Аміак – небезпечний, але важливий газ! Одержання аміаку у промисловості. Отримання аміаку у лабораторії

Аміак (NH3) клас небезпеки - 4

Безбарвний газ із задушливим різким запахом нашатирю, при виході в атмосферу димить, при температурі -33,40С зріджується, при температурі -77,80С твердне. Легше за повітря. З повітрям утворює вибухонебезпечні суміші в межах 15-28 об'ємних відсотків аміаку. Горючий, горить за наявності постійного джерела вогню, самозаймається при температурі 6500С. Добре розчиняється у воді, спирті, ефірі. Один об'єм води поглинає до 700 об'ємів аміаку за температури 200С.

Аміак використовують при фарбуванні тканин, срібленні дзеркал, виготовленні азотовмісних солей, добрив, соди, азотної кислоти, світлокопіювальних матеріалів, як робоча речовина холодильних установок. Аміак перевозять і зберігають у зрідженому стані під тиском власної пари 6-18 кгс/см2, може зберігатися в ізотермічних резервуарах при тиску, близькому атмосферному. Максимальний обсяг зберігання 30 000 тонн.

Гранично допустима концентрація (ГДК) аміаку становить:

У повітрі населённих пунктів: середньодобова 0,4 мг/м3, максимальна разова 0,2 мг/м3. У повітрі робочої зони виробничих приміщень 20 мг/м3. У воді водойм 2 мг/м3. Поріг сприйняття запаху 0,5 мг/м3. При концентраціях 40-80 мг/м3 спостерігається різке подразнення очей, верхніх дихальних шляхів, головний біль, при 1200 мг/м3 – кашель, можливий набряк легень. Смертельними вважаються концентрації 1500 - 2700 мг/м3, що діють протягом 0,5-1 години. Максимально допустима концентрація аміаку для фільтруючих промислових та цивільних протигазів становить 15000 мг/м3.

У разі ліквідації аварій , пов'язаних з витоком (викидом) аміаку необхідно ізолювати небезпечну зону, видалити з неї людей. Безпосередньо на місці аварії та поблизу джерела зараження роботи проводять в ізолюючих протигазах ІП-4М, ІП-5 (на хімічно пов'язаному кисні) або дихальних апаратах АСВ-2, ДАСВ (на стиснутому повітрі), КИП-8, КИП- 9 (на стиснутому кисні) та засобах захисту шкіри (Л-1, КІХ-4, КІХ-5 та ін.). На відстані понад 250 метрів від вогнища засобу захисту шкіри можна не використовувати, а для захисту органів дихання використовують промислові протигази з коробками марок КД, Г, М, ВК, а також цивільні протигази ГП-5, ГП-7, ПДФ-2Д , ПДФ-2Ш у комплекті з додатковим патроном ДПГ-3. При концентраціях менше 20 мг/м3 можна використовувати респіратор РПГ-67 із патронами КД або ВК.

Засоби захисту		Час захисної дії (година) при концентраціях (мг/м3)

Найменування	Марка		5000
	Коробки
Промислові протигази:
великого габариту	КД, М, ВК
малого габариту	КД, Г, ВК
Цивільні протигази:
ДП-5, ДП-7, ПДФ-2Д (2Ш)	з ДПГ-3

Наявність аміаку визначають:

У повітрі промислової зони аспіраторами АМ-5, АМ-0055, АМ-0059, НП-3М з індикаторними трубками на аміак, газоаналізаторами ХОББІТ-Т-NH3, газосигналізаторами ІГС-98-NH3, ЕССА-NH3, ХОБІТ-Н

На відкритому просторі – приладами СІП «КОРСАР-Х».

У закритому приміщенні – СІП «ВЕГА-М»

Нейтралізують аміак наступними розчинами:

10%-ним розчином соляної або сірчаної кислоти, для чого 1 частина концентрованої кислоти змішують з 9 частинами води (наприклад, 10 літрів кислоти + 90 літрів води);

2%-ним розчином сірчанокислого амонію, для чого 2 частини сірчанокислого амонію розводять у 98 частинах води (наприклад, 2 кг сірчанокислого амонію + 98 літрів води).

При витоку газоподібного аміаку для погашення парів розпорошують воду. Норма витрати води не нормується.

П рі розливі рідкого аміаку місце розливу огороджують земляним валом, заливають розчином соляної чи сірчаної кислоти, або водою. Для знешкодження 1 тонни рідкого аміаку необхідно 10-15 тонн розчину соляної (сірчаної) кислоти або 18-20 тонн води. Для нейтралізації 1 тонни рідкого аміаку необхідно 20-30 тонн розчину соляної (сірчаної) кислоти. Нейтралізацію рідкого аміаку водою бажано не проводити, тому що у повітрі можуть утворюватися високі концентрації аміаку, що небезпечно, оскільки 15-28 об'ємних відсотків аміаку з повітрям утворює вибухонебезпечні суміші.

Для розпилення води або розчинів застосовують поливомийні та пожежні машини, авторозливні станції (АЦ, ПМ-130, АРС-14, АРС-15), а також гідранти та спецсистеми, що є на хімічно небезпечних об'єктах.

