с водой тоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:
В результате концентрации ионов OHֿв растворе возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиака обладает щелочной реакцией. Однако по установившейся традиции водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH₄OH и называют гидроокись аммония, а щелочную реакцию этого раствора рассматривают как результат диссоциации молекул NH₄OH.
При нагревании раствора аммиак улетучивается, в чем не трудно убедится по запаху. Таким образом, присутствие любой аммонийной соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью.
Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо или необратимо. Например, при нагревании хлорид аммония как бы возгоняется – разлагается на аммиак и хлорид водород, которые на холодных частях сосуда вновь соединяются в хлорид аммония: NH₄↔NH₃+HCI
При обратимом распаде солей аммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак. Однако продукты разложения – аммиак и кислота, — будучи смешаны, вновь соединяются друг с другом. Примерами могут служить реакция распада сульфата аммония (NH₄)₂SO₄ или фосфата аммония (NH₄)₃PO₄.
Соли аммония, анион которых проявляет окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой ион аммония окисляется, а анион восстанавливается. Примерами могут служить распад NH₄NO₂ или разложение нитрата аммония:
Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Как уже говорила, аммиак даже при невысоком давлении (7-8атм) легко превращается в жидкость. Поскольку при испарения жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты (327калг), то жидкий аммиак используются в различных холодных устройствах.
Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах как слабое основание; их используют так же в медицине и в быту. Но большая часть получаемого в промышленности аммиака идет на приготовление азотной кислоты, а также других азотсодержащих веществ. К важнейшим из них относятся азотные удобрения, прежде всего сульфат и нитрат аммония и карбамид.
Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ служит хорошим удобрением и производится в больших количествах.
Нитрат аммония NH₄NO₃ тоже применяется в качестве удобрения; процентное содержание усвояемого азота в этой соли выше, чем в других нитратах или солях аммония. Кроме того, нитрат аммония образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы) и применяются для взрывных работ.
Хлорид аммония, или нашатырь, NH₄CI применяется в красильном деле, в ситцепечатанье, при паянии, а также в гальванических элементах. Применение хлорида аммония при паянии основано на том, что он способствует удалению с поверхностей оксидных пленок, благодаря чему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении сильно нагретого металла, с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности металла, либо восстанавливаются, либо переходят в хлориды. Последствие, будучи более летучи, чем оксиды, удаляются с поверхности металла. Для случая меди и железа основные происходящие при этом процессы можно выразить такими уравнениями:
Первая из этих реакций является окислительно-восстановительной: медь, будучи менее активным металлом, чем железо, восстанавливается аммиаком, который образуется при нагревании NH₄CL. Жидкий аммиак и насыщенные им растворы аммонийных солей применяют в качестве удобрений. Одним из главных преимуществ таких удобрений является повышенное содержание в них азота.
Получение аммиака. Первым по времени открытия (1904г.) является цианамидный способ получения аммиака, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция CaC₂, образуя цианамид кальция CaCN₂ :
CaC₂+ N₂ = CaCN₂+ C+72ккал
Цианамид кальция – порошок, окрашенный в темно-серый цвет примесью угля. При действии на него водяного пара под давлением около 6 атм он легко разлагается с образованием аммиака и карбоната кальция :
CaCN₂+3H₂O= CaCO₃+2NH₃ +18 ккал
Первый завод для получения цианамида кальция мощностью 4 тыс. т в год был построен в 1906 г. В Италии. В1921 г. Мировое производство цианамида кальция достигло 500 тыс. т в год. Но затем строительство новых заводов почти прекратились, так как преобладающее значение получил другой метод промышленного производства аммиака – синтез аммиака из водорода и азота.
При комнатной температуре азот не соединяется с водородом. Но уже давно было известно, что если пропускать смесь этих газов электрические искры, то образуется некоторое количество аммиака. Подобное изучение этой реакции показало, что реакция между азотом и водородом обратима:
N₂+3H₂ ↔2NH₃ +22 ккал
При высокой температуре, создаваемой электрическими разрядами, равновесие сильно сдвинуто влево — количество получающегося аммиака очень мало. Только в начале 20 века удалось, наконец, найти условия, при которых выход аммиака становится достаточным для проведения процесса в заводском масштабе. Оказалось, что этими условиями является высокое давление и низкая температура.
Но при низких температурах скорость реакции настолько мала, что потребовалось бы слишком много времени для получения значительных количеств аммиака. Ускорения процесса удалось добиться путем применения катализаторов. Из различных исследованных веществ наилучшим оказалось определенным образом приготовленное пористое железо, содержащее небольшие количества оксидов алюминия, калия, кальция и кремния.
Реакцию ведут при температуре около 500˚С, компенсируя вызываемый этим сдвиг равновесия вызываемый этим сдвиг равновесия влево повышенным давлением. Нетрудно убедиться, что один и тот же выход аммиака может быть получен как при сравнительно низкой, так и при более высокой температуре, если соответственно увеличить давление. Но пи повышении температуры возрастает скорость реакции и нужное количество аммиака получается за более короткое время.
Все промышленные установки синтеза аммиака работают с использованием принципа циркуляции: после реакции смесь газов охлаждается, содержащийся в ней аммиак конденсируется и отделяется, а не прореагировавшие азот и водород смешиваются со свежей порцией газов, снова подаются на катализатор и т.д. Применение циркуляции увеличивает производительность всей системы.
Синтез аммиака можно проводить при различных давлениях от 150 до 1000 атм. Наибольшее распространение получили системы, работающие при среднем давлении (300 атм); в экономическом отношении они наиболее целесообразны.
В настоящее время синтез аммиака является основным способом связывания атмосферного азота.
Метанол. CH₃OH – бесцветная жидкость (темп. кип. 64,7˚С). Весьма ядовит: прием небольших доз его внутрь вызывает слепоту, а больших – смерть. Метиловый спирт получают в больших количествах синтезом из окси водорода и углерода при высоком давлении (200-300 атм) и высокой температуре (400˚С) в присутствии катализатора (около 90% ΖnO и 10% Cr₂O₃): CO+2H₂↔CH₃OH
Метиловый спирт образуется и при сухой перегонке дерева; поэтому его называют также древесным спиртом. Применяется он как растворитель, а также для получения других органических веществ, в частности формальдегида и метилметакрилата, которые используют в производстве фенолформальдегидных смол и полиметилметакрилата (органического стекла) соответственно. Еще его используют в качестве моторного топлива, так как добавка его к бензину повышает октановое число топлива и снижает количество вредных веществ в выхлопных газах.
Доклад на тему:
«Производство аммиака и метанола».
Выполнила: Акжигитова Алсу
Преподаватель: Канеева Наиля
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.