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).

Распределение электронов по энергетическим уровням элементов группы азота. Таблица 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

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...

Свойства аммиака NН 3 (газ) при атмосферном давлении

Аммиак (NН 3) – токсичное горючее газообразное вещество, обладающее свойством образовывать при контакте с воздухом взрывоопасную смесь.

При нормальном давлении и комнатной температуре существует в виде газа. Для использования в производстве и при транспортировании аммиак (нитрид ) сжижают.

Технический аммиак используется как основное сырьё при производстве большого количества веществ, содержащих и используемых в разных отраслях промышленности: минеральных удобрений, и синильной кислот, в общем органическом синтезе и т.д.

В таблице представлены плотность и теплофизические свойства аммиака в газообразном состоянии в зависимости от температуры при давлении 760 мм.рт.ст. Свойства аммиака указаны при температуре от -23 до 627 °С.

В таблице даны следующие свойства аммиака :

• плотность аммиака, кг/м 3 ;
• коэффициент теплопроводности, Вт/(м·град);
• динамическая вязкость, ;
• число Прандтля.

По данным таблицы видно, что свойства аммиака существенно зависят от температуры. Так, с ростом температуры уменьшается плотность аммиака , и число Прандтля; остальные характеристики этого газа увеличивают свои значения.

Например, при температуре 27°С (300 К) аммиак имеет плотность, равную 0,715 кг/м 3 , а при нагревании до 627°С (900 К) плотность аммиака снижается до величины 0,233 кг/м 3 .

Плотность аммиака при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении существенно ниже при этих условиях.

Примечание: Будьте внимательны! Теплопроводность аммиака в таблице указана в степени 10 3 . Не забудьте разделить на 1000.

Свойства аммиака (сухой насыщенный пар)

В таблице даны теплофизические свойства сухого насыщенного аммиака в зависимости от температуры.
Свойства приведены в интервале температуры от -70 до 70 °С.

В таблице указаны следующие свойства пара аммиака :

• плотность аммиака, кг/м 3 ;
• теплота фазового перехода, кДж/кг;
• удельная теплоемкость, кДж/(кг·град);
• температуропроводность, м 2 /с;
• динамическая вязкость, Па·с;
• кинематическая вязкость, м 2 /с;
• число Прандтля.

Свойства аммиака сильно зависят от температуры. Имеет место прямая зависимость между температурой и давлением насыщенных паров аммиака.
Плотность насыщенного пара аммиака при этом значительно увеличивается. Снижаются значения температуропроводности и вязкости. Теплопроводность насыщенного пара аммиака в таблице указана в степени 10 4 . Не забудьте разделить на 10000.

Свойства жидкого аммиака в состоянии насыщения

В таблице даны теплофизические свойства насыщенной жидкости аммиака в зависимости от температуры.
Свойства аммиака в состоянии насыщенной жидкости даны в интервале температуры от -70 до 70 °С.

В таблице приведены следующие свойства жидкого аммиака :

• давление насыщенных паров, МПа;
• плотность аммиака, кг/м 3 ;
• удельная теплоемкость, кДж/(кг·град);
• теплопроводность, Вт/(м·град);
• температуропроводность, м 2 /с;
• динамическая вязкость, Па·с;
• кинематическая вязкость, м 2 /с;
• коэффициент поверхностного натяжения, Н/м;
• число Прандтля.

Плотность аммиака в жидком состоянии менее зависима от температуры, чем плотность его пара. Только динамическая вязкость существенно снижается при росте температуры жидкого аммиака.

Теплопроводность аммиака в жидком и газообразном состояниях

В таблице приведены значения теплопроводности аммиака в жидком и газообразном состояниях в зависимости от температуры и давления.
Теплопроводность аммиака (размерность Вт/(м·град)) указана в диапазоне температуры от 27 до 327 °С и давления от 1 до 1000 атмосфер.

Теплопроводность аммиака в таблице указана в степени 10 3 . Не забудьте разделить на 1000.
Значения теплопроводности выше черты указаны для жидкого аммиака, теплопроводность которого с ростом температуры снижается.

