Аммиак

Материал из Циклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Аммиак
Аммиак: химическая формула
Аммиак
Общие
Химическая формула NH3
Физические свойства
Состояние газ
Молярная масса 17.0306 г/моль
Плотность 0.0007723 (н.у.)
Термические свойства
Т. плав. -77.73 °C
Т. кип. -33.34 °C
Кр. точка 132.25 °C
Энтальпия образования -45.94 кДж/моль
Химические свойства
pKa 9.21
Растворимость в воде 89.9 (при 0 °C)
Классификация
Рег. номер CAS [7664-41-7]
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.
№ 221. Неорганическая химия. Тема 27. Азот и его соединения. Часть 3. Аммиак - химические свойства // Ekaterina Campbell
§29, 9 кл. Аммиак // Вурдихан Вурдиханов

Аммиак — бесцветный ядовитый газ легче воздуха с резким запахом, имеющий химическую формулу NH3.

Содержание

[править] Физические свойства

Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом и едким вкусом. Он почти в два раза легче воздуха. При −33,35 °С и обычном давлении аммиак сжижается в бесцветную жидкость, а при −77,75 °C замерзает, превращаясь в бесцветную кристаллическую массу. Его хранят и транспортируют в жидком состоянии в стальных баллонах под давлением 6-7 атм.

В воде аммиак растворяется очень хорошо: при 0 °С и обычном давлении в 1 объеме воды растворяется около 1200 объемов NH3, а при 20 °С — 700 объемов. Концентрированный раствор содержит 25 % NH3 и имеет плотность 0,91 г/см3. Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой или нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит до 10 % NH3, аммиачная вода — от 10 % и более. При нагревании раствора аммиак легко испаряется.

[править] Химические свойства

Электронная и структурная формулы аммиака

Молекулы аммиака образуются с помощью ковалентных связей. Однако связи N — Н в молекуле аммиака полярные, так как электронная пара смещена к атому азота. Поэтому атом азота имеет отрицательный заряд, а атом водорода — положительный. В химическом отношении аммиак является восстановителем, а сам обычно окисляется до свободного азота. Так, в атмосфере кислорода аммиак горит:

  • 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Аммиак также легко восстанавливает монооксид меди до металлической меди при высокой температуре:

  • 3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

[править] Гидроксид аммония

При растворении аммиака в воде часть его молекул взаимодействует с водородными ионами воды с образованием сложного катиона аммония NH4+. Вместе с тем соответствующие гидроксильные группы OH воды освобождается. Этот процесс равновесный. Его можно изобразить следующим уравнением:

  • [math]NH_3 + H_2O \; \overrightarrow{\leftarrow} NH_4 ^ + + OH ^ — \; \overrightarrow{\leftarrow} NH_4OH[/math]

Отсюда следует, что в растворе аммиака в равновесии одновременно существуют молекулы аммиака, воды и гидроксида аммония.

Гидроксид аммония — очень неустойчивое вещество и может существовать только в растворе. При нагревании раствора равновесие смещается влево, и раствор разлагается на исходные вещества. Это разложение частично происходит и при обычной температуре, поэтому растворы аммиака всегда имеют специфический запах. При длительном кипячении раствора можно полностью удалить аммиак. Этим иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количеств аммиака.

Раствор гидроксида аммония окрашивает лакмус в синий цвет. С кислотами раствор гидроксида аммония образует соли, например:

  • NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O
  • NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
  • 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O

[править] Производство

В лабораторных условиях аммиак добывают обычно нагреванием смеси хлорида аммония NH4Cl с гашеной известью Ca(OH)2. Процесс образования аммиака при этом происходит в две стадии: сначала возникает гидроксид аммония, а затем он разлагается с выделением аммиака:

  • 2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH4OH + CaCl2
  • NH4OH = NH3↑ + H2O

Иногда аммиак добывают нагреванием до кипения концентрированного раствора аммиака (гидроксида аммония).

В технике главным способом добывания аммиака является прямой синтез его из азота и водорода по реакции:

  • [math]N_2 + 3H_2 \;\overrightarrow{\leftarrow} 2NH_3[/math]

Эта реакция происходит только при очень высоких давлениях (несколько сот атмосфер), высокой температуре и наличии катализатора.

На современных заводах синтез проводят в большинстве случаев при давлениях 250—350 атм, а иногда даже при 700—1000 атм. Чем больше давление, тем больше равновесие реакции смещается в сторону образования NH3, то есть в сторону увеличения выхода аммиака. Но процесс при очень высоких давлениях очень дорогой и экономически невыгоден. Температуру поддерживают около 400—450 °С. Ниже 400 °С реакция происходит очень медленно, а выше 450—500 °С аммиак заметно разлагается на азот и водород. Катализатором служит губчатое железо с примесями оксидов калия, алюминия и других веществ.

Значительные количества аммиака получают как побочный продукт при коксовании каменного угля, в котором содержится от 1 до 2,5 % азота. При коксовании угля большая часть этого азота выделяется в виде аммиака. Его удаляют из коксового газа пропусканием газа через воду. Аммиачную воду нейтрализуют серной кислотой и получают сульфат аммония.

К концу XIX века этот способ был единственным промышленным способом добывания аммиака. Лишь в 1920-х годах, когда распространился синтетический способ, он потерял свое значение.

[править] Применение

Аммиак — один из важнейших продуктов современной химической промышленности. Главной отраслью его применения является производство азотной кислоты и азотных удобрений. Кроме того, аммиак используют для производства многих других химических продуктов. Сжиженный аммиак и водный раствор аммиака применяют непосредственно как азотное удобрение.

[править] Опасность

Аммиак является токсичным газом, и поэтому надо соблюдать меры безопасности. ПДК — 20 мг/м3. При выбросе аммиака нужно эвакуироваться, двигаясь перпендикулярно ветру, а если это невозможно — спуститься вниз, так как аммиак легче воздуха и он поднимается вверх, в отличие от хлора.[1]

[править] Источники

[править] Литература

  • Украинская советская энциклопедия. В 12-ти томах / Под ред. М. Бажан. — 2-е изд. — К.: Главная редакция УРЕ, 1974—1985.
  • Ф. А. Деркач «Химия» — Л. 1968.
Персональные инструменты
Пространства имён

Варианты
Действия
Навигация
Инструменты