Дії керівника: ізолювати небезпечну зону, видалити з неї людей, триматися з навітряного боку, в зону аварії входити тільки в повному захисному одязі.

Надання першої медичної допомоги:

У зараженій зоні: рясне промивання очей водою, надягання протигазу, рясне промивання уражених ділянок шкіри водою, терміновий вихід (виведення) постраждалих із зони зараження.

Після евакуації із зараженої зони: забезпечити спокій, тепло, при фізичних болях у власних очах закапати по 2 краплі 1% розчину новокаїну чи 2% розчину борної кислоти; на уражені ділянки шкіри накласти примочки 3-5% розчину борної, оцтової чи лимонної кислот; внутрішньо прийняти тепле молоко з питною содою; дати знеболювальні засоби (1 мл. 1% розчину морфіну або промедолу, підшкірно ввести 1 мл. 0,1% розчину атропіну сульфату, при зупинці дихання - штучна вентиляція легень); негайна евакуація до лікувального закладу.

Нітрид водню з формулою NH3 називається аміаком. Це легкий (легший за повітря) газ із різким запахом. Будова молекули визначає фізичні та хімічні властивості аміаку.

Будова

Молекула аміаку складається з одного атома азоту та трьох атомів водню. Зв'язки між атомами водню та азоту ковалентні. Молекула аміаку має форму тригональної піраміди.

На 2р-орбіталі азоту знаходиться три вільні електрони. З ними вступають у гібридизацію три атоми водню, утворюючи тип гібридизації sp 3 .

Мал. 1. Будова молекули аміаку.

Якщо один атом водню замінити вуглеводневим радикалом (C n H m), вийде нова органічна речовина – амін. Заміщатися може лише один атом водню, а й усі три. Залежно кількості заміщених атомів розрізняють три виду амінів:

первинні(метиламін - CH 3 NH 2);
вторинні(диметиламін - СН 3 -NH-СН 3);
третинні(триметиламін - СН 3 -N-(СН 3) 2).

До молекули аміаку можуть приєднатися З 2 Н 4 З 6 Н 4 (С 2 Н 4) 2 та інші речовини, що містять кілька атомів вуглецю і водню.

Мал. 2. Утворення амінів.

У аміаку та амінів залишається вільної пари електронів азоту, тому властивості двох речовин схожі.

Фізичні

Основні фізичні властивості аміаку:

безбарвний газ;
різкий запах;
хороша розчинність у воді (на один об'єм води 700 об'ємів аміаку при 20 ° С, при 0 ° С - 1200);
легше за повітря.

Аміак зріджується при температурі -33°З стає твердим при -78°С. Концентрований розчин містить 25% аміаку і має густину 0,91 г/см 3 . Рідкий аміак розчиняє неорганічні та органічні речовини, але не проводить електричний струм.

У природі аміак виділяється при гнитті та розкладанні органічних речовин, що містять азот (білки, сечовина).

Хімічні

Ступінь окислення азоту у складі аміаку – -3, водню – +1. При утворенні аміаку водень окислює азот, забираючи в нього три електрони. За рахунок пари електронів азоту, що залишилася, і легкого відділення атомів водню аміак є активною сполукою, що вступає в реакції з простими і складними речовинами.

Основні хімічні властивості описані у таблиці.

Взаємодія	Продукти реакції	Рівняння
З киснем	Світиться з утворенням азоту або взаємодіє з киснем у присутності каталізатора (платини), утворюючи оксид азоту	4NH 3 +3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
З галогенами	Азот, кислота	2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr
	Гідроксид амонію або нашатирний спирт	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
З кислотами	Солі амонію	NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4
	Заміщає метал, утворюючи нову сіль	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu
З оксидами металів	Відновлює метал, утворюється азот	2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.3. Усього отримано оцінок: 262.

Летким характеристичною водневою сполукою азоту є аміак. За значимістю в неорганічної хімічної промисловості та неорганічної хімії аміак – найважливіше водневе з'єднання азоту. За своєю хімічною природою він є нітридом водню H 3 N. У хімічній будові аміакаsp 3 -гібридні орбіталі атома азоту утворюють три σ-зв'язки з трьома атомами водню, які займають три вершини трохи спотвореного тетраедра.

Четверта вершина тетраедра зайнята неподіленою електронною парою азоту, що забезпечує хімічну ненасиченість та реакційну здатність молекул аміаку, а також велику величину електричного моменту диполя.

За звичайних умов аміак - безбарвний газ із різким запахом. Він токсичний: дратує слизові оболонки, а гостре отруєння викликає ураження очей та запалення легень. Внаслідок полярності молекул і досить високої діелектричної проникності рідкий аміак є добрим розчинником. У рідкому аміаку добре розчиняються лужні та лужноземельні метали, сірка, фосфор, йод, багато солі та кислоти. По розчинності у воді аміак перевершує будь-який інший газ. Цей розчин називається аміачною водою, або нашатирним спиртом. Прекрасна розчинність аміаку у питній воді зумовлена виникненням міжмолекулярних водневих зв'язків.

Аміак має основні властивості:

Взаємодія аміаку з водою:

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -

Взаємодія з галогеноводородами:

NH 3 +HCl ⇄NH 4 Cl

Взаємодія з кислотами (у результаті утворюються середні та кислі солі):

NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 фосфат амонію

NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 гідрофосфат амонію

NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4)H 2 PO 4 дигідрофосфат амонію

Аміак взаємодіє із солями деяких металів з утворенням комплексних сполук – аміакатів:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 сульфат тетрааммін міді (II)

AgCl+ 2NH 3 → Cl хлорид діамін срібла (I)

Всі вищенаведені реакції є реакціями приєднання.

Окисно-відновні властивості:

У молекулі аміаку NH 3 азот має ступінь окислення -3, тому в окислювально-відновних реакціях він може лише віддавати електрони і є лише відновником.

Аміак відновлює деякі метали з їх оксидів:

2NH 3 + 3CuO → N 2 +3Cu +3H 2 O

Аміак у присутності каталізатора окислюється до монооксиду азоту NO:

4NH 3 + 5O 2 → 4NO+ 6H 2 O

Аміак окислюється киснем без каталізатора до азоту:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

21. Водневі сполуки галогенів. 22. Галогеноводородні кислоти.

Галогеноводні - безбарвні гази, з різким запахом, легко розчиняються у воді. Фтороводород змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Висока розчинність цих сполук у воді дозволяє одержувати концентровані розчини.

При розчиненні у воді галогеноводи дисоціюють за типом кислот. HF відноситься до слабо дисоційованих сполук, що пояснюється особливою міцністю зв'язку. Інші ж розчини галогеноводородів ставляться до сильних кислот. HF - фтороводородна (плавикова) кислота НСl - хлороводнева (соляна) кислота HBr - бромоводнева кислота HI - йодоводородна кислота

Сила кислот у ряді HF - НСl - HBr - HI зростає, що пояснюється зменшенням у тому напрямку енергії зв'язку і збільшенням між'ядерної відстані. HI – найсильніша кислота з ряду галогеноводородних кислот.

Поляризуемість зростає внаслідок того, що вода поляризує більше той зв'язок, чия довжина більша. Солі галогеноводородних кислот мають відповідно такі назви: фториди, хлориди, броміди, йодиди.

Хімічні властивості галогеноводородних кислот

У сухому вигляді галогеноводи не діють на більшість металів.

1. Водні розчини галогеноводородів мають властивості безкисневих кислот. Енергійно взаємодіють з багатьма металами, їх оксидами та гідроксидами; на метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги металів після водню, не діють. Взаємодіють із деякими солями та газами.

Фтороводородна кислота руйнує скло та силікати:

SiO2+4HF=SiF4+2Н2O

Тому вона не може зберігатися у скляному посуді.

2. В окислювально-відновних реакціях галогеноводородние кислоти поводяться як відновники, причому відновна активність у ряді Сl-, Br-, I-підвищується.

Отримання

Фтороводород одержують дією концентрованої сірчаної кислоти на плавиковий шпат:

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

Хлороводень отримують безпосереднім взаємодією водню з хлором:

Це синтетичний спосіб одержання.

Сульфатний спосіб заснований на реакції концентрованої сірчаної кислоти NaCl.

При невеликому нагріванні реакція протікає з утворенням НСl та NaHSO4.

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

При вищій температурі протікає друга стадія реакції:

NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl

Але аналогічним способом не можна отримати HBr та HI, т.к. їх з'єднання з металами при взаємодії з концентрованою сірчаною кислотою окислюються, т.к. I-і Br- є сильними відновниками.

2NaBr-1+2H2S+6O4(к)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2Н2O

Бромоводород та йодоводород отримують гідролізом PBr3 та PI3: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3

безбарвний газ з різким запахом, температура плавлення 80° С, температура кипіння | 36° С, добре розчиняється у воді, спирті та ряді інших органічних розчинників. Синтезують з азоту та водню. У природі утворюється при розкладанні азотовмісних органічних сполук. Різкий запах аміаку відомий людині з доісторичних часів, оскільки цей газ утворюється у значних кількостях при гнитті, розкладанні та сухій перегонці азоту, що містять органічних сполук, наприклад сечовини або білків. Ймовірно, що у ранніх стадіях еволюції Землі у її атмосфері було чимало аміаку. Однак і зараз мізерні кількості цього газу завжди можна виявити в повітрі та дощовій воді, оскільки він безперервно утворюється при розкладанні тварин і рослинних білків. На деяких планетах Сонячної системи ситуація інша: астрономи вважають, що значна частина мас Юпітера та Сатурна посідає твердий аміак.

Вперше аміак був отриманий у чистому вигляді у 1774 р. англійським хіміком

Джозефом Прістлі. Він нагрівав нашатир (хлорид амонію) з гашеним вапном (гідроксід кальцію). Реакцію 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 досі використовують у лабораторіях, якщо потрібно отримати невелику кількість цього газу; інший зручний спосіб отримання аміаку | гідроліз нітриду магнію: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 . Аміак Прістлі, що виділявся, збирав над ртуттю. Він назвав його «лужним повітрям», оскільки водний розчин аміаку мав усі ознаки лугу. У 1784 французький хімік Клод Луї Бертолле за допомогою електричного розряду розклав аміак на елементи і встановив таким чином склад цього газу, який у 1787 отримав офіційну назву «амоніак» від латинської назви нашатиря sal ammoniac; цю сіль отримували біля храму бога Амона у Єгипті. Ця назва зберігається і нині у більшості західноєвропейських мов (нім. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); скорочену назву «аміак» яким ми користуємося, узвичаїв у 1801 р. російський хімік Яків Дмитрович Захаров, який вперше розробив систему російської хімічної номенклатури.

