Аммиак используют. Получение и свойства некоторых аммиакатов
В быту часто используют нашатырный спирт, но называют его и аммиаком и нашатырем, оставаясь в полной уверенности, что это одно и тоже.
На самом деле это разные вещества, которые отличаются друг от друга своим происхождением, агрегатным состоянием и химическими формулами. Роднит эти три разных вещества только резкий аммиачный запах.
Для того чтобы раз и навсегда разубедиться в том, что нашатырный спирт и аммиак - это одно и тоже, достаточно обратиться к истории их происхождения и посмотреть на их химические формулы.
Аммиак - нитрид водорода, газ с молярной массой 17 г/моль, химическая формула - NH3.
Нашатырный или аммиачный спирт - жидкость с химической формулой NH4OH.
Нашатырь - соль с химической формулой - NH4Cl.
Происхождение аммиака
История открытия натурального газа аммиака имеет две легенды. По первой легенде, около храма египетского бога Амона, где совершались религиозные обряды, люди нюхали пары верблюжьих экскрементов, от чего впадали в транс. Эти пары назвали «аммиак».
По второй легенде, в северной Африке в районе оазиса Аммона находилось пересечение караванных путей. Там проходило огромное количество животных, дорога была усеяна их калом и обильно полита мочой, которые испарялись и выделяли газ, который называли «аммиак».
Что касается научного открытия газа с названием «аммиак», то оно датируется 1785 годом. Химическую формулу газа, NH3, определил французский ученый К. Л. Бертолле и назвал его «аммиак».
Но еще в 1774 году английский ученый Д. Пристли получил идентичный газ, которому дал название «щелочной воздух», но химического состава вывести не смог.
Аммиак (ammonia на латыни) - бесцветный газ со специфическим запахом, легче воздуха, химически активный, сжижается при температуре -33 С; хорошо растворяется в воде, имеет щелочную реакцию; взаимодействует с соляной кислотой и образует соль аммония: NH3 + HCl = NH4Cl, которая при нагревании разлагается: NH4Cl = NH3 + HCl.
Получают аммиак двумя способами - промышленным и лабораторным. При лабораторном способе аммиак получается при нагревании щелочей и соли аммония:
- NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O;
- NH4 + + OH - = NH 3 + H2O.
В промышленных условиях аммиак сначала производится в газообразном виде, а затем его сжижают и доводят до 25%-го водного раствора, который называется аммиачная вода.
Синтез аммиака - это очень важное химическое производство, так как аммиак является основополагающим элементом для многих других химических технологий и производств. Так, аммиак используется в промышленных холодильных установках в качестве хладагента; является отбеливателем при обработке и крашении тканей; незаменим в процессе производства азотной кислоты, азотных удобрений, солей аммония, синтетических волокон - нейлона и капрона.
Промышленный способ синтеза аммиака был изобретен в 1909 году немецким химиком Фрицем Габером. В 1918 году за свое открытие в химии он получил Нобелевскую премию. Первый завод по производству аммиака был запущен в 1913 году в Германии, а в 1928 году производство аммиака было уже налажено в России.
Происхождение нашатыря
Нашатырь (Hammoniaci P. Sal) - это соль, химическая формула NH4Cl (хлорид аммония).
Нашатырь имеет вулканическое происхождение; встречается в горячих источниках, испарениях грунтовых вод, в залежах гуано и самородной серы; образуется при горении угольных пластов или скоплений мусора. Имеет вид натёков, землистых налётов, корочек или массивных скелетных кристаллических скоплений, гроздей и дендритов.
Чистый нашатырь бесцветный или белый, со стеклянным блеском. В зависимости от имеющихся в нем примесей, цвет может быть всех оттенков жёлтого, бурый, серый, разных оттенков красного, коричневый.
При нагревании из нашатыря выделяется аммиак, он хорошо растворяется в воде. Раствор на вкус жгучий едко - солёный, запах резкий аммиачный.
Нашатырь был известен людям с очень давних времен и использовался в ритуальных обрядах, при производстве и окраске тканей, а также алхимиками для пайки металлов и сплавления золота.
В Средние века научились получать искусственный нашатырь из рогов и копыт крупного рогатого скота, который называли «духом оленьего рога».
Происхождение нашатырного спирта
Liquor ammonia caustici - его латинское название.
Это 10-процентный раствор аммиачной воды с химической формулой NH4OH; бесцветная прозрачная однородная смесь, способная испаряться; со специфическим запахом аммиака, который при замерзании сохраняется.
Упоминание о его использовании восточными алхимиками датируется еще VIII веком, а европейскими алхимиками 13 веком. До наших дней дошли их записи об используемых ими рецептурах.
В наши дни получают промышленным и простым бытовым способом:
- промышленным способом синтез проводят из газообразного состояния водорода, азота и воздуха с использованием определенных катализаторов, а затем получают водно-спиртовой раствор, который имеет резкий аммиачный запах;
- простой бытовой способ основан на разведении 25%-ой аммиачной воды до 10%-ого раствора.
