Аммиак: получение и свойства
Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
В молекуле аммиака NH3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:
Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :
У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:
Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
Например , гидролиз нитрида кальция:
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Химические свойства аммиака
1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:
Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.
Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.
2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.
Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):
Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.
В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.
NH3 + HCl → NH4Cl
Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.
3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.
Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.
Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.
Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
2NH3 + 2Al → 2AlN + 3H2
7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.
Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.
Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O
Соединения азота
Аммиак (NH3)
Способы получения аммиака
Промышленный синтез — один из важнейших процессов в химическом производстве.
В промышленности аммиак получают прямым синтезом из водорода и азота. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении (до 1000 атм.) и высокой температуре (500-550 о С):
Лабораторный способ
- В лабораторных условиях аммиак получают при воздействии твердых щелочей на твердые соли аммония:
Физические свойства аммиака
При обычной температуре NH3 — бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза.
Очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ’С); жидкий NH3 — хороший полярный растворитель.
Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20ºС в 1 л Н2О растворяется
25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».
Связь между N и H — сильно полярная, поэтому в жидкой фазе между молекулами аммиака возникают водородные связи.
Химические свойства аммиака
NH3— очень химически активен. NH3 как сильный восстановитель аммиак реагирует с различными окислителями.
Газообразный аммиак вступает в реакции с:
- кислородом (без катализатора):
(в присутствии катализаторов Pt):
- оксидами малоактивных металлов
- Растворенный в воде аммиак окисляется сильными окислителями:
Водный раствор NH3 – слабое основание
- При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака, который частично диссоциирует:
Комплексный катион NH4 + — является продуктом присоединения ионов Н + к молекуле NH3 по донорно-акцепторному механизму. За счет ионов ОН — раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.
- Как слабое основание аммиак взаимодействует с кислотами:
- Взаимодействует с растворами солей тяжелых металлов с образованием нерастворимых гидроксидов:
- Молекулы NH3 способны образовывать донорно — акцепторные связи с катионами многих переходных металлов (Аg + , Сu 2+ , Сr 3+ , Со 2+ и др.). При этом образуются комплексные ионы такие как [Аg(NH3)2], [Cu(NH3)4], [Cr(NH3)6], входящие в состав комплексных соединений — аммиакатов.
Образуемые аммиакаты растворимы воде, поэтому в водном растворе аммиака могут растворяться оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей, которые нерастворимы в воде.
Так, в аммиаке легко растворяются Аg2О, Cu2O, Cu(OH)2, AgCl:
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl хлорид диамминсеребра (I)
NH3 выступает в качестве лиганда в комплексных соединениях (аммиакатах)
Аммиачные растворы Ag2O, Cu2O, Си(ОН)2 применяют в качественном анализе при обнаружении альдегидов, многоатомных спиртов.
- В реакциях с активными металлами аммиак (жидкий) может выступать в роли окислителя:
Кроме NaNH2 возможно образование Na2NH, Na3N.
- NH3 является амминирующим агентом в органическом синтезе. Аммиак используют для получения алкиламинов, аминокислот и амидов:
Соли аммония
Способы получения солей аммония
- Пропускание аммиака через растворы кислот:
- Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами:
- Взаимодействие аммиака с хлором (качественная реакция на хлор):
Физические свойства солей аммония
Все соли аммония — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Большинство из них бесцветны, но некоторые окрашены за счет анионов, например:
Химические свойства солей аммония
В солях аммония катионом является NH4 + , анионом – кислотный остаток.
- В водных растворах полностью диссоциируют:
Общие с другими солями свойства
- Для солей аммония характерны свойства обычных растворимых солей. Они реагируют с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в результате реакции образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество (например, вода):
- Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону:
Специфические свойства
- Сильные основания вытесняют NH3 из солей аммония:
Реакция с щелочами используется для обнаружения ионов аммония (качественная реакция). Выделяется газ — аммиак с характерным резким запахом нашатыря. Лакмусовая бумажка приобретает синий цвет.
- При нагревании соли аммония разлагаются:
a) Если соли аммония содержат неокисляющий анион, то при их разложении выделяется NH3:
б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:
Разложение бихромата аммония – бурная реакция, известная под названием «вулкан». Оранжевая соль дихромата аммония при поджигании превращается в зеленый оксид хрома. При этом также выделяется газ — азот.
Видео Опыт «Вулкан»
Оксид азота (I), закись азота, веселящий газ (N2O)
Способы получения оксида азота (I)
- Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:
- Действие HNO3 на активные металлы:
Физические свойства оксида азота (I)
При обычной температуре N2O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и сладковатый вкус;
Обладает наркотическим действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость. Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю сознания.
