Где используют в промышленности аммиак. Аммиак – опасный, но важный газ
Аммиа́к - NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)
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.
Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер). В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.
Расходные нормы на тонну аммиака
На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе - 900 нм³.
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.
Интересные факты
Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко красные - черными.
На процесс производства оптимального количества химического вещества, а также достижения максимального его качества влияет ряд факторов. Получение аммиака зависит от показателей давления, температуры, наличия катализатора, используемых веществ и способа извлечения полученного материала. Эти параметры необходимо правильно сбалансировать для достижения наибольшей прибыли от производственного процесса.
Свойства аммиака
При комнатной температуре и нормальной влажности воздуха аммиак находится в газообразном состоянии и имеет очень отталкивающий запах. Он наделен ядовитым и раздражающим слизистые оболочки воздействием на организм. Получение и свойства аммиака зависят от участия в процессе воды, так как это вещество очень растворимо в нормальных характеристиках окружающей среды.
Аммиак является соединением водорода и азота. Его химическая формула - NH 3 .
Это химическое вещество выступает активным восстановителем, в результате горения которого выделяется свободный азот. Аммиак проявляет характеристики оснований и щелочей.
Реакция вещества с водой
При растворении NH 3 в воде получают аммиачную воду. Максимально при обычной температуре можно растворить в 1 объеме водного элемента 700 объемов аммиака. Известно это вещество как нашатырный спирт и широко применяется в отрасли производства удобрений, в технологических установках.
Полученный путем растворения в воде NH 3 по своим качествам частично ионизирован.
Нашатырный спирт используется в одном из методов лабораторного получения этого элемента.
Получение вещества в лаборатории
Первый метод получения аммиака заключается в доведении нашатырного спирта до кипения, после чего полученный пар осушают и собирают требуемое химическое соединение. Получение аммиака в лаборатории возможно также путем нагревания гашеной извести и твердого хлорида аммония.
Реакция получения аммиака имеет такой вид:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
В ходе этой реакции выпадает осадок белого цвета. Это соль CaCl 2 , а еще образовывается вода и искомый аммиак. Для проведения осушения требуемого вещества его пропускают по смеси извести в сочетании с натром.
Получение аммиака в лаборатории не обеспечивает самую оптимальную технологию его производства в необходимых количествах. Люди много лет искали способы добычи вещества в промышленных масштабах.
Истоки налаживания технологий производства
На протяжении 1775-1780 годов были осуществлены опыты по связыванию свободных молекул азота из атмосферы. Шведский химик К. Шелле нашел реакцию, которая имела вид
Na 2 CO 3 + 4C + N 2 = 2NaCN + 3CO
На ее основе в 1895 году Н. Каро и А. Франк разработали метод связывания свободных молекул азота:
CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C
Этот вариант требовал больших затрат энергии и был экономически невыгодным, поэтому со временем от него отказались.
Еще одним довольно затратным методом стал открытый английскими химиками Д. Пристли и Г. Кавендишем процесс взаимодействия молекул азота и кислорода:
Рост потребности в аммиаке
В 1870 году это химическое вещество считалось нежелательным продуктом газовой промышленности и было практически бесполезным. Однако спустя 30 лет это оно стало очень востребованным в коксохимической отрасли.
Сначала возросшую потребность в аммиаке восполняли путем его выделения из каменного угля. Но при росте потребления вещества в 10 раз по поиску путей его добычи велась практическая работа. Получение аммиака стали внедрять с применением запасов атмосферного азота.
Потребность в веществах на основе азота наблюдалась практически во всех известных отраслях экономики.
Поиск путей удовлетворения промышленного спроса
Долгий путь прошло человечество к осуществлению уравнения производства вещества:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
Получение аммиака в промышленности впервые удалось реализовать в 1913 году путем каталитического синтеза из водорода и азота. Способ открыт Ф. Габером в 1908 году.