Области применения
Область применения аммиака и аммиачного спирта широка, он используется практически во всех сферах жизнедеятельности человека, начиная от технологических процессов и заканчивая медициной и бытовыми нуждами.
Применение аммиака
Аммиак широко применяется в качестве хладагента в различном бытовом и промышленном оборудовании.
Он является одним из важнейших продуктов, используемых в химической промышленности. В частности, его используют в производстве:
- нашатырного спирта;
- добавок в строительные материалы для использования в морозных условиях;
- полимеров, соды и азотной кислоты;
- удобрений;
- взрывчатых веществ.
Использование аммиачного спирта
Аммиачный спирт применяется в медицине и в быту.
Применение в медицине показано в следующих случаях:
Применение в быту заключается в обезжиривании и чистки различной домашней утвари.
Раствором спирта из расчета 2 ч. л. на 2 стакана воды и 1 ст. л. любого средства для мытья посуды можно отлично почистить столовое серебро, серебряные и золотые ювелирные украшения (изделия с жемчугом нашатырным спиртом чистить нельзя, он станет серым и мутным). Для этого надо поместить в раствор столовое серебро или ювелирные изделия, подержать от 1 до 2 часов, затем прополоскать в воде и насухо вытереть.
Он хорошо выводит пятна крови, мочи и пота с шерсти, шелка и лайкры. В качестве пятновыводителя используется 50% раствор. В концентрированном виде может удалить следы от карандаша на одежде.
С ковров, мебельной обивки и автомобильных чехлов можно удалить пятка раствором из 1 ст. л. чистого аммиака и 2 л горячей воды. Для этого надо прочистить загрязнение и дать просохнуть. Если будет необходимость, то можно повторно прочистить.
Оконные стекла, зеркала и фаянс тоже можно почистить раствором из 1 ст. л. чистого аммиака и 3 ст. воды. Поверхность будет чистая и хорошо блестеть.
Аммиачной водой 1 ст. л. в смеси с 4 л воды можно отчистить каменные налеты в ванне и умывальнике. Для этого надо их прочистить раствором, а потом промыть горячей водой.
Спирт может использоваться в садоводстве для борьбы с луковой мухой и тлей, а также в качестве удобрения, для огородных и комнатных растений в условиях кислой почвы.
Влияние на человека
При использовании аммиака и нашатырного спирта надо помнить, что это сильно ядовитые вещества и при их использовании следует строго соблюдать дозировку
и придерживаться правил пользования.
При намерении использовать аммиак приобретать его надо исключительно в аптеках и внимательно знакомиться с прилагаемыми правилами пользования «Раствор аммиака. Инструкция по применению».
Превышение дозировок может вызвать отравление и серьезные проблемы со здоровьем, а также химические ожоги. Помещения, где он применяется, должны хорошо проветриваться.
Кроме ядовитости, пары аммиака взрывоопасные. Это происходит при смешении их с воздухом в определенной пропорции, поэтому при работе необходимо соблюдать особые правила техники безопасности при работе со взрывчатыми веществами.
Первыми симптомами отравления могут быть:
- появление красных пятен на лице и теле;
- учащенное дыхание;
- общая возбужденность.
Дальнейшими признаками развития отравления являются:
- появление острой боли за грудиной;
- судороги;
- отек гортани;
- спазм голосовых связок;
- мышечная слабость;
- нарушение кровообращения;
- полуобморочное состояние, вплоть до потери сознания.
При приеме внутрь аммиачной воды в превышающих дозах может возникнуть:
- понос с ложными болезненными позывами;ожог пищевода, желудка и начальных отделов кишечника;
- кашель, слезотечение, слюнотечение и чих;
- остановка дыхания рефлекторного характера;
- рвота с запахом аммиака;
- прием аммиачного спирта в количестве от 10 до 15 гр. грозит летальным исходом.
Если у человека имеется индивидуальная непереносимость к запаху аммиака, то даже незначительное его попадание через дыхательные пути или вовнутрь может сразу привести к самым неблагоприятным последствиям.
Если у человека на теле имеется нарушение кожных покровов в виде мокнущих язв, экзем или дерматитов, то применение примочек может привести к еще более обширной аллергической реакции и ожогам кожных покровов.
Первая помощь при отравлении
В случаях возникновения первых признаков отравления этими веществами необходимо срочно начать оказывать пострадавшему первую помощь.
К первой помощи можно отнести следующие меры:
В случае более тяжелых форм отравления необходимо срочно вызывать скорую помощь.
Аммиачный спирт обязателен в наборах медикаментов для первой помощи в аптечках и в нужный момент должен быть под рукой.
Сколько может стоить в аптеках? Ответ - совсем недорого. Приобретайте, пользуйтесь, но будьте предельно осторожны.
Внимание, только СЕГОДНЯ!
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Аммиак (нитрид водовода) – соединение азота с водородом, имеющее химическую формулу NH. Форма молекулы напоминает тригональную пирамиду, в вершине которой расположен атом азота.
Физические свойства аммиака
Аммиак (NH 3) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см 3 .