Химические свойства оксида азота (I)
N2O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.
N2O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами
- При нагревании выше 500ºСразлагается на газообразные азот и кислород:
- При нагревании взаимодействует:
- с концентрированной серной кислотой:
- диоксидом серы:
- сильными окислителями:
Оксид азота (II), монооксид азота (NO)
Способы получения монооксида азота
- В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO3 путем каталитического окисления NH3:
- В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO3 на малоактивные металлы:
- окислением хлорида железа (II) или йодоводорода азотной кислотой:
- В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:
Физические свойства монооксида азота
При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.
!NO — очень токсичен
В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина
Химические свойства монооксида азота
NO — несолеобразующий оксид.
Обладает окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя.
NO — окислитель
NO окисляет такие вещества, как
- водород при 200ºС
- углерод (графит) при 400-500ºС
- сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:
NO — восстановитель
В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:
Оксид азота (III), азотистый ангидрид, триоксид диазота (N2O3)
Способы получения азотистого ангидрида
- N2O3можно получить при низкой температуре (-80ºС) из оксидов азота:
- Из азота и кислорода в жидких состояниях при электрическом разряде:
Физические свойства азотистого ангидрида
N2O3 – термически неустойчивая синяя жидкость, разлагающаяся при комнатной температуре на NO2 и NO, окрашиваясь в бурый цвет.
В твердом состоянии имеет белый или голубоватый цвет.
Химические свойства азотистого ангидрида
Оксид азота (III) – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет свойства и окислителя и восстановителя.
- Вступает в реакцию с газообразной и жидкой водой, образуя азотистую кислоту:
- Взаимодействует с основаниями и основными оксидами:
Оксид азота (IV), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (NO2)
Способы получения диоксида азота
Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:
Лабораторные способы:
- действие концентрированной HNO3 на неактивные металлы:
- разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:
Физические свойства диоксида азота
При комнатной температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO2 и N2O4 (1:4) с резким запахом.
Хорошо растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор приобретает ярко зеленую окраску.
Вызывает коррозию металлов.
! NO2 — ядовитый газ.
Химические свойства диоксида азота
NO2 – кислотный оксид. Смешанный ангидрид 2х кислот
Для него характерна высокая химическая активность.
Это очень сильный окислитель.
- Оксид азота (IV) димеризуется:
- NO2взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота +4 не существует и NO2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:
в присутствии O2 растворение NO2 приводит к образованию только азотной кислоты:
- Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO2 в теплойводе образуются HNO3 и NO:
А при нагревании выделяется кислород:
- Взаимодействие NO2со щелочами:
в отсутствие O2:
в присутствии O2:
NO2 – очень сильный окислитель
Окислительная способность NO2 даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:
- Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:
- NO2 используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:
Оксид азота (V), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (N2O5)
Способы получения азотного ангидрида
N2O5 можно получить:
- при окислении диоксида азота:
- придействии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P2O5):
Физические свойства азотного ангидрида
В твердом виде – белый, в жидком и газообразном виде – бесцветные.
Химические свойства азотного ангидрида
N2O5– кислотный оксид.
- При растворении его в воде образуется азотная кислота:
- Вступает в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:
N2O5– сильный окислитель
- Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO2:
- N2O5 энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:
Азотистая кислота (HNO2)
Способы получения азотистой кислоты
- Растворение азотистого ангидрида N2О3 в воде:
- Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):
Физические свойства и строение азотистой кислоты
графическая формула: Н-О-N=O.
В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):
Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный
Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами
Химические свойства азотистой кислоты
HNО2слабая кислота и существует лишь в разбавленных растворах;
- Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:
Кислотные свойства у HNО2 выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.
- Взаимодействует с сильными основаниями:
- Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО2 проявляет окислительно-восстановительную активность.
- Окислительные свойства HNO2 проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:
При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:
Использование HNО2 в органическом синтезе
- В реакциях HNО2 с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):
- Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C6H5-N=N-C6H5):
- В реакциях HNО2 с алифатическими первичными аминами также образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:
Соли азотистой кислоты (нитриты)
Способы получения нитритов:
- Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО2 с раствором щелочи:
- Реакции обмена NaNО2 и солей металлов:
- Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:
Физические свойства нитритов:
В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.
Наибольшее практическое применение получили нитриты щелочных металлов — NaNО2 и KNО2.
!Нитриты ядовиты.
