Аммиак
Аммиак (от греч. hals ammoniakos, букв. - амонова соль; так назывался нашатырь, который получали близ храма бога Амона в Египте. NH 3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)
Поляризуемость молекулы 22, 6*1025 см 3. У атома N имеется неподеленная пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Существование водородных связей и значительная полярность молекул аммиака - причины сильного взаимодействия между ними, вследствие чего физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами однотипных соединений (РН 3, Sb. H 3, As. H 3).
Физические свойства аммиака n Состояние-газ; n Молекулярная масса-17. 0306 а. е. м n Молярная масса- 17. 0306 г/моль n Плотность-0. 0007723 (н. у. ) n Теплота плавления-6 к. Дж/моль n Критическая t-132 °С n t(кипения)-33, 35 °C n t(плавления)-77, 70 °C
Химические свойства аммиака во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь. Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH 2−, называются амидами, NH 2− — имидами, а N 3− — нитридами. На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке: Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот). • С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов) (гидрохлорид метиламмония) аминов) • С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. Сальдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов(восстановительное аминирование). • При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
Получение NH 3 n Промышленный способ + 91, 84 к. Дж Основан на прямом взаимодействии водорода и азота. Это так называемый процесс Габера. . Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Получение температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром. Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер)[6]. В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.
Применение n n используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя; В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R 717) В медицине используется 10 % раствора аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом.
Литература 1. 2. 3. http: //ru. wikipedia. org http: //www. xumuk. ru/encyklopedia/242. html http: //www. chemport. ru
