О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует
Получение аммиака и растворение его в воде
1) В фарфоровой ступке хорошо перемешайте приблизительно равные объёмы кристаллического хлорида аммония NH4Cl и порошка гидроксида кальция Ca(OH)2 (опыт удаётся лучше, если известь слегка влажная). Приготовленную смесь насыпьте в пробирку на 1/3 её объёма. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой; конец которой опущен в другую сухую пробирку, закреплённую в штативе открытым концом вниз (рис. 22). Нагрейте смесь в пробирке.
2) Как только почувствуете острый запах (нюхать осторожно!), пробирку с газом, не переворачивая, закройте пробкой, погрузите её в сосуд с водой и откройте пробку.
3) После заполнения пробирки водой закройте её отверстие пробкой и выньте пробирку из воды. Половину полученного раствора перелейте в другую пробирку. В одну пробирку поместите красную лакмусовую бумагу. В другую пробирку добавьте несколько капель раствора фенолфталеина, а затем немного разбавленной соляной кислоты.
О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует его действие на индикаторы? Как это можно объяснить с позиций теории электролитической диссоциации?
Что происходит при действии кислоты на водный раствор аммиака? Составьте уравнение соответствующей химической реакции
Горение аммиака в кислороде
Снова слегка нагрейте пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция. Газоотводную трубку введите в стеклянный цилиндр с кислородом и при помощи лучинки подожгите газ (рис. 23).
Какие вещества образуются в процессе горения аммиака? Напишите уравнение соответствующей реакции. Подчеркните в уравнении одной чертой окислитель, а двумя — восстановитель.
Взаимодействие аммиака с кислотами
В приборе для получения газов замените пробирку с использованной смесью хлорида аммония и гидроксида кальция на пробирку со свежей порцией смеси. Пробирку слегка нагрейте. Газоотводную трубку последовательно введите в пробирки, в которых налито по 1 мл концентрированных азотной, соляной и серной кислот. Конец газоотводной трубки должен находиться на расстоянии 5-6 мм от поверхности кислоты.
Как объяснить появление белого дыма? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Почему конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, а можно лишь приближать к ней.
Ответ
Получение аммиака и растворение его в воде
1)
2NH4Cl + Ca(OH)2 t ⟶ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
2)
NH3 + H2O ⇄ NH4OH
3)
Лакмусовая бумага в растворе аммиака окрасилась в синий цвет, а фенолфталеин окрасил раствор в малиновый цвет, это говорит о том, что аммиак проявляет щелочные свойства, так как в результате диссоциации образовываются гидроксид-анионы (OH-):
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-
При добавлении кислоты происходит обесцвечивание фенолфталеина, т. к. аммиак вступает в реакцию с кислотой:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl
Горение аммиака в кислороде
В процессе горения аммиака образуется азот и вода.
| 4NH3 + 3O2 ⟶ 2N2 + 6H2O | ||
| O20 + 4ē ⟶ 2O-2 | 3 | окислитель (восстановление) |
| 2N-3 – 6ē ⟶ N20 | 2 | восстановитель (окисление) |
Взаимодействие аммиака с кислотами
Аммиак реагирует с парами хлороводорода, при этом образуется густой белый дым – соль хлорид аммония:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl
Конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, так как хлорид аммония является растворимой солью.
Источник
Практическая работа 5. Получение аммиака и изучение его свойств.
Получение аммиака и растворение его в воде
1) В фарфоровой ступке хорошо перемешайте приблизительно равные объёмы кристаллического хлорида аммония NH4Cl и порошка гидроксида кальция Ca(OH)2 (опыт удаётся лучше, если известь слегка влажная). Приготовленную смесь насыпьте в пробирку на 1/3 её объёма. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой; конец которой опущен в другую сухую пробирку, закреплённую в штативе открытым концом вниз (рис. 22). Нагрейте смесь в пробирке.
2) Как только почувствуете острый запах (нюхать осторожно!), пробирку с газом, не переворачивая, закройте пробкой, погрузите её в сосуд с водой и откройте пробку.
3) После заполнения пробирки водой закройте её отверстие пробкой и выньте пробирку из воды. Половину полученного раствора перелейте в другую пробирку. В одну пробирку поместите красную лакмусовую бумагу. В другую пробирку добавьте несколько капель раствора фенолфталеина, а затем немного разбавленной соляной кислоты.