Открытая технология разрешила давнюю проблему многих ученых разных стран. До этого момента не удавалось связать азот в виде NH 3 . Этот химический процесс получил название цианамидной реакции. При повышении температуры извести и углерода получалось вещество CaC 2 (карбид кальция). Путем нагревания азота и добивались получения цианамида кальция CaCN 2 , из которого выделение аммиака проходило путем гидролиза.
Внедрение технологий для получения аммиака
Получение NH 3 в глобальных масштабах промышленного потребления началось с покупки патента технологий Ф. Габера представителем Баденского содового завода А. Митташем. В начале 1911 года синтез аммиака на небольшой установке стал регулярным. К. Бош создал большой контактный аппарат, исходя из разработок Ф. Габера. Это было оригинальное оборудование, обеспечивающее процесс извлечения аммиака путем синтеза в производственном масштабе. К. Бош взял на себя все руководство по данному вопросу.
Экономия энергозатрат предполагала участие в реакциях синтеза определенных катализаторов.
Группа ученых, работающая над поиском подходящих составляющих, предложила следующее: железный катализатор, в который добавлялись оксиды калия и алюминия и который поныне считается одним из наилучших, обеспечивающих получение аммиака в промышленности.
9.09.1913 начал свою работу первый в мире завод, применяющий технологию каталитического синтеза. Постепенно наращивались производственные мощности, и к концу 1917 года вырабатывалось 7 тыс. т аммиака за месяц. В первый год работы завода этот показатель составлял всего 300 т в месяц.
Впоследствии во всех других странах тоже стали применять технологию синтеза с применением катализаторов, которая по своей сути не очень отличалась от техники Габера - Боша. Применение высокого давления и циркуляционных процессов происходило в любом технологическом процессе.
Внедрение синтеза в России
В России также применялся синтез с применением катализаторов, обеспечивающих получение аммиака. Реакция имеет такой вид:
В России самый первый завод аммиачного синтеза начал свою работу в 1928 году в Чернореченске, а далее были построены производства во многих других городах.
Практическая работа по получению аммиака постоянно набирает обороты. В период с 1960 по 1970 год синтез увеличился почти в 7 раз.
В стране для успешного получения, собирания и распознавания аммиака используют смешанные каталитические вещества. Изучение их состава осуществляет группа ученых под предводительством С. С. Лачинова. Именно эта группа нашла наиболее эффективные материалы для технологии осуществления синтеза.
Также постоянно ведутся исследования кинетики процесса. Научные разработки в этой области вели М. И. Темкин, а также его сотрудники. В 1938 году этот ученый вместе со своим коллегой В. М. Пыжевым сделал важное открытие, совершенствуя получение аммиака. Уравнение кинетики синтеза, составленное этими химиками, применяется отныне по всему миру.
Современный процесс синтеза
Процесс получения аммиака при помощи катализатора, применяемый в сегодняшнем производстве, имеет обратимый характер. Поэтому очень актуальным является вопрос оптимального уровня воздействия показателей на достижение максимального выхода продукции.
Процесс протекает при высокой температуре: 400-500 ˚С. Для обеспечения необходимой скорости прохождения реакции применяется катализатор. Современное получение NH 3 предполагает использование высокого давления - около 100-300 атм.
Совместно с применением циркуляционной системы можно получить достаточно большую массу превращенных в аммиак первоначальных материалов.
Современное производство
Система работы любого аммиачного завода достаточно сложная и содержит в себе нескольких этапов. Технология получения искомого вещества осуществляется в 6 этапов. В процессе проведения синтеза происходит получение, собирание и распознавание аммиака.
Первоначальная стадия заключается в извлечении серы из природного газа при помощи десульфуратора. Эта манипуляция требуется вследствие того, что сера является каталитическим ядом и убивает никелевый катализатор еще на стадии извлечения водорода.
На втором этапе проходит конверсия метана, которая протекает с применением высокой температуры и давления при использовании никелевого катализатора.
На третьей стадии случается частичное выгорание водорода в кислороде воздуха. В результате производится смесь водяного пара, оксида углерода, а также азота.
