HTTP Status 400 – Bad Request
Type Exception Report
Message Invalid character found in the request target [/ru/?s=Cu(OH)2+++NH3+=+[Cu(NH3)2](OH)2 ]. The valid characters are defined in RFC 7230 and RFC 3986
Description The server cannot or will not process the request due to something that is perceived to be a client error (e.g., malformed request syntax, invalid request message framing, or deceptive request routing).
Note The full stack trace of the root cause is available in the server logs.
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
Уравнение гидроксида меди и аммиака
Во время химических экспериментов мало кто задумывается, что нас окружает целый океан воздуха. Об атмосферном кислороде мы иногда вспоминаем, когда зажигаем спиртовку или газовую горелку, поджигаем водород или наблюдаем за вспышкой магния. Но для таких реакций, как нейтрализация кислоты щелочью, осаждение сульфата бария, рост «химических водорослей» или образование кроваво-красного роданида железа, присутствие атмосферного кислорода несущественно. То же самое можно сказать и о большинстве других реакций, которые протекают в растворах.
Оказывается, что так бывает далеко не всегда, ведь кислород — довольно сильный окислитель. В большинстве случаев окислительные свойства O2 проявляются при повышенной температуре, но кислород способен вступать в реакции уже при комнатной температуре, причем с вполне заметной скоростью. Например, если на соль железа (II) подействовать раствором щелочи или аммиака, то выпадет белый (или зеленоватый) осадок гидроксида железа (II). При стоянии на воздухе осадок быстро становиться бурым — в результате окисления Fe(OH)2 до Fe(OH)3:
Окисление гидроксида железа (II) до гидроксида железа (III) при стоянии на воздухе Аналогично ведет себя почти белый осадок гидроксида марганца (II). При контакте с воздухом он быстро становится бурым в результате окисления. Если встряхнуть на воздухе голубой раствор сульфата двухвалентного хрома, то он сразу же станет зеленым — Cr(II) окислится до Cr(III). Подобным образом ведет себя и двухвалентный ванадий. Теперь приступим к эксперименту. В коническую колбу на 300 мл налейте на 2/3 объема воды. Растворите в ней примерно 0.5 гр соли меди (II) — сульфата, ацетата или хлорида. Образуется голубой раствор. Небольшими порциями добавляйте к раствору концентрированный аммиак. Сначала будет образовываться голубой осадок гидроксида меди Cu(OH)2, который растворится в избытке аммиака с образованием синего аммиачного комплекса меди (II): | ||||
| 1 — раствор ацетата меди | 2 — при действии аммиака образуется голубой осадок гидроксида меди | 3 — в избытке аммиака гидроксид меди растворяется с образованием аммиачного комплекса меди | ||
| Реакция раствора ацетата меди и аммиака После полного растворения осадка прилейте к раствору еще немного аммиака. Теперь добавьте в колбу кусочки зачищенной медной проволоки или стружки, чтобы она полностью покрыла дно колбы. После этого долейте немного воды так, чтобы свободный объем в колбе был 20-30 мл и герметично закройте ее пробкой. Если под рукой нет колбы, то вполне подойдет и обыкновенная бутылка из бесцветного стекла. Оставим колбу стоять в укромном месте, перемешивая ее содержимое по несколько раз в день (следите, чтобы при этом не открылась пробка). Постепенно синий раствор станет бледнеть и со временем обесцветится. Скорость этого процесса зависит от условий (температуры, количества соли меди, взятой для эксперимента, частоты перемешивания и др.). В нашем случае для полного обесцвечивания раствора понадобилось 2-3 недели. | ||||