О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует его действие на индикаторы? Как это можно объяснить с позиций теории электролитической диссоциации?
Что происходит при действии кислоты на водный раствор аммиака? Составьте уравнение соответствующей химической реакции
Горение аммиака в кислороде
Снова слегка нагрейте пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция. Газоотводную трубку введите в стеклянный цилиндр с кислородом и при помощи лучинки подожгите газ (рис. 23).
Какие вещества образуются в процессе горения аммиака? Напишите уравнение соответствующей реакции. Подчеркните в уравнении одной чертой окислитель, а двумя — восстановитель.
Взаимодействие аммиака с кислотами
В приборе для получения газов замените пробирку с использованной смесью хлорида аммония и гидроксида кальция на пробирку со свежей порцией смеси. Пробирку слегка нагрейте. Газоотводную трубку последовательно введите в пробирки, в которых налито по 1 мл концентрированных азотной, соляной и серной кислот. Конец газоотводной трубки должен находиться на расстоянии 5-6 мм от поверхности кислоты.
Как объяснить появление белого дыма? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Почему конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, а можно лишь приближать к ней.
Получение аммиака и растворение его в воде
1)
2NH4Cl + Ca(OH)2 t ⟶ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
2)
NH3 + H2O ⇄ NH4OH
3)
Лакмусовая бумага в растворе аммиака окрасилась в синий цвет, а фенолфталеин окрасил раствор в малиновый цвет, это говорит о том, что аммиак проявляет щелочные свойства, так как в результате диссоциации образовываются гидроксид-анионы (OH-):
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-
При добавлении кислоты происходит обесцвечивание фенолфталеина, т. к. аммиак вступает в реакцию с кислотой:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl
Горение аммиака в кислороде
В процессе горения аммиака образуется азот и вода.
| 4NH3 + 3O2 ⟶ 2N2 + 6H2O | ||
| O20 + 4ē ⟶ 2O-2 | 3 | окислитель (восстановление) |
| 2N-3 – 6ē ⟶ N20 | 2 | восстановитель (окисление) |
Взаимодействие аммиака с кислотами
Аммиак реагирует с парами хлороводорода, при этом образуется густой белый дым – соль хлорид аммония:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl
Конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, так как хлорид аммония является растворимой солью.
Источник
I Постановка целей и задач урока.
На уроке мы должны получить аммиак реакцией ионного обмена и изучить свойства этого газа и его водного раствора – гидроксида аммония.
II. Повторение правил техника безопасности
1.Экономное расходование веществ.
2.При выяснении запаха веществ не подносите сосуд близко к лицу, иначе вдыхание паров и газов может вызвать раздражение дыхательных путей.
3.Проводите опыты только над столом, нагревая пробирку с жидкостью, держите её так, чтобы открытый конец её был направлен в сторону и от самого себя и от соседей.
4.Не приступайте к выполнению опыта, не зная, что и как нужно делать.
III. Практическая работа
1. Получение аммиака.
На лист бумаги или в небольшую фарфоровую чашку (можно ступку) насыпьте хлорид аммония и гидроксид кальция объемом по одной ложечке (ложечка для сжигания веществ).
Смесь перемешайте стеклянной палочкой и высыпьте в сухую пробирку. Закройте ее пробкой с газоотводной трубкой и укрепите в лапке штатива.
При укреплении прибора в лапке штатива обратите внимание на наклон пробирки относительно ее отверстия. На газоотводную трубку наденьте сухую пробирку для собирания аммиака.
Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция прогрейте сначала всю (2—3 движения пламени), а затем нагрейте в том месте, где находится смесь.
Почему пробирка вверх дном? ( NH3 легче воздуха в 2 раз).
Как вы узнаете, что получили NH3?
1)по запаху (резкий запах);
2)поднесите к отверстию перевёрнутой вверх дном пробирки влажную фенолфталеиновую бумажку(она стала малиновой).
1). 2NH4CI + Ca (OH )2 = CaCI2 + 2NH3↑ + 2H2O
2)Не переворачивая пробирку, быстро опустите её в чашку с водой отверствием вниз, подержите так, капните фенолфталеин. Что произошло? Какое вещество мы получили?
Аммиак очень хорошо растворим в воде!
NH3 + H2O = NH4OH
аммиачная вода,
нашатырный спирт,
среда щелочная,
3)Получение „дыма без огня”
NH3 + HCI = NH3 + HNO3 =
В результате этих реакций мы получили какие вещества? (соли аммония).