На четвертом этапе происходит реакция сдвига, которая проходит при различных катализаторах и двух отличных температурных режимах. Первоначально применяется Fe 3 O 4 , и процесс протекает при температуре 400 ˚С. Во второй стадии участвует более эффективный по своему воздействию медный катализатор, что позволяет осуществление производства при низких температурах.
Следующая пятая стадия предполагает избавление от ненужного оксида углерода (VI) из смеси газа путем применения технологии поглощения раствором щелочи.
На завершающем этапе оксид углерода (II) удаляется при использовании реакции конверсии водорода в метан через никелевый катализатор и большую температуру.
Полученная в результате всех манипуляций смесь газа содержит 75 % водорода и 25 % азота. Ее сжимают под большим давлением, а затем остужают.
Именно эти манипуляции описывает формула выделения аммиака:
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 кДж
Хоть этот процесс выглядит не очень сложным, однако все вышеперечисленные действия по ее осуществлению говорят о сложности получения аммиака в промышленном масштабе.
На качество конечного продукта влияет отсутствие в сырье примесей.
Пройдя долгий путь от небольшого лабораторного опыта до масштабного производства, получение аммиака на сегодняшний день является востребованной и незаменимой отраслью химической промышленности. Этот процесс постоянно совершенствуется, обеспечивая качество, экономичность и необходимое количество продукта для каждой ячейки народного хозяйства.
АММИАК [сокращенно от греческого?μμωνιακ?ς; латинский sal ammoniacus; так назывался нашатырь (хлорид аммония), который получали путём сжигания верблюжьего навоза в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне], простейшее химическое соединение азота с водородом, NH 3 ; многотоннажный продукт химической промышленности.
Свойства . Молекула NH 3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи N—Н полярны, энергия связи N—Н 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Молекула NH 3 способна к инверсии - «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом; t пл -77,7°С; t кип -33,35°С; плотность газообразного NH 3 (при 0°С, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м 3 ; теплота образования аммиака из элементов ΔН обр -45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5-28% по массе NH 3) способна взрываться. Жидкий NH 3 - бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20°С), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде аммиачная вода - бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NH 3 , имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на NH + 4 и ОН - , что обусловливает щелочную реакцию раствора (рК 9,247).
Разложение аммиака на водород и азот становится заметным при температуре выше 1200°С, в присутствии катализаторов (Fe, Ni) - выше 400°С. Аммиак весьма реакционно-способное соединение. Для него типичны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате образуются соли аммония, которые по многим свойствам подобны солям щелочных металлов. Аммиак - основание Льюиса, присоединяет не только Н + , но и другие акцепторы электронов, например BF 3 с образованием BF 3 ?NH 3 . Действием NH 3 на простые или комплексные соли металлов получают аммиакаты, например цис-. Для аммиака характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы образуют с NH 3 амиды (например, NaNH 2). При нагревании в атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, В, Si и др.) образуют нитриды (например, BN). При температуре около 1000°С NH 3 реагирует с углеродом, образуя циановодород HCN и частично разлагаясь на N 2 и Н 2 . Образует с СО 2 карбамат аммония NH 2 COONH 4 , который при температуре 160-200°С и давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину. Водород в аммиаке может быть замещён галогенами. Аммиак горит в атмосфере О 2 , образуя воду и N 2 . Каталитическим окислением аммиака (катализатор Pt) получают NO (реакцию используют в производстве азотной кислоты), окислением аммиака в смеси с метаном - HCN.
Получение и применение . В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NH 3 - выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.
Основной современный способ получения аммиака - синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции N 2 + ЗН 2 →←2NH 3 . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450-500°С в присутствии катализатора - Fe, активированного оксидами К 2 О, Al 2 О 3 , 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 Н 2 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 Н 2 S с последующим поглощением аммиака ZnO; паровую конверсию природного газа под давлением 3.8 МПа при температуре 860°С на катализаторе Ni-Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990-1000°С 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 NH 3 ; конверсию СО до СО 2 и Н 2 сначала при 450°С и 3,1 МПа на катализаторе Fe-Cr, затем при 200-260°С и 3,0 МПа на катализаторе Zn-Cr-Сu; очистку Н 2 от СО 2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором К 2 СО 3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н 2 и N 2 путём гидрирования от остаточных СО и СО 2 в присутствии катализатора Ni-Al при 280°С и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15-30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400-500°С в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH 3 . В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2-0,4% Н 2 О для ингибирования коррозии стали.