Втім, ця історія, безсумнівно, має й передісторію. Так, за сто років до Прістлі його співвітчизник

Роберт Бойльспостерігав, як димиться паличка, змочена соляною кислотою і підставлена під струмінь пахучого газу, що утворюється при спалюванні гною. У реакції NH 3 + HCl ® NH 4 Cl «дим» створюють дрібні частинки хлориду амонію, що дало привід для розробки цікавого досвіду, що «заперечує» приказку «немає диму без вогню». Але й Бойль навряд чи був першим дослідником ще відкритого аміаку. Адже отримували його і раніше, а водний розчин аміаку ¦ нашатирний спирт мало не з давніх часів використовували як особливу луг при обробці та фарбуванні вовни.

На початку 19 в. аміачну воду отримували з вугілля вже у значних кількостях як побічний продукт при виробництві освітлювального газу. Але звідки у вугіллі взятися аміаку? Його там і немає, але вугілля містить помітні кількості складних органічних сполук, до складу яких входять, крім інших елементів, азот і водень. Ці елементи утворюють аміак при сильному нагріванні (піролізі) вугілля. У 19 ст. на газових заводах при нагріванні без доступу повітря з однієї тонни гарного кам'яного вугілля отримували до 700 кг коксу та понад 200 кг (300 м

3 ) газоподібних продуктів піролізу. Гарячі гази охолоджували, а потім пропускали через воду, при цьому отримували приблизно 50 кг кам'яновугільної смоли та 40 кг аміачної води.

Однак аміаку, що одержується таким способом, явно не вистачало, тому були розроблені хімічні методи його синтезу, наприклад з ціанаміду кальцію: CaCN

2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 або з ціаніду натрію: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Ці методи тривалий час вважалися перспективними, оскільки вихідні речовини одержували з доступної сировини.

У 1901 році французький хімік Анрі Ле Шательє взяв патент на спосіб отримання аміаку з азоту і водню в присутності каталізатора. Однак до промислового використання цього процесу було ще далеко: лише в 1913 році запрацювала перша промислова установка синтезу аміаку (

см. ГАБЕР, ФРІЦ). В даний час аміак синтезують з елементів на залізному каталізаторі з добавками при температурі 420 500° З тиску близько 300 атм (на деяких заводах тиск може досягати 1000 атм).

Аміак безбарвний газ, який легко зріджується при охолодженні до 33,3

° З або за кімнатної температури при підвищенні тиску приблизно до 10 атм. Замерзає аміак при охолодженні до 77,7° С. Молекула NH 3 має форму тригранної піраміди з атомом азоту у вершині. Однак, на відміну від піраміди, склеєної, наприклад, з паперу, молекула NH 3 з легкістю «вивертається навиворіт», на зразок парасольки, і при кімнатній температурі вона робить таке перетворення з величезною частотою майже 24 млрд. раз на секунду! Такий процес називається інверсією; його існування доводиться тим, що при заміщенні двох атомів водню, наприклад, на метильну та етильну групи виходить лише один ізомер метилетиламіну. Якби не було інверсії, існували б два просторові ізомери цієї речовини, які відрізнялися б один від одного як предмет та його дзеркальне зображення. Зі збільшенням розміру заступників інверсія уповільнюється, а у разі «жорстких» об'ємистих заступників вона стає неможливою, і тоді можуть існувати оптичні ізомери; роль четвертого заступника грає неподілена пара електронів у атома азоту. Вперше таке похідне аміаку синтезував у 1944 році швейцарський хімік Володимир Прелог.. Між молекулами аміаку є водневі зв'язки. Хоча вони не такі міцні, як між молекулами води, ці зв'язки сприяють сильному тяжінню між молекулами. Тому фізичні властивості аміаку багато в чому аномальні проти властивостями інших гідридів елементів тієї ж підгрупи (PH 3 , SbH 3 , AsH 3 ). Так, у найближчого аналога аміаку фосфіну РН 3 температура кипіння дорівнює | 87,4 ° С, а температура плавлення | 133,8 ° З, незважаючи на те, що молекула PH 3 удвічі важчі за молекулу NH 3 . У твердому аміаку кожен атом азоту пов'язаний із шістьма атомами водню трьома ковалентними та трьома водневими зв'язками. При плавленні аміаку рвуться лише 26% всіх водневих зв'язків, ще 7% розриваються при нагріванні рідини до температури кипіння. І лише вище цієї температури зникають майже всі, що залишилися між молекулами зв'язку.