Теплопроводность газообразного аммиака увеличивается при нагревании . Увеличение давления приводит к росту значения теплопроводности, как для жидкого, так и для газообразного аммиака.

В следующей таблице приведена теплопроводность аммиака при низких температурах и атмосферном давлении.

на линии насыщения в зависимости от температуры приведена в таблице ниже. Следует отметить, что теплопроводность жидкого аммиака при нагревании уменьшается.

Примечание: Будьте внимательны! Теплопроводность аммиака в таблицах указана в степени 10 3 . Не забудьте разделить на 1000.

Аммиак – NH 3

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 (NH 2) 2 CO, 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 NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

1. Строение молекулы

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине . Три неспаренныхp-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 NH 4 + .

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 NH 3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

3.

В лаборатории	В промышленности
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O (NH 4) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O Внимание ! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:	Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9к Дж 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:

1. с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 – сильный восстановитель.

с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh , температура) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Видео - Эксперимент " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"

с оксидами металлов 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

с сильными окислителями 2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl (при нагревании)

аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2

Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму) Видео - Эксперимент "Качественная реакция на аммиак" Видео - Эксперимент "Дым без огня" Видео - Эксперимент "Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами" Видео - Эксперимент "Фонтан" Видео - Эксперимент "Растворение аммиака в воде"

5. Применение аммиака

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 3 . Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты , которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин . Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

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 Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

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.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 "Горение аммиака"

Тренажёр №2 "Химические свойства аммиака"

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

№2. Напишите четыре уравнения химических реакций , в результате которых образуется аммиак.

АММИАК , NH 3 молярный вес 17,03. При комнатной температуре бесцветный газ, раздражающий слизистые оболочки. Аммиак легко сгущается в жидкость, которая кипит при -33°,4 и закристаллизовывается при -77°,3. Чистый сухой аммиак является слабой кислотой, что ясно из возможности замещения в нем водорода натрием и образования амида натрия NH 2 Na при нагревании Nа в струе аммиака. Однако аммиак чрезвычайно легко присоединяет воду и образует щелочь NH 4 OH, едкий аммоний; раствор едкого аммония в воде называется нашатырным спиртом .

Наличие аммиака, улетучивающегося из едкого аммония благодаря разложению

NH 4 OH NH 3 + HOH

открывается по посинению лакмусовой бумажки. Аммиак легко присоединяется к кислотам, образуя соли NH 4 , например, NН 3 + НСl= NН 4 Сl, что заметно, если пары аммиака (из нашатырного спирта) и пары НСl встречаются в воздухе: тотчас образуется белое облачко нашатыря NH 4 Cl. Аммиак применяется обычно в виде нашатырного спирта (D= 0,91, около 25% NH 3) и так наз. « ледяного нашатырного спирта » (D= 0,882, с 35% NH 3).

Крепость нашатырного спирта проще всего определять по его плотности, величины которой приведены в следующей таблице:

Упругость пара водных растворов аммиака слагается из парциальных упругостей аммиака и воды, приведенных в таблице:

Понятно, что упругость пара аммиака как вещества, кипящего при температуре, значительно низшей, чем температура кипения воды, >> парциальной упругости паров воды над нашатырным спиртом. Растворимость NH 3 в воде очень велика.

Аммиак

АММИА́К -а; м. [франц. ammoniaque]. Бесцветный газ с резким неприятным запахом , представляющий собой соединение азота с водородом и образующий при растворении в воде нашатырный спирт (применяется для производства удобрений, в холодильных установках и т.п.). ● От греческого названия нашатыря (hals ammōniakos), который получали в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне.

◁ Аммиа́чный, -ая, -ое. А-ые соединения. А. запах. А-ая селитра.