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 NH 3 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 125,7 миллион тонн/год (2001), в том числе в Российской Федерации - 11 миллион т/год.
Лит.: Теплофизические свойства аммиака. М., 1978; Синтез аммиака. М., 1982.
А. И. Михайличенко, Л. Д. Кузнецов.
Тема: Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение.
Цели урока: знать строение молекулы аммиака, физические и химические свойства, области применения; уметь доказывать химические свойства аммиака: записывать уравнения реакций аммиака с кислородом, водой, кислотами и рассматривать их с точки зрения теории электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессов.
Ход урока
1. Организационный момент урока.
2. Изучение нового материала.
Аммиак – NH 3
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 (NH 2 ) 2 CO, 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 NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
1. Строение молекулы
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 NH 4 + .
2. Физические свойства аммиака
При нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.
3. Получение аммиака
В лаборатории
В промышленности
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O
(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O
Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается:NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O
При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 к Дж
Условия:
катализатор – пористое железо
температура – 450 – 500 ˚С
давление – 25 – 30 МПа
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).
4. Химические свойства аммиака
Для аммиака характерны реакции:
1. с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. без изменения степени окисления атома азота (присоединение)
Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
N -3 → N 0 → N +2
NH 3 – сильный восстановитель.
с кислородом
1. Горение аммиака (при нагревании)
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0
2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
с оксидами металлов
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O
с сильными окислителями
2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6HCl (при нагревании)
аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается
2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2
Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму )
5. Применение аммиака
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% NH 3 . 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, нейлона 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.
3. Закрепление изученного материала
№1. Осуществить превращения по схеме:
а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)
б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот
в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.
№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
4. Домашнее задание
П. 24 , упр . 2,3; тест
Атом азота образует с атомами водорода 3 полярные ковалентные сигма-связи за счет своих трех неспаренных электронов (B(N) = III, С. О. (N) = -3). Остающаяся неподеленная пара 2s-электронов способна участвовать в образовании 4-й ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму с атомами, имеющими вакантную орбиталь
Физические свойства
При обычной температуре NH 3 - бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза. Аммиак очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ"С); жидкий NH 3 в некоторых отношениях подобен воде - хороший полярный растворитель, вызывает ионизацию растворенных в нем веществ.
Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20"С в 1 л Н 2 О растворяется ~ 700 л NH 3). 25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».
Между молекулами NH 3 и Н 2 О возникают водородные связи. Поэтому аммиак существует в водном растворе в виде гидрата NH 3 Н 2 О.
Способы получения
I. Промышленный синтез:
ЗН 2 + N 2 = 2NH 3 + Q
Это один из важнейших процессов в химическом производстве. Реакция очень обратима; для смещения равновесия вправо необходимо очень высокое давление (до 1000 атм).
II. В лабораторных условиях аммиак получают действием щелочей на твердые соли аммония:
2NH 4 Cl + Са(ОН) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2Н 2 О
Химические свойства
NH 3 очень реакционноспособное вещество. Реакции с его участием многочисленны и разнообразны по механизмам протекания.
NH 3 - сильный восстановитель.
I. Газообразный аммиак взаимодействует:
с кислородом (без катализатора) 4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О
с кислородом (в присутствии катализаторов Pt) 4NH 3 + 5О 2 = 4NO + 6Н 2 О
с галогенами 8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl
с оксидами малоактивных металлов 2NH 3 + ЗСuО = N 2 + ЗСu + ЗН 2 О
II. Растворенный в воде аммиак реагирует с различными окислителями, например:
10NH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5N 2 + 6MnSO 4 + 3K2SO 4 + 24Н 2 О
При окислении аммиака гипохлоритом натрия получают другое водородное соединение азота - гидразин N 2 H 4 .
2NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 + NaCl + Н 2 О
Водный раствор NH 3 - слабое основание.
Образующийся при взаимодействии с водой гидрат аммиака частично диссоциирует:
NH 3 + Н 2 О → NH 3 НОН → NH 4 + + ОН -
Комплексный катион NH 4 + - продукт присоединения ионов Н + к молекуле NH 3 по донорно-ак-цепторному механизму. За счет освобождающихся из молекул Н 2 О ионов ОН - раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.
Реакции с кислотами.
Взаимодействует со всеми кислотами, например: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 нитрат аммония
2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 сульфат аммония
NH 3 + H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 гидросульфат аммония
Реакции с солями металлов.
При пропускании аммиака в водные растворы солей металлов, гидроксиды которых очень плохо растворяются в воде, происходит осаждение Ме(ОН) x:
3NH 3 + ЗН 2 О + АlСl 3 = Al(OH) 3 ↓ +3NH 4 Cl
NH 3 - лиганд в комплексных соединениях (образование аммиакатов).
Молекулы NH 3 способны образовывать донорно - акцепторные связи не только с ионами Н + , но и с катионами целого ряда переходных металлов (Аg + , Сu 2+ , Сr 3+ , Со 2+ и др.).
Это приводит к возникновению комплексных ионов - [Аg(NH 3) 2 ] , , и др., которые входят в состав комплексных соединений - аммиакатов.
Благодаря образованию растворимых аммиакатов в водном растворе аммиака растворяются нерастворимые в Н 2 О оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей.
В частности, в аммиаке легко растворяются Аg 2 О, Cu 2 O, Cu(OH) 2 , AgCl;
Аg 2 О + 4NH 3 + Н 2 О = 2 [Аg(NH 3) 2 ]OH гидроксид диамминсеребра (I)
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 гидроксид тетраамминмеди (II)
AgCl + 2NH 3 = Cl хлорид диамминсеребра (I)
Аммиачные растворы Ag 2 O, Cu 2 O, Си(ОН) 2 используются как реактивы в качественном анализе (обнаружение альдегидов, многоатомных спиртов).
NH 3 - аминирующий агент в органическом синтезе.
Аммиак используют для синтеза алкиламинов, аминокислот и амидов, например:
2NH 3 + С 2 Н 5 Вr → С 2 Н 5 NH 2 + NH 4 Br этиламин
2NH 3 + CH 2 ClCOOH → H 2 N-CH 2 -COOH + NH 4 Cl глицин
Соли аммония
В солях аммония катион NH 4 + играет роль катиона щелочного металла (например, К +). Все соли аммония - кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Некоторые из них окрашены за счет анионов. В водных растворах полностью диссоциируют:
NH 4 NO 3 → NH 4 + + NO 3 -
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → 2NH 4 + + Сr 2 O 7 2-
Способы получения
1. Пропускание аммиака через растворы кислот (см. хим. св-ва NH 3).
2. Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами: NH 3 (г.) + НВr (г.) = NH 4 Br (тв.)
Химические свойства
(специфические для солей аммония)
1.Сильные основания вытесняют NH 3 из солей аммония:
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + Н 2 О
(NH 4) 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NH 3 + 2Н 2 О
Это качественная реакция на ион NH 4 + (выделяющийся NH 3 определяют по запаху или по посинению влажной красной лакмусовой бумажки).
2. При нагревании соли аммония разлагаются:
a) при разложении солей аммония, содержащих неокисляющий анион, выделяется NH 3:
NH 4 Cl → NH 3 + HCl
(NH 4) 2 SO 4 → NH 3 + NH 4 HSO 4
(NH 4) 3 PO 4 → 3NH 3 + H 3 PO 4
(NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2 + Н 2 О
NH 4 HCO 3 → NH 3 + CO 2 + Н 2 О;
б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2Н 2 О
NH 4 NO 2 = N 2 + 2Н 2 О
(NH 4)2Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4Н 2 О
3. В водных растворах соли аммония гидролизуются по катиону:
NH 4 + + Н 2 О → NH 3 Н 2 О +H +