Строение молекулы аммиака
Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB 3 , следовательно, чтобы определить тип гибридизации и строение молекулы можно использовать метод валентных связей и метод Гиллеспи:
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp 3 . Для определения структуры строения молекулы рассчитаем число неподеленных электронных пар:
НЕП = (5-3)/2 = 1
Следовательно, имеется одна неподеленная пара электронов. Аммиак имеет структуру типа AB 3 E – тригональной пирамиды.
Получение аммиака
Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O
Эта реакция является качественной на ионы аммония.
Химические свойства аммиака
В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.
При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор – платина)
В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.
Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагревании)
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Каковы масса и объем аммиака, которые потребуются для получения 5т нитрата аммония? |
| Решение | Запишем уравнение реакции:
NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Масса нитрата аммония, рассчитанная по уравнению: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3) v(NH 4 NO 3) = 1моль m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 т Масса аммиака, рассчитанная по уравнению: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3) v(NH 3) = 1моль m(NH 3) = 1×17 = 17 т Составим пропорцию и найдем массу аммиака: х г NH 3 – 5 т NH 4 NO 3 17 т NH 3 – 80 т NH 4 NO 3 х = 17×5/80 = 1,06 m(NH 3) = 1,06 т Найдем объем аммиака: |
О причине этого различия будет сказано ниже. Сходство химических свойств этих элементов объясняется сходством строения внешнего электронного слоя. Все они имеют на внешнем слое 5 валентных электронов (табл. 14).
|
Элемент |
Заряд ядра |
Число электронов на энергетических уровнях |
Радиус атома, |
|||||
|
K |
L |
M |
N |
O |
P |
|||
|
0,71 1,21 1,61 1,15 |
||||||||
По мере уменьшения радиуса атома снижается величина электроотрицательности, возрастает металличность свойств, снижается окислительная способность.
■ 1 . Начертите в тетради следующую таблицу.
Азот
Химический знак азота N, формула N2, атомный вес 14,0067, 28,0134. Электронная конфигурация атома азота 1s 2 2s 2 2p 3 . Распределение электронов по орбиталям внешнего слоя:
На внешнем электронном слое у азота располагаются 3 неспаренных р
-электрона. При образовании неполярной молекулы азота между атомами азота образуются 3 общие электронные пары за счет перекрывания р
-орбиталей обоих атомов. Таким образом, в свободном состоянии азот трехвалентен.
Степени окисления у азота довольно разнообразны: от -3 до +5.
Азот немного легче воздуха. В земной коре азота 0,03% . В воздухе на долю азота приходится 78% по объему или 75,5% по весу. Поскольку азот из воздуха расходуется незначительно, запасы азота в атмосфере остаются постоянными.
Азот входит как обязательная часть в состав белков, являющихся основой жизни на земле. Отсюда и значение азота, который необходим для жизни животных и растений.
Азот - вещество весьма пассивное, вступает в реакции с трудом, поэтому связывать азот атмосферы очень сложно. Растения азот атмосферы не усваивают. Они могут поглощать его только в связанном состоянии, а от количества азота в почве зависит урожай сельскохозяйственных культур. Особенно необходим азот растениям, у которых ценится зеленая масса. Связывать азот могут почвенные бактерии; некоторые из них находятся в почве в клубеньках корней бобовых культур. Для активной деятельности таких бактерий необходимо присутствие молибдена и железа в виде так называемых микроэлементов. Эти элементы, а также соединения хрома, вольфрама, титана, ванадия, алюминия удалось использовать для связывания азота с органическими веществами. Поскольку азот в составе зеленой массы растений постоянно вывозится с полей, почва обедняется азотом. Необходимо пополнять запасы азота почвы с помощью минеральных удобрений, например калийной селитры KNO3, натриевой селитры NaNO3 и т. д.
Азот - газ, не имеющий ни цвета, ни запаха. Он переходит в жидкость при температуре -195,8°, а при -210° затвердевает. В жидком виде азот также бесцветен. В воде азот почти нерастворим.
■ 2. Изобразите строение атома и электронную конфигурацию электронных слоев атома азота. В чем сходство и различие строения атома азота и атомов кислорода и фтора?
3. Изобразите, как возникают между атомами в молекуле азота 3 общих электронные пары.
4. Какого типа кристаллическая решетка у азота? На основании каких физических свойств азота можно об этом судить?
Азот химически весьма инертен. При обычной температуре соединяется только с литием:
6LI + N2 = 2Li3N
С некоторыми другими металлами из наиболее активных азот может соединяться лишь при нагревании, образуя нитриды, в которых всегда проявляет отрицательную степень окисления.
При очень жестких условиях азот соединяется с водородом, образуя аммиак:
N2 + ЗН2 ⇄ 2NH3
При сильных электрических разрядах азот соединяется с кислородом, образуя окись азота:
N2 + О2 = 2NO
В свою очередь окись азота легко окисляется кислородом воздуха и превращается в двуокись азота:
2NO + О2 = 2NO2
Рис. 57. Прибор для получения азота в лаборатории.