Химические свойства нитритов:
Т.к. степень окисления азота в нитритах равна +3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО2 обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
- При взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:
- В реакциях с восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:
- При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:
- Смесь солей азотной и азотистой кислот (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:
- Нитрит аммония при нагревании разлагается:
Азотная кислота (HNO3)
Способы получения азотной кислоты:
- Промышленный синтез в 3 стадии по схеме:
1 стадия. Каталитическое окисление аммиака:
2 стадия. Окисление NO до NO2 кислородом воздуха:
3 стадия. Поглощение NO2 водой в избытке кислорода:
- Лабораторный способ — длительное нагревание твердых нитратов металлов (селитры) с концентрированной H2SO4:
Физические свойства и строение азотной кислоты
Молекулярная формула: HNO3, B(N) = IV, С.О. (N) = +5 Структурная формула:
Атом азота образует 3 обменные связи с атомами кислорода и 1 донорно-акцепторную связь. Делокализованные электроны равномерно распределены (пунктирные линии
При комнатной температуре безводная HNO3 — бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).
Концентрированная («дымящая») HNO3 имеет красноватый или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO2, придающим окраску кислоте.
С водой смешивается неограниченно.
Химические свойства азотной кислоты
HNO3 — Сильная кислота
- Молекулы HNO3разлагаются на свету и при нагревании за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:
Выделяющийся красно-бурый ядовитый газ NO2 усиливает окислительные свойства HNO3
- HNO3 — очень реакционно способна. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель. В водном растворе практически полностью диссоциирует:
Общие свойства кислот
- с оксидами металлов:
- с основаниями и амфотерными гидроксидами:
- с солями слабых кислот:
Отличительные свойства азотной кислоты
- Окисление металлов
При взаимодействии HNO3 с металлами окисляющее действие оказывают анионы NO3 — , а не ионы H + , поэтому в этих реакциях практически никогда не выделяется Н2.
HNO3 растворяет не только активные металлы (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода), но и такие малоактивные металлы, как Сu, Аg, Нg.
Смесь 1 части HNO3 и 3 частей HCl (царская водка) растворяет даже Au, Pt:
- Пассивация металлов. При обычной температуре сильноконцентрированная HNO3 пассивирует некоторые металлы из-за образования на их поверхности труднорастворимой оксидной пленки, например, Fe, Al, Cr
- Окисление неметаллов:
HNO3 окисляет Р, S, С, I до их высших степеней окисления, сама кислота при этом восстанавливается до NO (если HNO3 разбавленная) или до NO2 (если HNO3 концентрированная).
- Окисление сложных веществ
Концентрированная азотная кислота может окислять сложные вещества (в которых присутствуют элементы в отрицательной или промежуточной степени окисления), такие как сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. Особенное значение имеют реакции окисления сульфидов некоторых металлов, не растворимые в других кислотах.
При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например:
При нагревании:
- «Ксантопротеиновая реакция» — реакция взаимодействия азотной кислоты с белками, в результате которой происходит окрашивание белков в желто — оранжевый цвет. Эта реакция является качественной на белки.
- HNO3 – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.
- Реакции нитрования:
- Реакции этерификации спиртов:
Соли азотной кислоты (нитраты)
Физические свойства нитратов
Нитраты металлов представляют собой твердые кристаллические вещества без цвета.
Большинство из них хорошо растворимы в воде.
Химические свойства нитратов
Имеют химические свойства, общие с типичными солями.
Отличительные особенности:
- окислительно-восстановительное разложение при нагревании:
- Водные растворы нитратов не обладают окислительно-восстановительными свойствами, однако сильная окислительная способность присуще расплавленным нитратам щелочных металлов и аммония:
смесь KNO3 (75%), C (15%) и S (10%) называется «черным порохом»
Азотные удобрения
Соединения азота широко используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве.
Азотные удобрения способствуют росту урожая и улучшению качество растений, например, в зерновых культурах увеличивается содержание белка и клейковины.
В таблице ниже представлены основные виды азотных удобрений.
Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Метки азотистая кислота, азотная кислота, нитраты, нитриты, оксид азота, порох
3.7. Характерные химические свойства азотсодержащих органических соединений: аминов и аминокислот.
Амины
Амины – производные аммиака, в молекуле которого один, два или все три атома водорода замещены на углеводородные радикалы.