| Раствор [Cu(NH3)4](OH)2 в колбе с металлической медью. Слева — сразу же после приготовления, справа — после трех недель стояния Химизм этого процесса довольно прост. При взаимодействии меди с аммиачным комплексом Cu(II) образуется бесцветный аммиачный комплекс одновалентной меди. В результате этого синяя окраска раствора исчезает: Все подготовительные операции закончены. Теперь сам опыт. Поставьте колбу на белый фон, а рядом с ней — пустой стакан (или банку). Зрители наблюдают закрытую колбу с бесцветным раствором. Предложите всем желающим убедиться, что в стакане ничего нет. Теперь откройте колбу и медленно перелейте раствор в стакан. От контакта с воздухом бесцветная жидкость станет слегка синей. Если содержимое стакана перемешать или продуть через него воздух с помощью пипетки, окраска раствора будет усиливаться, пока раствор не станет интенсивно-синим. Впрочем, жидкость станет синей и без посторонней помощи, просто этот процесс будет длиться дольше, поскольку для диффузии кислорода в раствор нужно время. Аммиачный комплекс одновалентной меди легко окисляется кислородом воздуха до синего аммиачного комплекса двухвалентной меди: | |
| Окисление аммиаката меди (I) [Cu(NH3)2](OH) кислородом воздуха во время переливания раствора В заключении перелейте раствор из стакана обратно в колбу и закройте ее пробкой. В отсутствии воздуха медь постепенно восстановит аммиакат Cu(II) до бесцветного аммиаката Cu(I), и опыт можно будет повторить снова. Есть и более быстрый вариант этого эксперимента. В колбу налейте раствор [Cu(NH3)4](OH)2 — примерно на половину объема. К жидкости небольшими порциями добавляйте раствор аскорбиновой кислоты — до полного обесцвечивания. В данном случае роль восстановителя играет не металлическая медь, а аскорбиновая кислота, с той разницей, что в последнем случае реакция происходит быстро. При этом также образуется бесцветный [Cu(NH3)2](OH). Закройте колбу пробкой и хорошенько встряхните — содержимое опять станет синим. При этом аммиакат одновалентной меди окислится воздухом до аммиаката двухвалентной. Но если в колбе еще остался избыток аскорбиновой кислоты, вскоре произойдет обратный переход — содержимое без видимых причин снова обесцветится. Такой эксперимент можно повторять несколько раз. Иногда при стоянии на воздухе верхняя часть раствора становится синей, а основная масса остается бесцветной. | |
Окисление аммиаката меди (I) [Cu(NH3)2]OH кислородом воздуха (продолжение) Четыре года после того, как я провел опыт по окислению аммиачного комплекса меди (I) воздухом, закрытая колба с раствором и медью просто стояла на столе: бесцветная жидкость с медной проволокой и монетой на дне. Перед увольнением решил вскрыть колбу и заснять происходящее. В первые секунды после того, как я открыл пробку, жидкость оставалась бесцветной, потом стала синеть с поверхности, а во время переливания в стакан — и в объеме. Когда я опустил в раствор пипетку и стал вдувать через нее воздух — раствор быстро посинел. Другими словами, опыт протекал аналогично, описанному выше [№ 7 2009], но было и два существенных отличия. Во-первых, цвет раствора был более бледным: синяя окраска была слабее и нарастала медленнее. Во-вторых, оказалось, что в колбе присутствует какой-то красно-коричневый осадок. Обратил также внимание, что запах аммиака довольно слабый. Последний факт все объяснил. Несмотря на то, что колба была закрыта резиновой пробкой, аммиак все равно из нее испарялся. В результате аммиачный комплекс меди [Cu(NH3)2]OH частично перешел неустойчивый CuOH, который легко разлагается на Cu2O и воду. Красно-коричневый осадок — и есть оксид одновалентной меди. Поскольку аммиакат меди (I) бесцветен, уменьшение его концентрации не удалось заметить визуально: до тех пор, пока колба не была вскрыта и бесцветный [Cu(NH3)2]OH не стал окисляться до интенсивно-синего комплекса двухвалентной меди [Cu(NH3)4](OH)2. источники: http://chemege.ru/ammiak/ http://chemistry-chemists.com/Video/Cu-NH3.html |