В технике азот получают из жидкого воздуха, а в лаборатории - разложением нитрита аммония:
NH4NO2 = N2 + 2Н2О
Однако сухой нитрит аммония разлагать опасно - может произойти взрыв. Для реакции используют нитрит аммония в момент его образования из сухого хлорида аммония и насыщенного раствора нитрита натрия при нагревании (рис. 57). Вначале постепенно, посредством обменной реакции, образуется нитрит аммония:
NH4Cl + NaNO2 = NaCl + NH4NO2
Затем происходит разложение нитрита аммония по приведенному выше уравнению.
Азот применяется в производстве аммиака, а также в некоторых процессах для создания инертной среды. Иногда азот используют для наполнения электроламп. Некоторые химические реактивы, которые из-за легкости окисления нельзя получать на воздухе, получают в атмосфере азота. Так же поступают иногда при работе с легко воспламеняющимися веществами. Азот используют для синтеза аммиака.
■ 5. Почему можно говорить о сравнительной химической пассивности азота?
в. Напишите уравнения реакций, подтверждающих химические свойства азота.
7. Докажите расчетом, что азот немного легче воздуха.
8. Определите, какова плотность азота по водороду.
9. Абсолютная плотность азота 1,25 г/л. Докажите расчетом, что
молекула азота состоит из двух атомов.
10. Запишите в тетрадь способы получения азота.
11. Где азот находит применение и на каких его свойствах это применение основано?
Аммиак. Физические свойства
Молекула аммиака NH3 представляет собой ярко выраженный диполь. Строение молекулы аммиака рассмотрено в гл. I, § 6. аммиака 17. Следовательно, он намного легче воздуха. Аммиак кипит при -33,4°, а затвердевает при -77,8°.
Аммиак обладает чрезвычайно высокой растворимостью в воде. При 0° в 1 объеме воды растворяется 1200 объемов аммиака, а при обычных условиях (20°) - 700 объемов аммиака в. 1 объеме воды. Высокая аммиака обусловлена тем, что аммиак вступает с водой в химическое соединение.
Аммиак очень ядовит. При отравлениях аммиаком страдают слизистые оболочки глаз и дыхательных путей, так как аммиак растворяется в их влаге. Вдыхание большого количества аммиака может привести к воспалению легких. Лучшим противоядием против аммиака является . При отравлениях следует обильно промывать глаза, рот и нос водой и вдыхать водяной пар. Максимально допустимая концентрация аммиака в воздухе 0,02 мг/л.
■ 12. Можно ли с помощью прибора для растворения хлористого водорода в воде (рис. 27) наблюдать растворение аммиака?
13. Каково физиологическое действие аммиака и меры первой помощи при отравлениях им?
14. Объясните полярный характер молекулы аммиака с точки зрения его структуры.
Рис. 58. Прибор для сжигания аммиака в кислороде.
Химические свойства аммиака
Степень окисления азота в аммиаке N -3 , т. е. предполагается максимальное завершение внешнего электронного слоя атома азота до прочного октета. В связи с этим аммиак может вести себя в окислительно-восстановительных реакциях только как восстановитель. Доказательством восстановительных свойств аммиака является его взаимодействие с кислородом, которое можно проводить двояким образом.
Аммиак горит в кислороде. Это легко наблюдать на опыте в приборе, изображенном на рис. 58. В горелку, представляющую собой широкую стеклянную трубку, подведены две газоотводные трубки. По одной трубке поступает аммиак из колбы, где кипит его насыщенный раствор, а по другой трубке - из газометра. Если поджечь аммиак на выходе из трубки, он сгорает зеленоватым пламенем. Горение протекает по уравнению:
4NH3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2O + Q
Реакция экзотермическая.
Вместе с тем аммиак может спокойно окисляться в присутствии платинового катализатора:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6Н2О
Этот процесс служит основой для получения синтетической азотной кислоты.
В обоих случаях аммиак ведет себя как восстановитель, а степень окисления азота меняется с N -3 до N 0 и до N +2 .
Составьте для приведенных выше уравнений электронный баланс и проверьте правильность расстановки в них коэффициентов.
Восстановительные свойства аммиака проявляются также при возможном восстановлении им окислов металлов:
ЗСuО + 2NH3 = N2 + 3Сu + 3Н2O
нагревание
■ 15. Напишите в тетради уравнения реакций, в которых аммиак проявляет восстановительные свойства, и докажите это, составив электронный баланс.
Особого внимания заслуживает вопрос о взаимодействии аммиака с водой. Как известно, молекулы воды полярны, электронная плотность сильно смещена к кислороду так, что атом водорода практически лишен электронов и представляет собой протон.
Молекула аммиака тоже полярна. Имеющиеся 3 водородных атома присоединены за счет образования общих электронных пар из р
-электронов атома азота и s
-электронов атома водорода (sp
-связь). Электроны сильно смещены к атому азота как более электроотрицательному; вокруг него создается область повышенной электронной плотности. Кроме того, у атома азота на внешнем слое имеются два валентных s
-электрона, которые могут быть использованы на образование химической связи. Все это создает условия для присоединения к молекуле аммиака положительно заряженного иона водорода. А поскольку у иона водорода полностью отсутствуют электроны, необходимые для образования химической связи, эта связь образуется за счет двух электронов азота, которые носят название «неподеленной электронной пары». Возникает атомная группировка с такой электронной структурой:
Возникает особый вид химической связи - донорно-акцепторная связь, где донором называется атом, предоставляющий в общее распоряжение свою электронную пару (в данном случае азот). Другой атом является акцептором (в данном случае атом водорода).
