Хімічні властивості аміаку. Одержання аміаку.

ПЛАН

1. Будова молекули аміаку. Фізичні властивості аміаку.
2. Хімічні властивості аміаку. Одержання аміаку.
3. Біологічна дія аміаку. Застосування.
4. Одержання і застосування солей амонію.
5. Хімічні властивості солей амонію.
6. Сировина для синтезу аміаку. Синтез аміаку з азотоводневої суміші. Екологічна чистота виробництва.

1. Будова молекули аміаку. Фізичні властивості аміаку.

Молекула аміаку NН₃ має форму правильної піраміди з атомом Нітрогену у вершині. Хімічний зв'язок N—Н полярний: позитивний заряд зосереджений на атомах гідрогену, негатив­ний — на атомі нітрогену. Три неспарених електрони атома Нітрогену беруть участь в утворенні полярних зв'язків з 1s-електронами трьох атомів Гідрогену. Крім того, в атома Нітрогену є неподілена пара електронів.

В рідкому аміаку молекули зв'язані між собою водневи­ми зв'язками. Внаслідок водневих зв'язків аміак має порівняно високі температури плавлення і кипіння, а також значну теплоту ви­паровування, він легко зріджується.

Фізичні властивості. Аміак — безбарвний газ з характер­ним різким запахом (характерний запах нашатирного спирту), майже у два рази легший за повітря. Розчинність у воді надзвичайно велика. Рідкий аміак є добрим розчинником для багатьох органічних та неорга­нічних сполук. Розчин аміаку у воді (25%) називають аміачною водою,абона­шатирним спиртом. Під час кип'ятіння розчинений аміак звітрюється з розчину.

При збільшенні тиску або охолодженні він легко зріджується у безбарвну рідину (температура кипіння —33,4°С). Аміак дуже добре розчиняється у воді (при 20°С в 1 об'ємі води розчи­няється до 700 об'ємів NН₃).

Хімічні властивості аміаку. Одержання аміаку.

Оскільки ступінь окиснення Нітрогену в NH₃ дорівнює -3, аміак є відновником. Реакції окиснення для нього малохарактерні. Найбільш енергійно аміак реагує з хлором та бромом, пероксидами, оксидами деяких металів, а також з киснем при підпалювання суміші і в присутності каталізатора.

2NH₃ + 3Cl₂ → 6HCl + N₂

4NH₃ + 3O₂ → 6H₂O + 2N₂ + Q

4NH₃ + 5O₂ → 6H₂O + 4NO

2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

2NH₃ + 3 H₂O₂ = N₂ + 6H₂O

При розчиненні аміаку у воді утворюються іони NH₄⁺ та OH^–:

NH₃ + H₂O → NH⁴⁺ + OH^–

Наявність гідроксид-іонів ОН^- дозволяє називати амі­ачну воду гідроксидом амонію, що не зовсім вірно, оскільки більша частина молекул аміаку в розчині знаходиться в недисоційованому стані, до того ж сам гідроксид амонію NH₄OH як самостійна речовина не існує.

При реакції аміаку з кислотами утворюються солі амо­нію:

NH₃ + HCl = NH₄OH

Сутність цієї реакції така: при дисоціації кислот утво­рюються іони Н+:

НС1 = Н⁺ + Сl^–

При взаємодії аміаку з кислотами відбувається утво­рення іонів амонію NН4+:

NH₃ + H⁺ = NH4⁺

При розчиненні аміаку у воді, також у невеликому сту­пені відбувається утворення іонів амонію при взаємодії аміаку з іонами Н+, що утворилися при дисоціації води:

H₂O = H⁺ + OH^–

Ступінь дисоціації води значно нижчий ступеня дисо­ціації будь-якої кислоти. Оскільки в розчині концентрація іонів Н⁺ суттєво нижча, ніж у чистій воді, аміак реагує з кислотами набагато енергійніше, ніж із водою.

Аміак взаємодіє з розчинами кислот:

NH₃ + Н₃РО_4(надл.) = NН₄Н₂РО₄

^{дигідрофосфат амонію}

2NH₃ + Н₃РО₄ = (NН₄)₂НРО₄

^{гідрофосфат амонію}

ЗNН_3(надл.) + Н₃РО₄ = (NН₄)₃РО₄

Добування. В лабораторних умовах аміак звичайно добувають слабким нагріванням суміші хлориду амонію з гашеним вапном:

2NH₄Сl + Са(ОН)₂ = СаСl₂ + 2NH₃↑ + 2Н₂О.

Основним способом добування аміаку у промисловості є його синтез з азоту і водню. Реакція екзотермічна і оборотна:

N₂ + 3H₂ ↔ NH₃↑ + H₂O

Вона відбувається тільки за наявності каталізатора — губ­частого заліза з домішками активаторів — оксидів алюмінію, калію, кальцію, силіцію (іноді й магнію). Вихідні продукти до­бувають: азот — з рідкого повітря, водень — конверсійним способом або з води.

Великі кількості аміаку витрачаються для добування нітрат­ної (азотної) кислоти, азотовмісних солей, сечовини, соди за аміачним методом. На легкому зрідженні і подальшому випа­ровуванні з поглинанням теплоти ґрунтується його застосуван­ня в холодильній справі.