По количеству замещенных атомов водорода амины делят на:
первичные | вторичные | третичные |
R-NH2 |
По характеру углеводородных заместителей амины делят на
Общие особенности строения аминов
Также как и в молекуле аммиака, в молекуле любого амина атом азота имеет неподеленную электронную пару, направленную в одну из вершин искаженного тетраэдра:
По этой причине у аминов как и у аммиака существенно выражены основные свойства.
Так, амины аналогично аммиаку обратимо реагируют с водой, образуя слабые основания:
Связь катиона водорода с атомом азота в молекуле амина реализуется с помощью донорно-акцепторного механизма за счет неподеленной электронной пары атома азота. Предельные амины являются более сильными основаниями по сравнению с аммиаком, т.к. в таких аминах углеводородные заместители обладают положительным индуктивным (+I) эффектом. В связи с этим на атоме азота увеличивается электронная плотность, что облегчает его взаимодействие с катионом Н + .
Ароматические амины, в случае если аминогруппа непосредственно соединена с ароматическим ядром, проявляют более слабые основные свойства по сравнению с аммиаком. Связано это с тем, что неподеленная электронная пара атома азота смещается в сторону ароматической π-системы бензольного кольца в следствие чего, электронная плотность на атоме азота снижается. В свою очередь это приводит к снижению основных свойств, в частности способности взаимодействовать с водой. Так, например, анилин реагирует только с сильными кислотами, а с водой практически не реагирует.
Химические свойства предельных аминов
Как уже было сказано, амины обратимо реагируют с водой:
Водные растворы аминов имеют щелочную реакцию среды, вследствие диссоциации образующихся оснований:
Предельные амины реагируют с водой лучше, чем аммиак, ввиду более сильных основных свойств.
Основные свойства предельных аминов увеличиваются в ряду.
Вторичные предельные амины являются более сильными основаниями, чем первичные предельные, которые являются в свою очередь более сильными основаниями, чем аммиак. Что касается основных свойств третичных аминов, то то если речь идет о реакциях в водных растворах, то основные свойства третичных аминов выражены намного хуже, чем у вторичных аминов, и даже чуть хуже чем у первичных. Связано это со стерическими затруднениями, существенно влияющими на скорость протонирования амина. Другими словами три заместителя «загораживают» атом азота и мешают его взаимодействию с катионами H + .
Взаимодействие с кислотами
Как свободные предельные амины, так и их водные растворы вступают во взаимодействие с кислотами. При этом образуются соли:
Так как основные свойства предельных аминов сильнее выражены, чем у аммиака, такие амины реагируют даже со слабыми кислотами, например угольной:
Соли аминов представляют собой твердые вещества, хорошо растворимые в воде и плохо в неполярных органических растворителях. Взаимодействие солей аминов с щелочами приводит к высвобождению свободных аминов, аналогично тому как происходит вытеснение аммиака при действии щелочей на соли аммония:
2. Первичные предельные амины реагируют с азотистой кислотой с образованием соответствующих спиртов, азота N2 и воды. Например:
Характерным признаком данной реакции является образование газообразного азота, в связи с чем она является качественной на первичные амины и используется для их различения от вторичных и третичных. Следует отметить, что чаще всего данную реакцию проводят, смешивая амин не с раствором самой азотистой кислоты, а с раствором соли азотистой кислоты (нитрита) и последующим добавлением к этой смеси сильной минеральной кислоты. При взаимодействии нитритов с сильными минеральными кислотами образуется азотистая кислота, которая уже затем реагирует с амином:
Вторичные амины дают в аналогичных условиях маслянистые жидкости, так называемые N-нитрозаминами, но данная реакция в реальных заданиях ЕГЭ по химии не встречается. Третичные амины с азотистой кислотой взаимодействуют также как и с другими кислотами — с образованием соответствующих солей, в данном случае, нитритов.
Полное сгорание любых аминов приводит к образованию углекислого газа, воды и азота:
Взаимодействие с галогеналканами
Примечательно, что абсолютно такая же соль получается при действии хлороводорода на более замещенный амин. В нашем случае, при взаимодействии хлороводорода с диметиламином:
1) Алкилирование аммиака галогеналканами:
В случае недостатка аммиака вместо амина получается его соль:
2) Восстановление металлами (до водорода в ряду активности) в кислой среде:
с последующей обработкой раствора щелочью для высвобождения свободного амина:
3) Реакция аммиака со спиртами при пропускании их смеси через нагретый оксид алюминия. В зависимости от пропорций спирт/амин образуются первичные, вторичные или третичные амины:
Химические свойства анилина
Анилин – тривиальное название аминобензола, имеющего формулу:
Как можно видеть из иллюстрации, в молекуле анилина аминогруппа непосредственно соединена с ароматическим кольцом. У таких аминов, как уже было сказано, основные свойства выражены намного слабее, чем у аммиака. Так, в частности, анилин практически не реагирует с водой и слабыми кислотами типа угольной.