■ 16. Какие типы химической связи атомов в молекулах вам известны?
17. Чем отличается донорно-акцепторная связь от ковалентной?
18. Какой атом называется донором, какой - акцептором?
19. Что такое неподеленная электронная пара?
Таким образом, возникает особая атомная группировка - группа аммония, которая в целом имеет положительный заряд из-за присоединения к нейтральной молекуле аммиака положительного иона водорода. Формула группы аммония: NH 4 + .
аммиака в воде выражается следующим уравнением:
NH3 + Н + + ОН — ⇄ NH + + ОН —
Так как аммиак в растворе связывает ион водорода из воды и освобождает тем самым ион ОН — , это придает раствору щелочную реакцию. Вещество с формулой NH4OH носит название аммония и рассматривается как слабое основание. Аммонийная группа всегда функционирует как одновалентный катион:
NH4OH ⇄ NH 4 + + ОН —
Концентрированный (25%) раствор аммиака называется просто аммиаком. Слабый водный раствор аммиака (3- 6%) называется нашатырным спиртом. Образование группы аммония NH 4 + возможно не только в водной среде, но и в кислоте:
NH3 + Н + + Cl — = NH 4 + + Сl —
Эта реакция может быть осуществлена в растворе, а также на воздухе между аммиаком и газообразным хлористым водородом.
Если смочить одну стеклянную палочку аммиаком, а другую концентрированной соляной кислотой и поднести эти палочки друг к другу (рис. 59), можно заметить образование белого дымка, представляющего собой мельчайшие кристаллики хлорида аммония.
Гидроокись аммония вступает с кислотами в реакцию нейтрализации:
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Для аммиака очень, характерны реакции присоединения к различным солям, благодаря чему образуются аммиакаты:
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 · 4NH3
СаСl2 + 8NH3 = CaCl2 · 8NH3
AgCl + 2NH3 = AgCl · 2NH3
Они очень напоминают кристаллогидраты.
■ 20. Каковы формула и заряд иона аммония?
21. Какова степень окисления азота в ионе аммония?
22. Какие реакции аммиака с другими веществами приводят к образованию катиона аммония?
23. Напишите уравнения реакций аммиака с серной и фосфорной кислотами в молекулярной и ионной форме?
24. 200 г 25% аммиака прокипятили. При этом-20 г аммиака улетучилось. Какой стала ? Сколько соляной кислоты потребуется для его нейтрализации?
Рис. 59.
1-палочка, смоченная концентрированным раствором аммиака; 2 - палочка смоченная концентрированным раствором соляной кислоты; 3 -белый дым состоящий из твердых частиц хлорида аммония.
Получение аммиака в технике и в лаборатории осуществляется по разному. В лаборатории аммиак получают при нагревании нашатыря (хлорид аммония) и натронной извести (рис. 60) по уравнению:
2NH4Cl + Са(ОН)2 = СаСl2 + 2NH4OH
Следует отметить, что все детали прибора, служащие для лабораторного получения аммиака, должны быть абсолютно сухими. Если пробирку с собранным аммиаком опрокинуть в воду, можно сразу заметить, как входит в пробирку, занимая в ней тот объем, который занимал аммиак, подобно тому как это происходило с хлористым водородом. Но в случае с аммиаком раствор будет иметь ярко выраженную щелочную реакцию, что можно определить индикатором. Так как аммиак легче воздуха, его следует, собирать в пробирку, опрокинутую в верх дном.
В технике аммиак получают синтезом из азота и водорода по уравнению:
N2 + 3Н2 = 2NH3 + + 22 ккал
В бывшем СССР производство синтетического аммиака началось в 1928 г.
Как уже упоминалось ранее, процесс с водородом является равновесным каталитическим процессом. Катализатором служит металлическое с незначительными добавками соединений калия и алюминия. Из уравнения видно, что для смещения равновесия вправо целесообразно увеличивать давление. Однако увеличение давления может осуществляться лишь в определенных пределах, иначе это сильно удорожает производство. Как известно, другим фактором, влияющим на равновесие, является температура. В данном случае для смещения равновесия вправо смесь газов следует охлаждать, но тогда сильно снижается скорость реакции и уменьшается активность катализатора.
Таким образом, температуру приходится поддерживать на определенном уровне. Влияние третьего фактора - изменения концентрации - также может быть использовано: если постоянно отводить образующийся аммиак, т. е. снижать его концентрацию, равновесие сместится вправо. Как видно из предыдущего описания, достаточно полный и экономически выгодный синтез может быть осуществлен при наилучшем сочетании всех трех условий.