аммиа́к

(от греч. háls ammōniakós - нашатырь), NH 3 , бесцветный газ с резким удушающим запахом; плотность жидкости 0,681 г/см 3 (–33,35ºC), t пл –77,7ºC, t кип 33,35ºC; при давлении 0,9 МПа сжижается при комнатной температуре. Хорошо растворим в воде; водный раствор - нашатырный спирт. Получают каталитическим синтезом из азота и водорода под давлением. Применяют в производстве азотной кислоты и удобрений (4 / 5 производимого аммиака), аммониевых солей, синильной кислоты, соды. Жидкий аммиак - хладагент, высококонцентрированное удобрение. Взрывоопасен. Токсичен.

АММИАК

АММИА́К (от греч. hals ammoniakos - амонова соль, нашатырь, который получали около храма бога Амона ( см. АМОН) в Египте), NH 3 , бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет форму правильной пирамиды. Связи N-H полярны. Молярная масса 17 г/моль. Плотность 0,639 г/дм 3 . Температура кипения –33,35 °C, температура плавления –77,7 °C. Критическая температура 113 °C, критическое давление 11,425 кПа. Теплота испарения 23,27 кДж/моль, теплота плавления 5,86 кДж/моль.
Получение
Впервые чистый аммиак был получен в 1774 Дж. Пристли ( см. ПРИСТЛИ Джозеф) . Промышленную технологию получения аммиака разработали и осуществили в 1913 немцы Ф. Габер ( см. ГАБЕР Фриц) и К. Бош ( см. БОШ Карл) , получившие за свои исследования Нобелевские премии.
В промышленности аммиак получают в стальных колоннах синтеза, наполненных катализатором - пористым железом. Через колонну под давлением 30 МПа и при температуре 420-500 °C пропускают смесь азота и водорода. ( см. ВОДОРОД) Так как реакция
3Н 2 + N 2 = 2NH 3 + 104 кДж
обратима, при однократном проходе газовой смеси через колонну в аммиак превращается не более 15-25% исходных веществ. Для полного превращения необходима многократная циркуляция, которую осуществляют с помощью компрессора. В цикл непрерывно вводят свежую газовую смесь взамен использованной на образование аммиака.
В лаборатории газообразный аммиак получают нагреванием аммиачной воды или твердой смеси NH 4 Сl и Сa(OH) 2:
2NH 4 Сl + Сa(OH) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 О
Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.
Физические и химические свойства
Хорошо растворим в воде (700 объемов NH 3 в 1 объеме воды при комнатной температуре). Максимальная массовая концентрация (%) аммиака в водном растворе 42,8 (0 °C), 33,1 (20 °C), 23,4 (40 °C). Плотность водных растворов аммиака (кг/дм 3): 0,97 (8% по массе), 0,947 (16%), 0,889 (32 %). Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой, ее концентрация 25%. В водном растворе аммиак частично ионизирован, что обусловливает щелочную реакцию раствора:
NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ОН –
На самом деле молекул NH 4 ОН в растворе не существует. Атом N в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподеленную пару. Он не может быть соединен с атомами кислорода и водорода пятью полярными ковалентными ( см. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ) связями. Имеется в виду гидратированный аммиак, NН 3 ·Н 2 О.
Аммиак проявляет свойства основания (основания Бренстедта ( см. БРЕНСТЕД Иоханнес Николаус) ). В кислой среде молекула NH 3 присоединяет ион Н + , образуется ион аммония NH 4 + . Реагируя с кислотами, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. Растворы солей, образованные аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.
Смесь аммиака и воздуха взрывоопасна. Но горит аммиак только в чистом кислороде ( см. КИСЛОРОД) бледным зеленым пламенем:
4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О,
применение платинового катализатора, образуется оксид азота (II) NО:
4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6Н 2 О
Аммиак обладает восстановительными свойствами:
2NH 3 + Fe 2 O 3 = 2Fe + N 2 + 3H 2 O
При определенных условиях аммиак реагирует с галогенами ( см. ГАЛОГЕНЫ) . Щелочные и щелочно-земельные металлы реагируют с жидким и газообразным аммиаком, давая амиды ( см. АМИДЫ КИСЛОТ) . При нагревании в Атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, B, Si и другие) образуют нитриды ( см. НИТРИДЫ) . Жидкий аммиак взаимодействует с серой ( см. СЕРА) :
10S + 4 NH 3 = 6 Н 2 S + N 4 S 4
При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород.
Применение
В промышленности аммиак используют при получении азотной кислоты HNO 3 , в производстве азотных минеральных удобрений, в качестве хладагента. Аммиачная вода является азотным удобрением. Нашатырный спирт используют в медицине.
Физиологическое действие
Аммиак ядовит, ПДК 20 мг/м 3 . Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги. При содержании в воздухе 0,5% по объему аммиак сильно раздражает слизистые оболочки. При остром отравлении поражаются глаза и дыхательные пути. При хроническом отравлении - расстройство пищеварения, катар верхних дыхательных путей, ослабление слуха.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "аммиак" в других словарях:

