Какие свойства проявляет аммиак окислительные или восстановительные

Аммиак

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:

Аммиак – 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.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH4Cl    +  Са(OH)2   →   CaCl2  + 2NH3  +   2Н2O

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.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca3N2    +   6H2O  →  ЗСа(OH)2    +    2NH3

В промышленности 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

1. 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 – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH3    +    H2SO4    →    NH4HSO4

2NH3   +   H2SO4    →   (NH4)2SO4

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH3    +    H2O   + CO2  →    NH4HCO3

2NH3   +   H2O   + CO2    →   (NH4)2CO3

Видеоопыт 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. 

NH3   +   HCl  →   NH4Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO4  + 2NH3  + 2H2O  →  Fe(OH)2  + (NH4)2SO4

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH3    +  CuCl2  →  [Cu(NH3)4]Cl2

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH3    +   Cu(OH)2   → [Cu(NH3)4](OH)2

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH3    +   3O2    →  2N2   +   6H2O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH3    +   5O2    →    4NO  +   6H2O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH3   +    2Na   →   2NaNH2   +  H2

 Также возможно образование Na2NH,  Na3N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH3    +   2Al   →   2AlN   +   3H2

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH3    +   3Cl2    →  N2   +   6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH3    +   3H2O2    →  N2   +   6H2O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH3    +   3CuO   →    3Cu   +   N2   +   3H2O

У аммиака и его производных, за исключением тригалогенидов азота, очень сильно выражена электронодонорная способность. Поэтому аммиак, а также практически все соединения, имеющие аминогруппы и группы >C=N—R, являются N-донорны- ми лигандами, образующими комплексные соединения с катионами многих металлов. Эти же свойства присущи и многим хелатообразующим лигандам, имеющим один, два или более донорных атомов азота. К числу N-донорных лигандов относятся, например, этилендиамин и этилендиаминтетра- ацетат-ион, описанные в табл. 13.2, а также глицинат-ион

и глицилглицинат-ион

Обычно при образовании комплексных соединений с участием N-донорных лигандов сохраняется такая же конфигу-

рация координационной сферы, которая существует в аквакомплексах того же иона-комплексообразователя. Комплексы с N-донорными лигандами чаще всего лабильны, т.е. они быстро образуются и быстро диссоциируют. О прочности комплексов с этими N-донорными лигандами можно судить по значениям lgKlycT, представленным в табл. 19.4.

Комплексы сложных лигандов, имеющих N-донорные группы, очень многочисленны. Среди них следует выделить металлопротеины, включая металлоферменты, в которых катион металла и лиганды белковой природы связаны в очень прочное целое. Существуют, кроме того, белки и ферменты, активируемые металлами, т.е. менее прочные и более лабильные комплексные соединения. В этих комплексах функциональными донорнымиввгруппами, включающими азот, могут быть аминогруппы —NH2, триалкиламиногруппы

О

II ..

—N

Координация металлов белками изменяет электронное и структурно-геометрическое состояние белка, т.е. его конформацию, а это изменяет его реакционную способность и тем самым обеспечивает его химические функции как молекулярного механизма.

Как уже отмечалось, аммиак проявляет свойства очень слабого окислителя и очень медленно окисляет растворенные в нем щелочные и щелочноземельные металлы с выделением водорода. Степень окисления азота при этом не изменяется. Вместе с тем известно большое число реакций, в которых NH3 и катион NHJ проявляют восстановительные свойства и окисляются до соединений с более высокими степенями окисления атома азота.

Таблица 193

Значения gKlycT некоторых комплексных соединений с N-донорными лигандами в водных растворах при 25°С

Гипохлориты в растворе окисляют NH3 до гидразина, в котором оба атома азота имеют степень окисления +2:

Кислород окисляет аммиак до молекулярного азота с очень большой константой равновесия:

Эта реакция не идет при контакте аммиака с воздухом, но в пламени аммиак сгорает полностью.

Большую роль в производстве азотной кислоты и соединений азота играет каталитическое окисление NH3 до NO, в котором азот имеет степень окисления +2:

Хотя константа равновесия этой реакции много меньше, ее осуществляют в промышленности с высоким выходом оксида азота(П) за счет выбора избирательно действующего катализатора при температурах 750—900°С.

Аммиак окисляется также галогенами в водных растворах при обычной температуре с образованием или галогенозамещенных производных (см. с. 419), или молекулярного азота:

Многие реакции окисления катиона аммония NH4 проходят в твердой фазе при нагревании как внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции: