Получение

1 . В промышленности аммиак получают прямым синтезом из азота и водорода:

Для протекания реакции наиболее оптимальными условиями яв­ляются наличие катализатора, температуры 500°С и давления 2,9-10⁴кПа.

Реакция экзотермична, поэтому согласно принципу Ле Шате-лье равновесие будет смещено вправо тем больше, чем ниже тем­пература. Однако при низких температурах теряет активность катализатор и скорость реакции очень мала. В качестве катализа­тора используется пористое железо, содержащее в виде добавок оксиды алюминия, калия, кальция, кремния. Реакцию ведут при температуре около 500°С, компенсируя вызываемый сдвиг равно­весия влево повышением давления.

Промышленные установки синтеза аммиака работают с ис­пользованием принципа циркуляции: после реакции смесь газов охлаждается, содержащийся в ней аммиак конденсируется и от­деляется, а непрореагировавшие азот и водород смешиваются со свежей порцией газов, снова подаются в колонну синтеза и т.д.

Удаление аммиака из равновесной смеси сдвигает равновесие ре­акции вправо.

2. В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием ролей аммония с щелочами:

2NH₄C1 + Са(ОН)₂ = СаС1₂ + 2NH₃ + 2Н₂0

Эта реакция основана на смещении равновесия взаимодействия амиака с водой при добавлении гидроксид-ионов:

NH< + ОН- = NH₃ + Н₂О

Физические свойства

Аммиак — бесцветный ядовитый газ с характерным удушли-ым запахом. Почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или при охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость (£_кип = -33,4°С). Очень хорошо растворим в воде (в 1 л воды при 0°С растворяется до 1000 л NH₃). Раствор аммиака, содержащий 25% NH₃, называется нашатырным спиртом.

Химические свойства

1. Так как степень окисления азота в аммиаке -3, то он явля-

о ется восстановителем и может легко окисляться до N₂ или N⁺² .

а) галогены обычно окисляют аммиак до свободного азота:

8NH₃ + ЗВг₂ = N₂ + 6NH₄Br

б) в смеси с кислородом аммиак горит зеленовато-желтым пламе­нем:

4NH₃ + 30₂ = 6Н₂О + N₂

в) если взаимодействие с кислородом протекает при высокой тем­пературе в присутствии катализатора, то окисление NH₃ сопро­вождается образованием оксида азота (II):

4NH₃ + 50₂ = 6Н₂О + 4NO

Эта реакция имеет практическое значение, т.к. используется для получения азотной кислоты.

г) аммиак энергично восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:

ЗСuО + 2NH₃ = N₂t + ЗСи + ЗН₂О

2. В молекуле аммиака неподеленная электронная пара азота создает условия для присоединения к молекуле протона по донор-но-акцепторному механизму, превращая ее в однозарядный кати-

В образовавшемся катионе положительный заряд распределен равномерно. По этому механизму аммиак реагирует с водой.

В образовавшемся катионе аммония четыре ковалентные связи, из них одна образована по донорно-акцепторному механизму.

Гидроксид-ионы обуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При взаимодействии гидроксид-ионов с ионами NH^ снова образуются молекулы NH₃ и Н₂О, соединенные водородной связью, т.е. реакция протекает в обрат­ном направлении:

NH₃ + Н₂0 NH₃ • Н₂О  NH⁺₄ + ОН-

В аммиачной воде большая часть аммиака содержится в виде молекул NH₃, равновесие смещено в сторону образования аммиа­ка, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака обозначают NH₄OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию объясняют как результат диссоциации:

NH₄OH  NH₄⁺ + ОН^-NH₄OH относят к слабым основаниям.

Газообразный аммиак взаимодействует и с кислотами, обра­зуя соли аммония:

NH₃ + HC1 = NH₄C1

Эта реакция протекает и в газовой среде. При этом к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион ам­мония, входящий в состав соли.

3. Соли аммония аналогичны соответствующим солям одно­зарядных ионов металлов. Получают при взаимодействии аммиа­ка или его водных растворов с кислотами:

NH₃ + HN0₃ = NH₄N0₃

NH₄OH + HN0₃ = NH₄N0₃ + H₂0

или в ионной форме:

а) Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

NH₄C1 + NaOH = NaCl + Н₂0 + NH₃

2NH₄C1_(K) + H₂S0₄ = (NH₄)₂S0₄ + 2HCl

(NH₄)₂S0₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2NH₄C1

б) Все аммонийные соли термически неустойчивы:

—если соль образована летучей кислотой, то при нагревании идет полное разложение, однако при охлаждении выделяю­щиеся газы вновь взаимодействуют с образованием исходно­го вещества:

— если образована нелетучей кислотой, то происходит частич­ное разложение:

(NH₄)₂S0₄ = NH₃ + NH₄HS0₄

—соли аммония, в которых анион проявляет выраженные окислительные свойства, при нагревании подвергаются окислительно-восстановительным изменениям, вследствие чего разложение протекает необратимо:

NH₄N0₃ = N₂O + 2Н₂0

NH₄N0₂ = N₂ + 2Н₂О

в) Аммонийные соли хорошо растворимы в воде. Подвергаются гидролизу. Растворы солей аммония имеют кислую реакцию:

NH⁺₄ + Н₂0  NH₃ + Н₃0⁺

г) Качественной реакцией на ион аммония является взаимодейст­вие солей аммония с растворами щелочей при нагревании. При этом появляется запах аммиака и синее окрашивание влажной красной лакмусовой бумажки:

NH⁺₄ + OH  NH₃ +H₂O

4. За счет содержания ионов водорода аммиак может быть окислителем.

При взаимодействии жидкого аммиака с металлическим на­трием восстанавливается водород и окисляется металл. Образует­ся амид натрия.

2NH₃ + 2Na = 2NH₂Na + Н₂

Применение

Большое количество аммиака расходуется для получения азотной кислоты, азотосодержащих солей, мочевины, соды по аммиачному методу. На легком сжижении и последующем испа­рении с поглощением теплоты основано его применение в холо­дильном деле.

Жидкий аммиак и его водные растворы используют как жидкие азотные удобрения.