Вывод:
получили аммиак, обнаружили по резкому запаху, имеет основной
характер, хорошо растворим в воде, образуя основание, аммиачную
воду, взаимодействует с кислотами, образуя соли.
Изучение свойств водного раствора аммиака.
1. NH4OH + 2,3 капли фенолфталеина → малиновая окраска
Почему?
t
NH4OH → NH3 ↑+H2O
2.NH4OH + 2,3 капли фенолфталеина → малиновая окраска, + HCI
Как изменился цвет? Почему?
NH4OH +HCI = NH4CI + H2O
NH4 + + OH- + H+ + CI- = NH4 + + CI- + Н2О
Н+ + ОН- = Н2О реакция нейтрализации
3.АICI3 + 3NH4OH = 3NH4CI + AI (OH)3↓
AI3+ + 3CI- + 3NH4+ + 3OH- = 3NH4+ + 3CI- + AI (OH)3↓
AI3+ + 3OH- = AI (OH)3↓
Вывод:
при изучении свойств водного раствора NH3 выяснили, что это
основание, разлагается при нагревании, взаимодействует
с кислотами и солями.
IV Подведение итога урока.
Вывод по уроку:чему научились?
Получили аммиак, изучили его свойства, а также свойства нашатырного спирта.
Дата добавления: 2017-03-12; просмотров: 1467 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов
Читайте также:
Рекомендуемый контект:
Поиск на сайте:
© 2015-2020 lektsii.org – Контакты – Последнее добавление
Источник
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
Источник
Химические свойства аммиака
1. Реакции с металлами.
Будет ли аммиак реагировать с металлами? У
атома азота в этом соединении формально восемь
внешних электронов (пять своих и три оттянуты от
атомов водорода), а металлы стремятся свои
валентные электроны отдать. С одной стороны,
атому азота уже некуда их принять. С другой – в
аммиаке есть атомы водорода, частично обедненные
электронами, т. е. имеющие возможность принять их.
Известно, что активные металлы вытесняют
водород из воды, а чем аммиак хуже? Ну только
разве тем, что аммиак газообразен при
температурах выше его точки кипения, равной
–33,4 °С. Соответственно газ NH3
рассредоточен в пространстве, и требуется
дополнительный подогрев, чтобы реакция пошла.
Именно накаливанием металлов в атмосфере
аммиака чаще всего и получают нитриды. (Нитриды –
это соединения, состоящие из двух элементов, один
из которых азот, причем атомы азота имеют в этом
соединении отрицательный заряд.) Например:
2. Реакции с неметаллами.
Формальная степень окисления азота в аммиаке
–3. Следовательно, аммиак может реагировать с
кислородом (и другими окислителями!), увеличивая
при этом степень окисления азота, т. е. отдавая
электроны. Однако на пути к положительным
степеням окисления находится нулевая – простое
вещество азот, как мы уже выяснили, необычайно
устойчиво.
Можно предположить, что при реакции аммиака с
кислородом будут образовываться азот и вода.
Именно так и происходит в действительности.
Следует добавить, что аммиак горит только в
чистом кислороде, а не на воздухе:
4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2.
Как быть, если надо получить из аммиака оксиды
азота? Вспомним о катализаторах – веществах,
которые ускоряют реакцию или меняют ее
направление. Катализаторы используют и при
получении оксидов азота из аммиака и кислорода.
Реакцию каталитического окисления проводят на
металлической платине:
Интересна реакция аммиака с другим простым
веществом – озоном, более агрессивным
окислителем, чем кислород. Озон переводит азот из
степени окисления –3 в степень окисления +5. Но не
весь! В результате получается нитрат аммония:
6NН3 + 4O3 = 3NН4NO3
+ 3Н2O.
3. Реакция с водой.
Мы уже говорили о хорошей растворимости
аммиака в воде. Но почему фенолфталеин
становится в таком растворе малиновым? Загадка?
Попробуем разобраться, откуда появилась в
растворе щелочная среда. Для начала вспомним
теорию электролитической диссоциации. В водных
растворах все ионы и молекулы гидратированы –
окружены «шубой» из молекул воды,
сориентированных соответствующим образом: к
атомам водорода потянулись «кислородные
половинки», а к атому азота – «водородная
половинка» (рис. 5).