Серед інших газів аміак виділяється своєю величезною розчинністю у воді: за нормальних умов 1 мл води здатний поглинути більше літра газоподібного аміаку (точніше, 1170 мл) з утворенням 42,8% розчину. Якщо розрахувати співвідношення NH

3 та H 2 O насиченому за нормальних умов розчині, то вийде, що одна молекула аміаку посідає одну молекулу води. При сильному охолодженні такого розчину (приблизно до 80° C) утворюються кристали гідрату аміаку NH 3 · H 2 O Відомий також гідрат складу 2NH 3 · H 2 O. Водні розчини аміаку мають унікальну серед усіх лугів властивість: їх щільність знижується зі збільшенням концентрації розчину (від 0,99 г/см 3 для 1%-ного розчину до 0,73 г/см 3 для 70%-ного). У той же час аміак досить легко «вигнати» назад з водного розчину: при кімнатній температурі тиск пари над 25%-ним розчином становить дві третини атмосферного, над 4%-ним розчином 26 мм рт.ст. (3500 Па) і навіть над дуже розбавленим 0,4%-ним розчином воно все одно 3 мм рт.ст. (400 Па). Не дивно, що навіть слабкі водні розчини аміаку мають виразний запах «нашатирного спирту», а при зберіганні в нещільно закупореному посуді вони досить швидко «видихаються». Нетривалим кип'ятінням можна повністю видалити аміак із води.

На високій розчинності аміаку у воді заснований гарний демонстраційний досвід. Якщо в перевернуту колбу з аміаком через вузьку трубочку, що з'єднує колбу з посудиною з водою, впустити кілька крапель води, газ швидко розчиниться в ній, тиск знизиться, і під дією атмосферного тиску вода з посудини з розчиненим у ній індикатором (фенолфталеїном) з силою впаде у колбу. Там вона відразу пофарбується в малиновий колір через утворення лужного розчину.

Аміак хімічно досить активний і вступає у взаємодію з багатьма речовинами. У чистому кисні він згоряє блідо-жовтим полум'ям, перетворюючись, переважно, на азот і воду. Суміші аміаку з повітрям при вмісті від 15 до 28% вибухонебезпечні. У присутності каталізаторів реакція з киснем призводить до оксидів азоту. При розчиненні аміаку у воді утворюється лужний розчин, який іноді називають гідроксидом амонію. Однак ця назва не цілком точна, оскільки в розчині спочатку утворюється гідрат NH

3 · H 2 O, який потім частково розпадається на іони NH 4+ і OH. Умовно NH 4 OH вважають слабкою основою, при розрахунку його ступеня дисоціації передбачається, що весь аміак у розчині знаходиться у вигляді NH 4 OH, а не у вигляді гідрату.

Аміак завдяки неподіленій парі електронів утворює величезну кількість комплексних сполук з іонами металів так званих амінокомплексів або аміакатів. На відміну від органічних амінів, у цих комплексах з атомом азоту завжди пов'язані три атоми водню.

Як і у випадку води, комплексоутворення з аміаком часто супроводжується зміною забарвлення речовини. Так, білий порошок сульфату міді при розчиненні у воді дає блакитний розчин мідного купоросу в результаті утворення аквакомплексу 2+ . А при додаванні аміаку цей розчин забарвлюється в інтенсивний синьо-фіолетовий колір, що належить амінокомплексу 2+ . Аналогічно безводний хлорид нікелю(II) має золотисто-жовтий колір, кристалогідрат Cl 2 зелений, а аміакат Cl 2 Світло-блакитний. Багато амінокомплекс досить стійкі і можуть бути отримані в твердому стані. Твердий комплекс аміаку з хлоридом срібла був використанийМайклом Фарадеємдля зрідження аміаку. Фарадей нагрівав комплексну сіль в одному коліні запаяної скляної трубки, а в іншому коліні, поміщеному в охолоджувальну суміш, збирався під тиском рідкий аміак. Незвичайними властивостями має аміачний комплекс тіоціанату (роданіду) амонію. Якщо суху сіль NH 4 NCS, охолоджену до 0° C, помістити в атмосферу аміаку, то сіль «розтане» і перетвориться на рідину, що містить 45% аміаку за масою. Цю рідину можна зберігати в склянці з притертою пробкою і використовувати як своєрідний «склад» аміаку.

Сильні водневі зв'язки призводять до порівняно високої (порівняно з іншими газами) теплоти випаровування аміаку 23,3 кДж/моль. Це у 4 рази більше теплоти випаровування рідкого азоту та у 280 разів більше, ніж у рідкого гелію. Тому рідкий гелій взагалі неможливо налити у звичайну склянку, він негайно випарується. З рідким азотом такий досвід провести можна, але значна його частина випарується, охолоджуючи судину, а рідина, що залишилася, теж википить досить швидко. Тому зазвичай зріджені гази в лабораторіях зберігають у спеціальних судинах Дьюара з подвійними стінками, між якими вакуум. Рідкий аміак, на відміну від інших зріджених газів, можна тримати у звичайному хімічному посуді, склянках, колбах, він при цьому випаровується не надто швидко. Якщо ж налити його в посуд Дьюара, то в ньому він зберігатиметься дуже довго. І ще одна зручна властивість рідкого аміаку: при кімнатній температурі тиск пари над ним порівняно невеликий, тому при тривалих експериментах з ним можна працювати в запаяних скляних ампулах, які такий тиск легко витримують (спроба зробити такий експеримент з рідким азотом або киснем неминуче призвела б до вибуху). Велика теплота випаровування рідкого аміаку дозволяє використовувати цю речовину як холодоагент у різних холодильних установках; випаровуючись, рідкий аміак дуже сильно охолоджується. У домашніх холодильниках раніше теж був аміак (тепер переважно фреони). Зберігають рідкий аміак у герметичних балонах.

