Химия - Аммиак - Химические свойства
01 марта 2011Оглавление:
1. Аммиак
2. Химические свойства
3. История названия
4. Комплексообразование
5. Физиологическое действие
6. Применение
7. Получение
8. Аммиак в медицине
9. Производители аммиака в России
10. Интересные факты
- Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
- Водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
- NH3 + H2O → NH4 + OH; Ko=1,8×10
- Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
- Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли амиды. Соединения, содержащие ионы NH2, называются амидами, NH имидами, а N нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН и NH2, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
- NaNH2 + H2O → NaOH + NH3
- CaNH + 2H2O → Ca2 + NH3↑
- Zn3N2 + 6H2O → 3Zn2 + 2NH3↑
и в спиртах:
- KNH2 + C2H5OH → C2H5OK + NH3
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
- MNH2 → M + NH2
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 нерастворим, NaNH2 малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 хорошо растворимы.
- При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
- 3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:
- Галогены образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества галогениды азота.
- С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония:
- NH3 + CH3Cl → CH3NH3Cl
- С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов.
- 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:
- CH4 + NH3 + 1,5O2 → HCN + 3H2O
Просмотров: 31762
|