Рис. 5. Аммиак в воде:
атом азота – черный шар; атомы кислорода –
большие белые шары; атомы водорода – малые белые
шары
В какой-то момент образовалась конструкция Н3N•••НОН.
Далее, известно, что вода слабо, но диссоциирует
по реакции:
Поскольку электроотрицательность кислорода
больше, чем азота, связь кислорода с водородом
полярнее, чем связь азота с водородом. Можно
предположить, что равновесие в реакции
диссоциации гидратированной молекулы аммиака
будет больше смещено в сторону образования ионов
(по сравнению с водой):
В растворе появляется весьма ощутимый избыток
ионов ОН–, и фенолфталеин сигнализирует об
этом малиновой окраской. Стоит подчеркнуть, что
все эти реакции обратимые. Поэтому вместе со
щелочной реакцией среды (правая часть уравнения)
растворы аммиака обладают еще и характерным
запахом аммиака, выделяющегося из раствора
(левая часть уравнения), и заметным количеством
нестойкого гидратированного молекулярного
аммиака (это подтверждается, например, реакциями
образования аммиачных комплексов с ионами
металлов).
4. Реакции с кислотами.
Как слабое, но все же основание, водный раствор
аммиака реагирует с кислотами с образованием
соли и воды:
Соли аммония, подобно солям натрия и калия,
хорошо растворяются в воде, но при этом частично
гидролизуются:
С кислотами реагирует и газообразный аммиак,
причем не только с растворами, но и с
газообразными кислотами. В лабораториях, в
которых работают с растворами соляной кислоты и
аммиака, постоянно появляется белый налет на
окружающих предметах. Даже небольших количеств
аммиака и хлороводорода в воздухе достаточно для
протекания реакции:
5. Реакции со щелочами.
Газообразный аммиак со щелочами не реагирует. А
вот водный раствор аммиака «откликается» на
добавление щелочи. Поскольку при растворении
аммиака в воде протекает обратимая реакция
образования иона аммония и гидроксид-иона, то
добавление последнего в раствор смещает
равновесие, растворимость аммиака уменьшается (а
интенсивность запаха соответственно
увеличивается):
NН4OH + NaOH = NH3
+ H2O + NaOH.
Физические свойства аммиака в цифрах
Молярная масса M(NH3) = 17 г/моль. Температура
плавления равна –78 °C, температура кипения
–33 °С. Плотность газообразного аммиака при
нормальных условиях (0 °С, 1 атм) 0,771 г/л (аммиак
легче воздуха почти в два раза). Растворимость
при атмосферном давлении и 0 °С около 90 л (!)
газа в 100 г воды, при 20 °С – 65 л в 100 г воды.
При сравнении физических свойств аммиака и
азота в первую очередь обращает на себя внимание
температура кипения. Почему у аммиака она
настолько выше? У азота – почти –200 °С, а у
аммиака – только –33 °С. Загадка? Попробуем
отгадать.
Для начала сопоставим температуры кипения
соединений с водородом элементов V, VI и VII групп
главных подгрупп периодической системы (рис. 6).
Рис. 6. Графики зависимости температур кипения
водородных соединений элементов V(·),
VI(C)и VII(Д)
групп
главных подгрупп от номера периода (массы атома)
Если экстраполировать графики такой
зависимости, можно оценить, какими должны бы быть
эти температуры, исходя из общей закономерности.
Из графика видно, что аммиак, вода и фтороводород
имеют аномально высокие температуры кипения:
аммиак – примерно на 50 °С выше
«теоретической», фтороводород – на 100 °С, а
вода – на 160 °С. Во-первых, видно, что аммиак не
одинок, а во-вторых, вспоминается, что у азота,
кислорода и фтора самая высокая
электроотрицательность. Значит, и связи этих
элементов с водородом самые полярные. Водород в
таких соединениях почти без электрона и поэтому
сильно притягивается к неподеленным парам
электронов, которые есть и у азота, и у кислорода,
и у фтора. Образуются водородные связи. Они,
конечно, слабее обычных ковалентных связей, но их
много. И это «много» многое значит.
Водородные связи играют в природе огромную
роль. Например, спираль из двух молекул ДНК
образуется только за счет водородных связей.
Такие связи сравнительно легко разрываются,
когда происходит считывание информации с
определенного участка ДНК. Когда водородных
связей много, получается крепкое связывание в
целом.
