Аммиак.
Азот образует несколько соединенийс водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак – бесцветный газ с характернымрезким запахом (запах «нашатырного спирта»).
В лаборатории аммиак обычнополучают, нагревая хлорид аммония с гашеной известью Ca(OH)₂. Реакция выражается уравнением
2NH₄CI+Ca(OH)₂=CaCI₂+2H₂O+2NH₃↑
Выделяющийся аммиак содержитпары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести седким натром).
Масса 1л аммиака при нормальныхусловиях равна 0,77г. Поскольку этот газ значительно легче воздуха, то его можнособирать в перевернутое вверх дном сосуды.
При охлаждении до -33,5˚Саммиак под обычным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающуюпри -77,8˚С.
Аммиак очень хорошо растворимв воде: 1 объем воды растворяет при комнатной температуре около 700 объёмов аммиака.Концентрированный раствор содержит 25% NH₃ и имеет плотность 0,91 г⁄см³.Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырныйспирт содержит 10% NH₃. С повышением температуры растворимостьаммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированногораствора, чем иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количествгазообразного аммиака.
При низкой температуре израствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH₃·Н₂О, плавящийся при -79˚С. Известентакже кристаллогидрат состава 2NH₃·H₂O. В этих гидратах молекулы воды и аммиакасоединены между собой водородными связями.
В химическом отношении аммиакдовольно активен; он вступает во взаимодействие со многими веществами. В аммиакеазот имеет самую низкую степень окисления (-3). Поэтому в реакции, связанные с дальнейшимпонижением степени окисления азота, аммиак вступает: он обладает только восстановительнымисвойствами. Если пропускать ток NH по трубке, вставленной в другую широкую трубку,по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит белым, зеленоватымпламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:
4NH₃+3O₂=6H₂O+2N₂
При других условиях аммиакможет окисляться до окисления NO.
В отличии от водородных соединенийнеметаллов VI и VII групп, аммиак не обладает кислотными свойствами. Однако атомыводорода в его молекуле могут замещаться атомами металлов. При полном замещенииводорода металлов образуются соединения, называемые нитридами. Некоторые из них,например нитриды кальция и магния, получаются путем непосредственного соединенияазота с металлами при высокой температуре:
3Mg+N₂=Mg₃N₂
Многие нитриды полностью гидролизуютсяводой с образованием аммиака и гидроксида металла. Например:
Mg₃N₂+6H₂O=3Mg(OH)₂+2NH₃↑
При замещении в молекулахаммиака только одного атома водорода металлами образуется амиды металлов. Так, пропускаяаммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия NaNH₂ в виде бесцветных кристаллов:
2NH₃+2Na=2NaNH₂+H₂
Вода разлагает амид натрия:
2NaNH₂+H₂O=NaOH+NH₃↑
Обладая сильными основнымии водоотнимающими свойствами, амид натрия нашел применение при некоторых органическихсинтезах, например, в производстве такого важного красителя, как индиго, и некоторыхлекарственных препаратов.
Водород в аммиаке может замещатьсятакже галогенами. Так, при действии нитрид хлора, или хлористый азот, NCI₃
NH₄CI+3CI₂=NCI₃+4HC
в виде тяжелой маслянистойвзрывчатой жидкости.
Подобными же свойствами обладаютнитрит иода (иодистый азот), образующий в виде черного, нерастворимого в виде порошкапри действии иода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрываетот малейшего прикосновения; при этом выделяется пары иода фиолетового цвета.
Атом азота в молекуле аммиакасвязан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом электроннуюпару:
H
H:N:
H
Выступая в качестве донораэлектронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно-акцепторномуспособу четвертой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электронно-акцепторнымисвойствами. Этим объясняется чрезвычайно характерная для аммиака способность вступатьв реакцию присоединения.
Взаимодействие аммиака с водойтоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:
NH₃+H₂O↔NH₄+OHֿ
В результате концентрацииионов OHֿ в растворе возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиакаобладает щелочной реакцией. Однако по установившейся традиции водный раствор аммиакаобычно обозначают формулой NH₄OH и называют гидроокись аммония, а щелочнуюреакцию этого раствора рассматривают как результат диссоциации молекул NH₄OH.
При нагревании раствора аммиакулетучивается, в чем не трудно убедится по запаху. Таким образом, присутствие любойаммонийной соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью.
Соли аммония термически неустойчивы.При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо или необратимо.Например, при нагревании хлорид аммония как бы возгоняется – разлагается на аммиаки хлорид водород, которые на холодных частях сосуда вновь соединяются в хлорид аммония:NH₄↔NH₃+HCI
При обратимом распаде солейаммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак. Однакопродукты разложения – аммиак и кислота, — будучи смешаны, вновь соединяются другс другом. Примерами могут служить реакция распада сульфата аммония (NH₄)₂SO₄ или фосфата аммония (NH₄)₃PO₄.
Соли аммония, анион которыхпроявляет окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой ион аммония окисляется,а анион восстанавливается. Примерами могут служить распад NH₄NO₂ или разложение нитрата аммония:
NH₄NO₃=NO₂↑+2H₂O
Аммиак и соли аммония находятширокое применение. Как уже говорила, аммиак даже при невысоком давлении (7-8атм)легко превращается в жидкость. Поскольку при испарения жидкого аммиака поглощаетсябольшое количество теплоты (327кал\г), то жидкий аммиак используются в различныххолодных устройствах.