Общие Химическая формул … Википедия

Бесцветный газ с едким запахом = по объему 1 части азота и 3 частям водорода; при 40° обращается в жидкость, при 80° затвердевает; образуется при гниении, добывается при нагревании нашатыря с гашеной известью. Раствор его в воде называется… … Словарь иностранных слов русского языка

АММИАК - АММИАК, SiH3, химическое соединение, встречающееся в небольших количествах в воздухе, в атмосферных осадках, в речной и морской воде и в почве. Аммиак бесцветный газ с острым колющим запахом, раздражающий слизистые оболочки; уд. вес при 0° и… … Большая медицинская энциклопедия

- (от греч. hals ammoniakos нашатырь) NH3, бесцветный газ с резким удушливым запахом; плотность 0,681 г/см³ (33,35 .С), tпл 77,7 .С, tкип 33,35 .С; при давлении 0,9 МПа сжижается при комнатной температуре. Хорошо растворим в воде; водный… … Большой Энциклопедический словарь

АММИАК, АММОНИАК муж. летучая щелочь, нашатырная щелочь, состоящая из азота и водорода; известна как составная часть нашатыря и спирта его. Аммиаковый, аммиачный, нашатырный. Толковый словарь Даля. В.И. Даль. 1863 1866 … Толковый словарь Даля

Действующее вещество ›› Аммиак (Ammonia) Латинское название Ammonium АТХ: ›› R07AB Стимуляторы дыхательного центра Фармакологические группы: Стимуляторы дыхания ›› Местнораздражающие средства ›› Антисептики и дезинфицирующие средства… … Словарь медицинских препаратов

Или аммониак бесцветный газ с чрезвычайно острым,характерным, вызывающим слезы запахом, состоящий из 1 объема азота и 3объемов водорода, а потому отвечающий формуле NH3. Аммиак был открытПристлеем и назван им щелочным воздухом или газом. В чистом …

Прямо соединяется со всеми кислотами с образованием солейаммония, зачастую называемых также аммиачными солями. С ангидридамикислот он соединяется, образуя амиды и аминовые кислоты. Некоторые соливступают в соединение с аммиаком, напр. хлористое… … Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

аммиак - а, м. ammoniaque m. <Слово> аммиак, представляет собой искусственное образование химика Я. Д. Захарова в результате сокращения слова аммониак в 1801 г., заимствованного в 1799 г. из фр. яз. ЭС. 1. Бесцветный газ с едким запахом, состоящий… … Исторический словарь галлицизмов русского языка

Аммиак - АММИАК, NH3, газ с резким запахом, tкип 33,35°С. Применяют аммиак в производстве азотной кислоты, удобрений, уротропина, как хладагент; водные растворы (нашатырный спирт) жидкое удобрение, их используют также для аммонизации кормов, в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

- (NH3), бесцветный, негорючий газ, с едким запахом, состоящий из азота и водорода. Используется для производства азотистых удобрений. Газ очень хорошо растворяется в воде с образованием щелочного раствора гидроксида аммония (NH4OH), из которого… … Научно-технический энциклопедический словарь

Книги

• Аммиак как альфа и омега обмена азотистых веществ в растении , Д.Н. Прянишников. Воспроизведено в оригинальной авторской орфографии издания 1916 года (издательство`Москва`). В…