Процесс ведут обычно в колоннах синтеза под давлением от 300 до 1000 атм и при температуре 400-500°. В процессе синтеза из смеси постоянно отводят аммиак, переводя его в жидкое состояние, а не прореагировавшую смесь азота и водорода вновь направляют в колонну синтеза.
24
АЗОТ Распространение в природе, природная смесь состоит из двух стабильных изотопов: N — 99,6% и N — 0,37%...
Соли аммония При выпаривании нейтрализованных растворов аммиака ионы аммония соединяются с анионами взятых кислот, образуя твердые кристаллические вещества, обладающие ионной...
Физические свойства галогенов Фтор при обыкновенных условиях - газ, окрашенный в толстых слоях в слабый зеленовато-желтый цвет. При сильном охлаждении...
Летучим характеристическим водородным соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак – самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H 3 N. В химическом строении аммиакаsp 3 -гибридные орбитали атома азота образуют три σ-связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра.
Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую ненасыщенность и реакционноспособность молекул аммиака, а также большую величину электрического момента диполя.
При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ. Этот раствор называется аммиачной водой, или нашатырным спиртом. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей.
Аммиак обладает основными свойствами:
Взаимодействие аммиака с водой:
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Взаимодействие с галогеноводородами:
NH 3 +HCl ⇄NH 4 Cl
Взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 фосфат аммония
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 гидрофосфат аммония
NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4)H 2 PO 4 дигидрофосфат аммония
Аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 сульфат тетрааммин меди (II )
AgCl+ 2NH 3 → Clхлорид диаммин серебра (I )
Все приведенные выше реакции являются реакциями присоединения.
Окислительно-восстановительные свойства:
В молекуле аммиака NH 3 азот имеет степень окисления -3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.
Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
2NH 3 + 3CuO → N 2 +3Cu +3H 2 O
Аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:
4NH 3 + 5O 2 → 4NO+ 6H 2 O
Аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O
21. Водородные соединения галогенов. 22. Галогеноводородные кислоты.
Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде.. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентрированные растворы.
При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НСl- хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота
Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот.
Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.
Химические свойства галогеноводородных кислот
В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.
1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.
Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:
SiO2+4HF=SiF4+2Н2O
Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.
2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl-, Br-, I- повышается.
Получение
Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:
Это синтетический способ получения.
Сульфатный способ основан на реакции концентрированной серной кислоты с NaCl.
При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировавной серной кислотой окисляются, т.к. I- и Br- являются сильными восстановителями.
2NaBr-1+2H2S+6O4(к)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2Н2O
Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3
бесцветный газ с резким запахом, температура плавления 80 ° С, температура кипения 36 ° С, хорошо растворяется в воде, спирте и ряде других органических растворителей. Синтезируют из азота и водорода. В природе образуется при разложении азотсодержащих органических соединений. Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков. На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком
Джозефом Пристли . Он нагревал нашатырь (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака гидролиз нитрида магния: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 . Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «аммониак» от латинского названия нашатыря sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник
Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH 3 + HCl ® NH 4 Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного продукта при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 м
3 ) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN
2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 или из цианида натрия: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака (
см . ГАБЕР, ФРИЦ ). В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном катализаторе с добавками при температуре 420500 ° С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).Аммиак бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до 33,3
° С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до 77,7 ° С. Молекула NH 3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH 3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог . Между молекулами аммиака существуют водородные связи. Хотя они и не такие прочные, как между молекулами воды, эти связи способствуют сильному притяжению между молекулами. Поэтому физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами других гидридов элементов той же подгруппы (PH 3 , SbH 3 , AsH 3 ). Так, у ближайшего аналога аммиака фосфина РН 3 температура кипения равна 87,4 ° С, а температура плавления 133,8 ° С, несмотря на то, что молекула PH 3 вдвое тяжелее молекулы NH 3 . В твердом аммиаке каждый атом азота связан с шестью атомами водорода тремя ковалентными и тремя водородными связями. При плавлении аммиака рвутся только 26% всех водородных связей, еще 7% разрываются при нагреве жидкости до температуры кипения. И лишь выше этой температуры исчезают почти все оставшиеся между молекулами связи.Среди прочих газов аммиак выделяется своей огромной растворимостью в воде: при нормальных условиях 1 мл воды способен поглотить больше литра газообразного аммиака (точнее, 1170 мл) с образованием 42,8%-ного раствора. Если рассчитать соотношение NH
3 и H 2 O в насыщенном при нормальных условиях растворе, то получится, что одна молекула аммиака приходится на одну молекулу воды. При сильном охлаждении такого раствора (примерно до 80 ° C) образуютсмя кристаллы гидрата аммиака NH 3 ·H 2 O Известен также гидрат состава 2NH 3 ·H 2 O. Водные растворы аммиака обладают уникальным среди всех щелочей свойством: их плотность снижается с увеличением концентрации раствора (от 0,99 г/см 3 для 1%-ного раствора до 0,73 г/см 3 для 70%-ного). В то же время аммиак довольно легко «выгнать» назад из водного раствора: при комнатной температуре давление пара над 25%-ным раствором составляет две трети атмосферного, над 4%-ным раствором 26 мм рт.ст. (3500 Па) и даже над очень разбавленным 0,4%-ным раствором оно все еще равно 3 мм рт.ст. (400 Па). Неудивительно, что даже слабые водные растворы аммиака имеют отчетливый запах «нашатырного спирта», а при хранении в неплотно закупоренной посуде они довольно быстро «выдыхаются». Непродолжительным кипячением можно полностью удалить аммиак из воды.На высокой растворимости аммиака в воде основан красивый демонстрационный опыт. Если в перевернутую колбу с аммиаком через узкую трубочку, соединяющую колбу с сосудом с водой, впустить несколько капель воды, газ быстро растворится в ней, давление понизится, и под действием атмосферного давления вода из сосуда с растворенным в ней индикатором (фенолфталеином) с силой устремится в колбу. Там она тут же окрасится в малиновый цвет из-за образования щелочного раствора.