Зовні рідкий аміак схожий на воду. Подібність цим не обмежується. Як і вода, рідкий аміак - прекрасний розчинник як для іонних, так і для неполярних неорганічних і органічних сполук. У ньому легко розчиняються багато солі, які, як і водних розчинах, дисоціюють на іони. Однак хімічні реакції у рідкому аміаку часто протікають зовсім не так, як у воді. Насамперед це пов'язано з тим, що розчинність одних і тих же речовин у воді та рідкому аміаку може відрізнятися дуже сильно, що видно з наступної таблиці, в якій наведено розчинність (у грамах на 100 г розчинника) деяких солей у воді та рідкому аміаку при 20

°С:

Речовина	AgI	Ba(NO 3) 2	KI	NaCl	KCl	BaCl 2	ZnCl 2
Розчинність у воді	0	9	144	36	34	36	367
Розчинність в аміаку	207	97	182	3	0,04	0	0

Тому в рідкому аміаку легко протікають такі обмінні реакції, які немислимі для водних розчинів, наприклад, Ba(NO 3 ) 2 + 2AgCl ® BaCl 2 + 2AgNO 3 . Молекула NH 3 сильний акцептор іонів водню, тому якщо в рідкому аміаку розчинити слабку (у разі водних розчинів) оцтову кислоту, то вона буде дисоціювати повністю, тобто стане дуже сильною кислотою: CH 3 COOH + NH 3 ® NH 4 + + CH 3 COO . У середовищі рідкого аміаку значно посилюються (порівняно з водними розчинами) та кислотні властивості солей амонію. Іон амонію в рідкому аміаку має багато властивостей, характерних для іону водню у водних розчинах. Тому в рідкому аміаку нітрат амонію легко реагує, наприклад, з магнієм з виділенням водню або пероксидом натрію: 2NH 4 NO 3 + Mg ® Mg(NO 3 ) 2 + 2NH 3 + H 2 ; Na 2 O 2 + 2NH 4 NO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O 2 + 2NH 3 . За допомогою реакцій у рідкому аміаку вперше були виділені пероксиди магнію, кадмію та цинку: Zn(NO 3 ) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2 , отриманий у чистому вигляді кристалічний нітрит амонію: NaNO 2 + NH 4 Cl ® NH 4 NO 2 + NaCl, проведено багато інших незвичайних перетворень, наприклад, 2K + 2CO® K 2 C 2 O 2 . Останнє з'єднання містить потрійний ацетиленовий зв'язок і має будову K+ OС є CO K + . Велика спорідненість рідкого аміаку до іонів Н + дозволяє провести ефектний досвід із «пластифікації» дерева. Дерево в основному складається з целюлози: довгі полімерні ланцюги молекул целюлози з'єднуються між собою за допомогою водневих зв'язків між гідроксильними групами OH (іноді їх називають водневими містками). Один водневий зв'язок досить слабкий, але оскільки молекулярна маса целюлози досягає 2 мільйонів, а мономерних ланок (глюкозних залишків) у молекулі понад 10 тисяч, довгі молекули целюлози зчеплені один з одним дуже міцно. Рідкий аміак легко руйнує водневі містки, зв'язуючи атоми водню в іони NH 4 + , і в результаті молекули целюлози набувають здатності ковзати відносно один одного. Якщо дерев'яну паличку опустити на деякий час у рідкий аміак, то її можна гнути як завгодно, ніби вона зроблена не з дерева, а з алюмінію. На повітрі аміак за кілька хвилин випарується, і водневі зв'язки знову відновляться, але вже в іншому місці, а дерев'яна паличка знову стане жорсткою і при цьому збереже форму, яку їй надали.

З розчинів різних речовин у рідкому аміаку, без сумніву, найцікавіші – це розчини лужних металів. Такі розчини викликають найжвавіший інтерес вчених вже понад сто років. Вперше розчини натрію і калію в рідкому аміаку були отримані в 1864 році. Через кілька років було виявлено, що якщо дати аміаку спокійно випаруватися, то в осаді залишиться чистий метал, як це буває з розчином солі у воді. Така аналогія, однак, не

Дуже точна: лужні метали, хоч і повільно, з аміаком все ж таки реагують з виділенням водню та утворенням амідів: 2K + 2NH 3 ® 2KNH 2 + H 2 . Аміди ¦ стабільні кристалічні речовини, що енергійно взаємодіють з водою з виділенням аміаку: KNH 2+H2O®NH3+KOH. При розчиненні металу в рідкому аміаку об'єм розчину завжди більший за сумарний об'єм компонентів. В результаті такого набухання розчину його щільність безперервно падає зі збільшенням концентрації (чого немає у водних розчинів солей та інших твердих сполук). Концентрований розчин літію в рідкому аміаку Найлегша при звичайних умовах рідина, її щільність при 20° C| лише 0,48 г/см 3 (легше цього розчину тільки зріджені за низьких температур водень, гелій і метан).

