Реакция аммиака с водородом уравнение реакции

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

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков.

Аммиак — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта).

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи

В больших количествах токсичен для человека.

Химические свойства аммиака

Интересными химическими свойствами молекула аммиака обязана атому азота — p-элемент элемент 2-го периода V группы периодической системы имеет на внешнем энергетическом уровне 5 электронов.

На 3 ковалентных связи с водородом расходуются 3 электрона. 2 остаются. Эти 2 неспаренных электрона образуют неподеленную электронную пару.

Именно эта свободная неподеленная пара электронов определяет многие химические свойства аммиака.

• Образование иона аммония:

— у аммиака есть неподеленная электронная пара, а у иона водорода есть абсолютно свободная орбиталь;

• молекула аммиака полярна — отрицательный заряд двух электронов и положительный — от трех водородов, поэтому вещество хорошо растворимо в воде, более того, водный раствор аммиака — широко известный «нашатырный спирт» — жидкость с очень характерным запахом

Формулу такого раствора часто записывают вот в таком виде:

NH₄OH — гидроксид аммония. Т.к. азот притягивает к себе водород из воды, то по химическим свойствам аммиак — слабое основание, т.е. очень слабо диссоциирует на NH₄ + (ион аммония) и OH — — гидроксид-ион.

• соответственно, водород «любит» все, что содержит водород, например, кислоты:

NH₃ + HСl → NH₄Cl — хлорид аммония

• к химическим свойствам аммиака относится и вытеснение металлов из водных растворов солей:

• к химическим свойствам аммиака относятся и реакции окисления:

(аммиак окисляется до азота)

В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым пламенем:

• аммиак не восстанавливается, т.к. атом азота находится в низшей (№ группы-8) степени окисления;

Качественные реакции на аммиак:

• изменение окраски индикатора в водном растворе аммиака (щелочная среда):

лакмус — становится синим,
фенолфталеин — малиновым,
метиловый-оранжевый — желтым;

если к пробирке с раствором NH₃ (NH₃•H₂O или NH₄OH) поднести палочку, смоченную в концентрированной соляной кислоте HCl – будет выделяться видимый белый дым – образуется хлорид аммония (NH₄Cl);

Свойства солей аммония:

• ионная кристаллическая решетка;
• в растворе диссоциируют:

• подвергаются гидролизу с образованием кислой среды:
  гидролиз по катиону:

гидролиз по катиону и аниону:

• свойства солей аммония соответствуют свойствам всех других солей — взаимодействие с основаниями, другими солями и кислотами. Главные условия протекания таких реакций до конца — образование газа, осадка или малодиссоциирующего вещества;
• важное химическое свойство солей аммония — разложение при нагревании:

Последняя реакция — разложение бихромата аммония часто используется в заданиях С3 ЕГЭ по химии (химический эксперимент), так что стоит ее выучить.

Химические свойства аммиака обусловлены строением молекулы, т.е. электронной конфигурацией атома азота. Т.к. в заданиях ГИА и ЕГЭ уделяется много внимания как самому аммиаку, так и его соединениям, то эту тему надо знать хорошо.

Урок №30. Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение

Аммиак – NH 3

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2 ) 2 CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Строение молекулы

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH 4 + .

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N δ- ← H δ+

Физические свойства аммиака

При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды.

Получение аммиака

В лаборатории

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 ↑ + NaCl + H 2 O

(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 ↑ + CaSO 4 + 2H 2 O

Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается:

NH 4 OH ↔ NH 3 ↑ + H 2 O

При получении аммиака держите пробирку — приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха.

В промышленности

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 кДж

катализатор – пористое железо

температура – 450 – 500 ˚С

давление – 25 – 30 МПа

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Химические свойства аммиака

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

N -3 → N 0 → N +2

NH 3 – сильный восстановитель

1. Горение аммиака

4NH 3 + 3O 2 = t = 2N 2 + 6H 2 О

2. Каталитическое окисление аммиака

4NH 3 + 5O 2 = t, кат. Pt – Rh = 4NO + 6H 2 O

3. С оксидами металлов

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4. С сильными окислителями

2NH 3 + 3Cl 2 = t = N 2 + 6HCl

5. Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2NH 3 = t = N 2 + 3H 2

Реакции без изменения степени окисления атома азота

Присоединение происходит по донорно-акцепторному механизму с образованием иона аммония NH 4 + , входящего в состав соединений аммония:

(NH 4 ) n А – соли аммония

NH 4 ОН – гидроксид аммония (правильная запись NH 3 •H 2 O )

1. С водой образуется аммиачная вода (нашатырный спирт), обладающий основными свойствами – фенолфталеин в таком растворе окрашивается в малиновый цвет, а красная лакмусовая бумага – в синий:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 3 •H 2 O ↔ NH 4 + + OH —

NH 3 +HCl = NH 4 Cl

NH 3 +H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 – гидросульфат аммония

2NH 3 +H 2 SO 4 = (NH 4 ) 2 SO 4 – сульфат аммония

Применение аммиака

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH 3 . Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты , которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин . Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон , например, нейлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка . В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.