Аммиак. Физические и химические свойства аммиака, получение, применение.

Аммиак – NH3 Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак. 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 NH4+. Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ - сигма связи N-H 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. 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 NH3 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: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4+ 2H2O Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH4OH ↔ NH3↑ + H2O При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9  кДж 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: с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) без изменения степени окисления атома азота (присоединение) Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) N-3 → N0 → N+2  NH3 – сильный восстановитель. с кислородом   1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Видео - Эксперимент " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома" с оксидами металлов 2 NH3  + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O с сильными окислителями 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагревании) аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается 2NH3↔ N2 + 3H2   Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH4+ по донорно-акцепторному механизму)

Соли аммония

Соли аммония - это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH₄⁺, соединённые с кислотными остатками.

Например,

NH₄Cl – хлорид аммония

(NH₄)₂SO₄  - сульфат аммония

NH₄NO₃ – нитрат аммония

(NH₄)₃PO₄ – ортофосфат аммония

(NH₄)₂HPO₄ – гидроортофосфат аммония

NH₄H₂PO₄ – дигидроортофосфат аммония

Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение

1 способ-   Аммиак + кислота:   NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃       

2 способ-  Аммиачная вода + кислота:   2NH₄OH + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄+ 2Н₂O

Химические свойства 

ОБЩИЕ

1.      Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах) 

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^- 

2.      С кислотами (реакция обмена)

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ → Н₂O + CO₂­ 

3.      С солями (реакция обмена)                                    

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄↓ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- → BaSO₄ ↓ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄ ↓

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ

1.      Разложение при нагревании.

a)     если кислота летучая

NH₄Cl  → NH₃­ + HCl­ (при нагревании)

NH₄HCO₃ → NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­ 

б)     если анион проявляет окислительные свойства 

NH₄NO₃  → N₂O­ + 2Н₂O­ (при нагревании)

(NH₄)₂Cr₂O₇  → N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­ (при нагревании) 

2.       Качественная реакция на NH₄⁺ - ион аммония. При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак

NH₄Cl + NaOH  → NaCl + NH₃­ + Н₂O (при нагревании)

3.      Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH₄Cl + Н₂O → NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O → NH₄OH + H⁺ 

Применение

• Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH₄NO₃ применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;

• Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ — как дешёвое азотное удобрение;

• Гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃ и карбонат аммония (NH₄)₂CO₃ — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;

• Хлорид аммония (нашатырь) NH₄Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

Hno3 - Азотная кислота

химические формулы

Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV.

Физические свойства

Азотная кислота HNO₃ в чистом виде - бесцветная жид­кость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см³. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.

Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО₂ и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:

N₂ + O₂ ^{грозовые эл.разряды}→ 2NO

2NO + O₂ → 2NO₂

4НNО₃ ^свет→ 4NО₂↑(бурый газ) + 2Н₂О + О₂

Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько  дней  при  кратком  контакте.  Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.