Властивості розчинів лужних металів у рідкому аміаку сильно залежить від концентрації. У розведених розчинах знаходяться катіони металу, а замість аніонів електрони, які, однак, не можуть вільно пересуватися, оскільки пов'язані з молекулами аміаку. Саме такі пов'язані (сольватовані) електрони надають розбавленим розчинам лужних металів у рідкому аміаку красивого синього кольору. Електричний струм такі розчини проводять погано. Але з підвищенням концентрації розчиненого металу, коли електрони набувають здатності переміщатися в розчині, електропровідність збільшується виключно сильно, іноді в трильйони разів, наближаючись до електропровідності чистих металів! Розведені та концентровані розчини лужних металів у рідкому аміаку сильно різняться і за іншими фізичними властивостями. Так, розчини з концентрацією більше 3 моль/л називають іноді рідкими металами: вони мають виразний металевий блиск із золотаво-бронзовим відливом. Іноді навіть важко повірити, що це розчини однієї і тієї ж речовини в тому самому розчиннику. І тут літію належить своєрідний рекорд: його концентрований розчин у рідкому аміаку - найлегше плавкий «метал», який замерзає лише при 183

° C, тобто за температури зрідження кисню.

Чи багато металу може розчинити рідкий аміак? Це переважно залежить від температури. При температурі кипіння насичений розчин містить приблизно 15% (мольних) лужного металу. З підвищенням температури розчинність швидко збільшується і стає нескінченно великою за температури плавлення металу. Це означає, що розплавлений лужний метал (цезій, наприклад, вже при 28,3

° C) змішується з рідким аміаком у будь-яких співвідношеннях. Аміак з концентрованих розчинів випаровується повільно, оскільки тиск його насичених парів прагне нулю зі збільшенням концентрації металу.

Ще один дуже цікавий факт: розведені та концентровані розчини лужних металів у рідкому аміаку не змішуються один з одним. Для водяних розчинів це рідкісне явище. Якщо ж, припустимо, в 100 г рідкого аміаку внести 4 г натрію при температурі 43

° C, то розчин, що утворюється сам собою розшарується на дві рідкі фази. Одна з них, більш концентрована, але менш щільна, виявиться зверху, а розведений розчин з більшою щільністю внизу. Помітити межу між розчинами легко: верхня рідина має металевий бронзовий блиск, а нижня має чорнильно-синій колір.

За обсягами виробництва аміак займає одне з перших місць; щорічно у всьому світі одержують близько 100 мільйонів тонн цього з'єднання. Аміак випускається в рідкому вигляді або у вигляді водного розчину аміачної води, яка зазвичай містить 25% NH

3 . Величезні кількості аміаку далі використовуються для отримання азотної кислоти, яка йде на виробництво добрив та безлічі інших продуктів. Аміачну воду застосовують також безпосередньо у вигляді добрива, а іноді поля поливають із цистерн безпосередньо рідким аміаком. З аміаку одержують різні солі амонію, сечовину, уротропін. Його застосовують також як дешевий холодоагент в промислових холодильних установках.

Аміак використовується також для отримання синтетичних волокон, наприклад, найлон і капрон. У легкій промисловості він використовується при очищенні та фарбуванні бавовни, вовни та шовку. У нафтохімічній промисловості аміак використовують для нейтралізації кислотних відходів, а у виробництві природного каучуку аміак допомагає зберегти латекс у процесі перевезення від плантації до заводу. Аміак використовується також при виробництві соди за методом

Сольве. У сталеливарній промисловості аміак використовують для азотування ¦ насичення поверхневих шарів стали азотом, що значно збільшує її твердість.

Медики використовують водні розчини аміаку (нашатирний спирт) у повсякденній практиці: ватка, змочена в нашатирному спирті, виводить людину з непритомності. Для людини аміак у такій дозі небезпечний. Проте цей газ є токсичним. На щастя, людина здатна відчути запах аміаку в повітрі вже

у мізерній концентрації 0,0005 мг/л, коли ще немає великої небезпеки для здоров'я. При підвищенні концентрації у 100 разів (до 0,05 мг/л) проявляється подразнюючу дію аміаку на слизову оболонку очей та верхніх дихальних шляхів, можлива навіть рефлекторна зупинка дихання. Концентрацію 0,25 мг/л важко витримує протягом години навіть дуже здорова людина. Ще більш високі концентрації викликають хімічні опіки очей та дихальних шляхів та стають небезпечними для життя. Зовнішні ознаки отруєння аміаком можуть бути незвичайними. У постраждалих, наприклад, різко знижується слуховий поріг: навіть не надто гучні звуки стають нестерпними і можуть спричинити судоми. Отруєння аміаком викликає також сильне збудження, аж до буйного марення, а наслідки можуть бути дуже важкими до зниження інтелекту і зміни особистості. Очевидно, аміак здатний вражати життєво важливі центри, так що при роботі з ним треба ретельно дотримуватися запобіжних заходів.Ілля Леєнсон ЛІТЕРАТУРАМаліна І.К. Розвиток досліджень у галузі синтезу аміаку . М., Хімія, 1973
Леєнсон І.А. 100 питань та відповідей з хімії . М., АСТ | Астрель, 2002

Аміак- одна з найважливіших сполук азоту.
Азот, що входить до складу білків та нуклеїнових кислот, є одним із компонентів, що становлять основу життя. Тому дуже важливо було навчитися синтезувати хімічні сполуки із азотом. Спочатку використовували електрику, але цей спосіб виявився дуже дорогим. Простішим способом стала хімічна реакція сполуки азоту, що знаходиться в повітрі, з воднем у хімічну сполуку. аміак!