Аммиак химически довольно активен и вступает во взаимодействие со многими веществами. В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Смеси аммиака с воздухом при его содержании от 15 до 28% взрывоопасны. В присутствии катализаторов реакция с кислородом приводит к оксидам азота. При растворении аммиака в воде образуется щелочной раствор, который иногда называют гидроксидом аммония. Однако это название не вполне точное, поскольку в растворе сначала образуется гидрат NH
3 ·H 2 O, который затем частично распадается на ионы NH 4 + и OH . Условно NH 4 OH считают слабым основанием, при расчете его степени диссоциации предполагается, что весь аммиак в растворе находится в виде NH 4 OH, а не в виде гидрата.Аммиак благодаря неподеленной паре электронов образует огромное количество комплексных соединений с ионами металлов так называемых амминокомплексов или аммиакатов. В отличие от органических аминов, в этих комплексах с атомом азота всегда связаны три атома водорода.
Как и в случае воды, комплексообразование с аммиаком часто сопровождается изменением окраски вещества. Так, белый порошок сульфата меди при растворении в воде дает голубой раствор медного купороса в результате образования аквакомплекса
2+
. А при добавлении аммиака этот раствор окрашивается в интенсивный сине-фиолетовый цвет, принадлежащий амминокомплексу
2+
. Аналогично безводный хлорид никеля(II) имеет золотисто-желтый цвет, кристаллогидрат Cl
2
зеленый, а аммиакат Cl
2
светло-голубой. Многие амминокомплексы достаточно устойчивы и могут быть получены в твердом состоянии. Твердый комплекс аммиака с хлоридом серебра был использован
Майклом Фарадеем
для сжижения аммиака. Фарадей нагревал комплексную соль в одном колене запаянной стеклянной трубки, а в другом колене, помещенном в охлаждающую смесь, собирался под давлением жидкий аммиак. Необычными свойствами обладает аммиачный комплекс тиоцианата (роданида) аммония. Если сухую соль NH
4
NCS, охлажденную до 0
°
C, поместить в атмосферу аммиака, то соль «растает» и превратится в жидкость, содержащую 45% аммиака по массе. Эту жидкость можно хранить в склянке с притертой пробкой и использовать в качестве своеобразного «склада» аммиака.
Сильные водородные связи приводят к сравнительно высокой (по сравнению с другими газами) теплоте испарения аммиака 23,3 кДж/моль. Это в 4 раза больше теплоты испарения жидкого азота и в 280 раз больше, чем у жидкого гелия. Поэтому жидкий гелий вообще невозможно налить в обычный стакан он немедленно испарится. С жидким азотом такой опыт провести можно, но значительная его часть испарится, охлаждая сосуд, а оставшаяся жидкость тоже выкипит довольно быстро. Поэтому обычно сжиженные газы в лабораториях хранят в специальных сосудах Дьюара с двойными стенками, между которыми вакуум. Жидкий аммиак, в отличие от других сжиженных газов, можно держать в обычной химической посуде стаканах, колбах, он при этом испаряется не слишком быстро. Если же налить его в сосуд Дьюара, то в нем он будет храниться очень долго. И еще одно удобное свойство жидкого аммиака: при комнатной температуре давление пара над ним сравнительно невелико, поэтому при длительных экспериментах с ним можно работать в запаянных стеклянных ампулах, которые такое давление легко выдерживают (попытка проделать подобный эксперимент с жидким азотом или кислородом неминуемо привела бы к взрыву). Большая теплота испарения жидкого аммиака позволяет использовать это вещество в качестве хладагента в различных холодильных установках; испаряясь, жидкий аммиак очень сильно охлаждается. В домашних холодильниках раньше тоже был аммиак (теперь в основном фреоны). Хранят жидкий аммиак в герметичных баллонах. Внешне жидкий аммиак похож на воду. Сходство этим не ограничивается. Как и вода, жидкий аммиак прекрасный растворитель как для ионных, так и для неполярных неорганических и органических соединений. В нем легко растворяются многие соли, которые, как и в водных растворах, диссоциируют на ионы. Однако химические реакции в жидком аммиаке часто протекают совсем не так, как в воде. Прежде всего это связано с тем, что растворимость одних и тех же веществ в воде и в жидком аммиаке может различаться очень сильно, что видно из следующей таблицы, в которой приведена растворимость (в граммах на 100 г растворителя) некоторых солей в воде и в жидком аммиаке при 20 Из растворов различных веществ в жидком аммиаке, без сомнения, самые интересные это растворы щелочных металлов. Такие растворы вызывают живейший интерес ученых уже более ста лет. Впервые растворы натрия и калия в жидком аммиаке были получены в 1864. Спустя несколько лет