В заключение стоит сказать, что связь водорода
с фтором полярнее, чем связь азота с водородом, и
соответственно притяжение сильнее, а
температура кипения HF выше, чем NH3. У воды же
самая высокая температура кипения из этой
троицы, потому что молекулы воды образуют
водородные связи сразу «двумя руками» – две
неподеленные пары электронов и два атома
водорода в каждой молекуле! Аммиак и
фтороводород по своему строению «однорукие».
Химические свойства аммиака
(дополнение)
Аммиак сам по себе устойчив и разлагается
только при очень высоких температурах. Но если
проводить нагревание в присутствии
обыкновенного железа, он разлагается на азот и
водород при значительно более низких
температурах. Интересно, что при каталитическом
разложении небольшая часть аммиака всегда
остается в смеси газов, независимо от времени и
температуры проведения реакции. Именно этот факт
подсказал ученым мысль о возможности связывания
атмосферного азота через аммиак. Действительно,
логично предположить, что разложение аммиака –
процесс обратимый, тогда изменением условий и
подбором катализатора можно сместить процесс в
сторону образования аммиака до такой степени,
что это станет выгодно для его промышленного
получения.
Еще немного о реакциях аммиака с простыми
веществами. Интересны реакции аммиака с
галогенами. Йод не может изменить степень
окисления азота! Он просто сам
диспропорционирует:
Нитрид йода (по названию понятно, что у йода в
этом соединении степень окисления
положительная), или иначе йодистый азот, в сухом
виде разлагается со взрывом даже от простого
сотрясения.
Бром и хлор могут отнять у азота только по три
электрона, переведя в простое вещество. И только
фтору под силу перевалить через эту
сверхустойчивую нулевую степень окисления
азота. Получается трифторид. И это максимально
возможный, просто потому, что у атомов второго
периода нет «запасных» орбиталей. Не бывает
поэтому и пятивалентного азота!
Жидкий аммиак – хороший растворитель. Реакции
в жидком аммиаке идут по тем же законам, что и в
воде, а вот растворимость в воде и в жидком
аммиаке у соединений различная. Например,
реакция
2АgNО3 + ВаBr2 = 2АgВr + Ва(NO3)2
в воде идет в сторону образования
нерастворимого бромида серебра, а в жидком
аммиаке – в сторону образования нерастворимого
бромида бария.
Из жидкого аммиака, как и из воды, активные
металлы вытесняют водород. Например, реакция с
цезием протекает за несколько минут:
А вот аналогичная реакция с натрием протекает
значительно дольше. При этом образуется
сольватированный электрон! (Сольватация –
процесс, аналогичный гидратации, только в других
растворителях.)
Экологические свойства аммиака
Аммиак – активное и «едкое» соединение
(едкость кислот и щелочей проявляется в том, что
большие количества ионов Н+ или ОН–
разъедают живую ткань растений, животных и,
естественно, человека; впрочем, неживую «ткань»
они тоже разъедают). Однако если заменить в
аммиаке один, два или все три атома водорода на
органические радикалы, то «едкость» существенно
снижается, а основные свойства остаются. Такие
соединения выполняют в живой природе функции
оснований.
Животные и человек используют уже
приготовленные растениями азотсодержащие
органические соединения, поэтому для нас с вами
аммиак, безусловно, яд. При попадании на кожу
концентрированный раствор аммиака вызывает
химические ожоги, при вдыхании большого
количества аммиака может наступить отек легких
– реакция организма на вдыхание почти всех едких
веществ.
Однако, как и многие другие яды, в малых дозах
аммиак оказывает положительное влияние на
организм: 10%-й раствор аммиака в воде используют в
медицине для стимуляции дыхания (его не пьют,
конечно, а просто дают понюхать), центральной
нервной системы и т. п.
В больших количествах аммиак вреден и для
растений. Но в небольших количествах он им
необходим. Ведь без азота, и в частности без
аммиака, не построить те органические
соединения, которые потом превращаются в
растительные белки, а в дальнейшем – в белки
животных. Большим количествам газообразного
аммиака растения противостоят по-разному.
Некоторые стараются прекратить ему доступ
внутрь (например, закрывают устьица на листьях).
Другие растения перерабатывают аммиак с помощью
соответствующих ферментов в нитрат-ионы, которые
для растений не ядовиты, тем самым запасая ценный
для своего развития элемент.
О.Р. Валединская
(МГУ, Москва)
Источник