Отримання аміаку

Отримання аміакуу промисловості пов'язане з прямим його синтезом із простих речовин. Як зазначалося, джерелом азоту служить повітря, а водень отримують із води.

3H 2 + N 2 → 2NH 3 + Q

Реакція синтезу аміакуоборотна, тому важливо підібрати умови, за яких вихід аміаку в хімічній реакції буде найбільшим. Для цього реакцію проводять при високому тиску (від 15 до 100 МПа). У ході реакції обсяги газів (водню і азоту) зменшуються в 2 рази, тому високий тиск дозволяє збільшити кількість аміаку, що утворюється. Каталізатором у такій реакції може бути губчасте залізо. При цьому цікаво те, що губчасте залізо діє як каталізатор тільки за температури вище 500 0 C. Але збільшення температури сприяє розпаду молекули аміаку на водень і азот. Для уникнення розпаду молекул, як тільки суміш газів проходить через губчасте залізо, аміак, що утворився, відразу охолоджують! Крім того, при сильному охолодженні аміак перетворюється на рідину.

Отримання аміакув лабораторних умовах виробляють із суміші твердого хлориду амонію (NH 4 Cl) і гашеного вапна. При нагріванні інтенсивно виділяється аміак.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Властивості аміаку

Аміакза звичайних умов - газ із різким і неприємним запахом. Аміак отруйний! При 20 0 C у воді розчиняється 700 л аміаку. Отриманий розчин називають аміачною водою. Через таку розчинність аміак не можна збирати і зберігати над водою.

Аміак- Активний відновник. Така властивість у нього за рахунок атомів азоту, що мають ступінь окиснення "-3". Відновлювальні властивості азоту спостерігаються при горінні аміаку на повітрі. Оскільки азоту найбільш стійка ступінь окислення - 0, то результаті цієї реакції виділяється вільний азот.

Якщо реакції горіння використовувати каталізатори (платину Pt і оксид хрому Cr 2 O 3), то отримують оксид азоту.

4NH 3 + 5 O 2 → 4NO + 6H 2 O

Аміакможе відновлювати метали з оксидів. Так реакцію з оксидом міді використовують із отримання азоту.

2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Реакція гідроксиду міді з аміаком

Аміакволодіє властивостями основ і лугів. При розчиненні його у воді утворюється іон амоніюта гідроксид-іон. При цьому сполуки NH 4 OH – не існує! Тому формулу аміачної водикраще записати, як формулу аміаку!

Основні властивості аміакувиявляються також і в реакціях із кислотами.

NH 3 + HCl → NH 4 Cl (нашатир)

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 (аміачна селітра)

Аміакреагує з органічними речовинами. Наприклад, штучні амінокислоти одержують за допомогою реакції аміаку та A-хлорзаміщеними карбоновими кислотами. хлороводень (газ HCl), що виділяється в результаті реакції, пов'язують з надлишком аміаку, в результаті якого утворюється нашатир (або хлорид амонію NH 4 Cl).

Багато комплексних сполук містять як ліганд аміак. Аміачний розчин оксиду срібла, який використовується для виявлення альдегідів, є комплексною сполукою - гідроксиддіаміном срібла.

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O →2OH

Солі амонію

Солі амонію- Тверді кристалічні речовини, що не мають забарвлення. Майже всі вони розчиняються у воді, і їм характерні ті самі властивості, які мають відомі нам солі металів. Вони взаємодіють з лугами, у своїй виділяється аміак.

NH 4 Cl + KOH → KCl + NH 3 + H 2 O

При цьому, якщо додатково скористатися індикаторним папером, то цю реакцію можна використовувати як якісну реакцію на солі амонію. Солі амонію взаємодіють з іншими солями та кислотами. Наприклад,

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2NH 4 Cl

(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 → 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O

Солі амоніюнестійкі до нагрівання. Деякі з них, наприклад, хлорид амонію (або нашатир), - виганяються (випарюються при нагріванні), інші, наприклад нітрит амонію, - розкладаються

NH 4 Cl → NH 3 + HCl

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Остання хімічна реакція – розкладання нітриту амонію – використовується у хімічних лабораторіях для отримання чистого азоту.

Аміак- це слабка основа, тому солі, утворені аміаком у водному розчині піддаються гідролізу. У розчинах цих солей є велика кількість іонів гідроксонію, тому реакція солей амонію – кисла!

NH 4 + + H 2 O → NH 3 + H 3 O +

Застосування аміакута його солей засноване на специфічних властивостях. Аміакслужить сировиною для азотовмісних речовин, а також у складі солей широко застосовується як мінеральні добрива. Водний розчин аміаку можна купити в аптеках під назвою нашатирний спирт.