Взаимодействие анилина с кислотами
Анилин реагирует с сильными и средней силы неорганическими кислотами. При этом образуются соли фениламмония:
Взаимодействие анилина с галогенами
Как уже было сказано в самом начале данной главы, аминогруппа в ароматических аминах , втянута в ароматическое кольцо, что в свою очередь снижает электронную плотность на атоме азота, и как следствие увеличивает ее в ароматическом ядре. Увеличение электронной плотности в ароматическом ядре приводит к тому, что реакции электрофильного замещения, в частности, реакции с галогенами протекают значительно легче, особенно в орто- и пара- положениях относительно аминогруппы. Так, анилин с легкостью вступает во взаимодействие с бромной водой, образуя белый осадок 2,4,6-триброманилина:
Данная реакция является качественной на анилин и часто позволяет определить его среди прочих органических соединений.
Взаимодействие анилина с азотистой кислотой
Анилин реагирует с азотистой кислотой, но в виду специфичности и сложности данной реакции в реальном ЕГЭ по химии она не встречается.
Реакции алкилирования анилина
С помощью последовательного алкилирования анилина по атому азота галогенпроизводными углеводородов можно получать вторичные и третичные амины:
Получение анилина
1. Восстановление маталлами нитробензола в присутствии сильных кислот-неокислителей:
2. Далее полученную соль обрабатывают щелочью для высвобождения анилина:
В качестве металлов могут быть использованы любые металлы, находящиеся до водорода в ряду активности.
Реакция хлорбензола с аммиаком:
Химические свойства аминокислот
Аминокислотами называют соединения в молекулах которых присутствуют два типа функциональных групп – амино (-NH2) и карбокси- (-COOH) группы.
Другими словами, аминокислоты можно рассматривать как производные карбоновых кислот, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на аминогруппы.
Таким образом, общую формулу аминокислот можно записать как (NH2)xR(COOH)y, где x и y чаще всего равны единице или двум.
Поскольку в молекулах аминокислот есть и аминогруппа и карбоксильная группа, они проявляют химические свойства схожие как аминов, так и карбоновых кислот.
Кислотные свойства аминокислот
Образование солей с щелочами и карбонатами щелочных металлов
Этерификация аминокислот
Аминокислоты могут вступать в реакцию этерификации со спиртами:
Основные свойства аминокислот
1. Образование солей при взаимодействии с кислотами
2. Взаимодействие с азотистой кислотой
Примечание: взаимодействие с азотистой кислотой протекает так же, как и с первичными аминами
4. Взаимодействие аминокислот друг с другом
Аминокислоты могут реагировать друг с другом образуя пептиды – соединения, содержащие в своих молекулах пептидную связь –C(O)-NH-
При этом, следует отметить, что в случае проведения реакции между двумя разными аминокислотами, без соблюдения некоторых специфических условий синтеза, одновременно протекает образование разных дипептидов. Так, например, вместо реакции глицина с аланином выше, приводящей к глицилананину, может произойти реакция приводящая к аланилглицину:
Кроме того, молекула глицина не обязательно реагирует с молекулой аланина. Протекают также и реакции пептизации между молекулами глицина:
Помимо этого, поскольку молекулы образующихся пептидов как и исходные молекулы аминокислот содержат аминогруппы и карбоксильные группы, сами пептиды могут реагировать с аминокислотами и другими пептидами, благодаря образованию новых пептидных связей.
Отдельные аминокислоты используются для производства синтетических полипептидов или так называемых полиамидных волокон. Так, в частности с помощью поликонденсации 6-аминогексановой (ε-аминокапроновой) кислоты в промышленности синтезируют капрон:
Получаемая в результате этой реакции капроновая смола используется для производства текстильных волокон и пластмасс.
Образование внутренних солей аминокислот в водном растворе
В водных растворах аминокислоты существуют преимущественно в виде внутренних солей — биполярных ионов (цвиттер-ионов):
Получение аминокислот
1) Реакция хлорпроизводных карбоновых кислот с аммиаком:
2) Расщепление (гидролиз) белков под действием растворов сильных минеральных кислот и щелочей.
http://zadachi-po-khimii.ru/neorganicheskaya-ximiya/soedineniya-azota.html
http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/aminy-i-aminokisloty