Уникальные свойства аммиака и его соединений

РЕФЕРАТ ПО ХИМИИ

«Уникальные свойства аммиака и его соединений»

Выполнил:

Ученик 10 класса ОШ № 6

Тимофеев Дмитрий

Проверил: Боргун И.Ф.

2007 год

По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак - самое важное водородное соединение азота. При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом и едким вкусом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. При охлаждении до -33,35?С аммиак сжижается, превращаясь в бесцветную жидкость, а при -77,7?С затвердевает (при н.у.).

По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H₃N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра. Электроны связей Н-N довольно сильно смещены от водорода к азоту (азот более электроотрицателен, чем водород), поэтому молекула аммиака в целом характеризуется значительной полярностью.

Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что дополнительно увеличивает полярность молекулы аммиака и обеспечивает химическую ненасыщенность и реакционноспособность его молекул.

В аммиаке между молекулами действуют водородные связи, вследствие чего аммиак обладает рядом экстремальных свойств по сравнению с другими водородными соединениями элементов пятой группы главной подгруппы. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. Вещества с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации.

По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0?С 1 объем воды поглощает 1200 объемов газообразного аммиака. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей.

Интересным свойством молекул аммиака является их способность к структурной инверсии, т.е. к "выворачиванию наизнанку" путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Потенциальный барьер этой инверсии равен 25 кДж/моль, осуществлять её могут лишь молекулы, достаточно богатые энергией. Скорость инверсии сравнительно невелика - она в 1000 раз меньше скорости ориентации молекул NH3 электрическим полем. С такой инверсией связано электромагнитное излучение строго определённой частоты в радиодиапазоне СВЧ. На молекулах NH₃ советские физики в 1955 году создали новый вид генератора излучения – так называемый мазер.

Аммиачный мазер позволил создать аппаратуру для очень точного измерения времени. Благодаря таким сверхточным «молекулярным часам» установлено, что продолжительность земных суток ежегодно возрастает в - среднем на 0,00043 секунд.

Химические свойства. Аммиак весьма реакционноспособное соединение. Благодаря неподелённой электронной паре у атома N для NH₃ особенно характерны и легко осуществимы реакции присоединения. Партнёрами аммиака в таких реакциях могут быть молекулы и ионы, способные предоставить для электронной пары азо­та место на своих незаполненных электронных оболочках. Типичный пример — образование иона аммония путём присо­единения иона водорода Н+ к молекуле NH₃

Или в другой записи:

В ионе аммония все связи ковалентны и нераз­личимы (равноценны). Такой механизм обра­зования химической ковалентной связи назы­вают донорно-акцепторным, а связь — координационной. Атом азота, имеющий сво­бодную электронную пару,— донор; ион водо­рода Н+, предоставляющий место этой паре на свободной электронной оболочке,— акцептор. Со многими солями аммиак образует продукты присоединения — аммиакаты (на­пример, CuSO₄*5NH₃, CuSO₄*4NH₃*H₂O). Они подобны гидратам.

По поводу растворения А. в воде существовало мне­ние, что это — химическое взаимодействие по схеме:

NH₃ + Н₂О NH₄OH  NH₄⁺ +ОН^-

Однако термодинамические (то есть энергетические) рас­чёты показали, что на первой стадии процесса образуется вовсе не гидроокись аммония NH₄OH, а гидрат ам­миака NH₃*H₂O:

NH₃ +Н₂О NH₃-H₂O NH₄⁺ + ОН-

Оттого, что ионы NH₄ и ОН^- в растворах А. образуются не из NH₄OH, а из NH_3*H₂O, таких ионов получается мало: в разбавленном водном растворе — при концент­рации 1 моль/л — каждые 1000 молекул NH₃ дают только 42 пары ионов NH₄ и ОН-. Такие растворы проявляют слабую щелочную реакцию.

Раствор с концентрацией около 10% А. иног­да называют нашатырным спиртом. На­сыщенный при комнатной температуре раствор А. в воде содержит его около 25%.

При взаимодействии А. с кислотами образу­ются соли аммония — кислые и средние:

NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)HSO₄
2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

Поскольку азот в молекуле NH₃ имеет окис­лительное число —3, А. является восстанови­телем. При нагревании NH₃ с сильными окис­лителями — хлором, бромом, перекисью водо­рода, а также с окислами некоторых металлов образуется свободный азот:

2NH₃ + 3Cl =N₂+6HCl
2NH₃ + ЗСuО = N₂ + ЗСu + ЗН₂О

В кислороде А. горит:

4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O

На воздухе же А. горит, только если смесь воз­духа с А. содержит 16—25% NH₃.

Когда окисление А. кислородом ведут в при­сутствии катализатора (сплав платины с роди­ем или др.), то образуется окись азота:

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О.

На этой реакции с последующим окислением NO в двуокись азота NO₂ основаны промышлен­ные методы получения азотной кислоты.

Для А. характерны и реакции замещения. Так, щелочные и щелочноземельные металлы при взаимодействии с А. могут давать в зави­симости от условий либо нитриды (Na₃N — когда замещены все атомы Н), либо амиды (NaNH₂— когда замещён один атом Н). При действии избытка хлора на NH₃ или насыщен­ный раствор NH₄Cl образуется хлористый азот NCl₃ — очень непрочный продукт замещения водорода в А.:

NH₃ +3Cl₂=3HCl+NCl₃

NH₄Cl + ЗСl ₂= 4НСl + NCl₃

Взаимодействие А. с двуокисью углерода при температуре 150—190°С и давлении 100— 200 атм. даёт очень ценный химический про­дукт — мочевину:

2NH₃ + СО₂ = (NH₂)₂CO + Н₂О
Десятки млн. т мочевины применяют как удоб­рение в сельском хозяйстве и как полупродукт во многих химических производствах.

Использованный материал:

1. Энциклопедия Школьника: Неорганическая Химия (под общей редакцией члена-корреспондента М.А. Прокофьева). - М.: «Советская Энциклопедия», 1975. 384 стр. с ил.

2. По материалам Интернет.