было обнаружено, что если дать аммиаку спокойно испариться, то в осадке останется чистый металл, как это бывает с раствором соли в воде. Такая аналогия, однако, не Свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла, а вместо анионов электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают разбавленным растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Электрический ток такие растворы проводят плохо. Но с повышением концентрации растворенного металла, когда электроны приобретают способность перемещаться в растворе, электропроводность увеличивается исключительно сильно иногда в триллионы раз, приближаясь к электропроводности чистых металлов! Разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке сильно различаются и по другим физическим свойствам. Так, растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами: они имеют отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Иногда даже трудно поверить, что это растворы одного и того же вещества в одном и том же растворителе. И здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке самый легкоплавкий «металл», который замерзает лишь при 183 Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это в основном зависит от температуры. При температуре кипения насыщенный раствор содержит примерно 15% (мольных) щелочного металла. С повышением температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла. Это значит, что расплавленный щелочной металл (цезий, например, уже при 28,3 Еще один очень интересный факт: разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом. Для водных растворов это редкое явление. Если же, допустим, в 100 г жидкого аммиака внести 4 г натрия при температуре 43 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 Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона 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 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. Тем не менее этот газ токсичен. К счастью, человек способен почувствовать запах аммиака в воздухе уже
Поэтому в жидком аммиаке легко протекают такие обменные реакции, которые немыслимы для водных растворов, например, Ba(NO
3
)
2
+ 2AgCl
®
BaCl
2
+ 2AgNO
3
. Молекула NH
3
сильный акцептор ионов водорода, поэтому если в жидком аммиаке растворить слабую (в случае водных растворов) уксусную кислоту, то она будет диссоциировать полностью, то есть станет очень сильной кислотой: CH
3
COOH + NH
3
®
NH
4
+
+ CH
3
COO
. В среде жидкого аммиака значительно усиливаются (по сравнению с водными растворами) и кислотные свойства солей аммония. Ион аммония в жидком аммиаке обладает многими свойствами, характерными для иона водорода в водных растворах. Поэтому в жидком аммиаке нитрат аммония легко реагирует, например, с магнием с выделением водорода или с пероксидом натрия: 2NH
4
NO
3
+ Mg
®
Mg(NO
3
)
2
+ 2NH
3
+ H
2
; Na
2
O
2
+ 2NH
4
NO
3
®
2NaNO
3
+ H
2
O
2
+ 2NH
3
. С помощью реакций в жидком аммиаке впервые были выделены пероксиды магния, кадмия и цинка: Zn(NO
3
)
2
+ 2KO
2
®
ZnO
2
+ 2KNO
3
+ O
2
, получен в чистом виде кристаллический нитрит аммония: NaNO
2
+ NH
4
Cl
®
NH
4
NO
2
+ NaCl, проведены многие другие необычные превращения, например, 2K + 2CO
®
K
2
C
2
O
2
. Последнее соединение содержит тройную ацетиленовую связь и имеет строение K
+
OС
є
CO
K
+
.
Большое сродство жидкого аммиака к ионам Н
+
позволяет провести эффектный опыт по «пластификации» дерева. Дерево в основном состоит из целлюлозы: длинные полимерные цепи молекул целлюлозы соединяются между собой с помощью водородных связей между гидроксильными группами OH (иногда их называют водородными мостиками). Одна водородная связь довольно слабая, но так как молекулярная масса целлюлозы достигает 2 миллионов, а мономерных звеньев (глюкозных остатков) в молекуле свыше 10 тысяч, длинные молекулы целлюлозы сцеплены друг с другом очень прочно. Жидкий аммиак с легкостью разрушает водородные мостики, связывая атомы водорода в ионы NH
4
+
, и в результате молекулы целлюлозы приобретают способность скользить относительно друг друга. Если деревянную палочку опустить на некоторое время в жидкий аммиак, то ее можно гнуть как угодно, как будто она сделана не из дерева, а из алюминия. На воздухе аммиак через несколько минут испарится, и водородные связи снова восстановятся, но уже в другом месте, а деревянная палочка вновь станет жесткой и при этом сохранит ту форму, которую ей придали.
Вещество
AgI
Ba(NO 3) 2
KI
NaCl
KCl
BaCl 2
ZnCl 2
Растворимость в воде
0
9
144
36
34
36
367
Растворимость в аммиаке
207
97
182
3
0,04
0
0
Леенсон И.А.
100 вопросов и ответов по химии
. М., АСТ Астрель, 2002