Водные растворы аммиака применяютсяв химических лабораториях и производствах как слабое основание; их используют также в медицине и в быту. Но большая часть получаемого в промышленности аммиака идетна приготовление азотной кислоты, а также других азотсодержащих веществ. К важнейшимиз них относятся азотные удобрения, прежде всего сульфат и нитрат аммония и карбамид.
Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ служит хорошим удобрением и производитсяв больших количествах.
Нитрат аммония NH₄NO₃ тоже применяется в качестве удобрения;процентное содержание усвояемого азота в этой соли выше, чем в других нитратах илисолях аммония. Кроме того, нитрат аммония образует взрывчатые смеси с горючими веществами(аммоналы) и применяются для взрывных работ.
Хлорид аммония, или нашатырь,NH₄CI применяется в красильном деле, в ситцепечатанье,при паянии, а также в гальванических элементах. Применение хлорида аммония при паянииосновано на том, что он способствует удалению с поверхностей оксидных пленок, благодарячему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении сильно нагретого металла,с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности металла, либо восстанавливаются,либо переходят в хлориды. Последствие, будучи более летучи, чем оксиды, удаляютсяс поверхности металла. Для случая меди и железа основные происходящие при этом процессыможно выразить такими уравнениями:
4CuО+2NH₄CI=3Сu+CuCI₂+N₂+4H₂O
Fe₃О₄+8NH₄Cl=FeCI₂+ 2FCl₃+4H₂O
Первая из этих реакций являетсяокислительно-восстановительной: медь, будучи менее активным металлом, чем железо,восстанавливается аммиаком, который образуется при нагревании NH₄CL. Жидкий аммиак и насыщенные им растворыаммонийных солей применяют в качестве удобрений. Одним из главных преимуществ такихудобрений является повышенное содержание в них азота.
Получение аммиака. Первымпо времени открытия (1904г.) является цианамидный способ получения аммиака, основанныйна способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальцияCaC₂, образуя цианамид кальция CaCN₂ :
CaC₂+ N₂ = CaCN₂+ C +72ккал
Цианамид кальция – порошок,окрашенный в темно-серый цвет примесью угля. При действии на него водяного парапод давлением около 6 атм он легко разлагается с образованием аммиака и карбонатакальция :
CaCN₂+3H₂O = CaCO₃+2NH₃ +18 ккал
Первый завод для полученияцианамида кальция мощностью 4 тыс. т в год был построен в 1906 г. В Италии. В1921г. Мировое производство цианамида кальция достигло 500 тыс. т в год. Но затем строительствоновых заводов почти прекратились, так как преобладающее значение получил другойметод промышленного производства аммиака – синтез аммиака из водорода и азота.
При комнатной температуреазот не соединяется с водородом. Но уже давно было известно, что если пропускатьсмесь этих газов электрические искры, то образуется некоторое количество аммиака.Подобное изучение этой реакции показало, что реакция между азотом и водородом обратима:
N₂+3H₂ ↔2NH₃ +22 ккал
При высокой температуре, создаваемойэлектрическими разрядами, равновесие сильно сдвинуто влево — количество получающегосяаммиака очень мало. Только в начале 20 века удалось, наконец, найти условия, прикоторых выход аммиака становится достаточным для проведения процесса в заводскоммасштабе. Оказалось, что этими условиями является высокое давление и низкая температура.
Но при низких температурахскорость реакции настолько мала, что потребовалось бы слишком много времени дляполучения значительных количеств аммиака. Ускорения процесса удалось добиться путемприменения катализаторов. Из различных исследованных веществ наилучшим оказалосьопределенным образом приготовленное пористое железо, содержащее небольшие количестваоксидов алюминия, калия, кальция и кремния.
Реакцию ведут при температуреоколо 500˚С, компенсируя вызываемый этим сдвиг равновесия вызываемый этим сдвигравновесия влево повышенным давлением. Нетрудно убедиться, что один и тот же выходаммиака может быть получен как при сравнительно низкой, так и при более высокойтемпературе, если соответственно увеличить давление. Но пи повышении температурывозрастает скорость реакции и нужное количество аммиака получается за более короткоевремя.
Все промышленные установкисинтеза аммиака работают с использованием принципа циркуляции: после реакции смесьгазов охлаждается, содержащийся в ней аммиак конденсируется и отделяется, а не прореагировавшиеазот и водород смешиваются со свежей порцией газов, снова подаются на катализатори т.д. Применение циркуляции увеличивает производительность всей системы.
Синтез аммиака можно проводитьпри различных давлениях от 150 до 1000 атм. Наибольшее распространение получилисистемы, работающие при среднем давлении (300 атм); в экономическом отношении онинаиболее целесообразны.
В настоящее время синтез аммиакаявляется основным способом связывания атмосферного азота.
Метанол. CH₃OH – бесцветная жидкость (темп. кип. 64,7˚С).Весьма ядовит: прием небольших доз его внутрь вызывает слепоту, а больших – смерть.Метиловый спирт получают в больших количествах синтезом из окси водорода и углеродапри высоком давлении (200-300 атм) и высокой температуре (400˚С) в присутствиикатализатора (около 90% ΖnO и 10% Cr₂O₃): CO+2H₂↔CH₃OH
Метиловый спирт образуетсяи при сухой перегонке дерева; поэтому его называют также древесным спиртом. Применяетсяон как растворитель, а также для получения других органических веществ, в частностиформальдегида и метилметакрилата, которые используют в производстве фенолформальдегидныхсмол и полиметилметакрилата (органического стекла) соответственно. Еще его используютв качестве моторного топлива, так как добавка его к бензину повышает октановое числотоплива и снижает количество вредных веществ в выхлопных газах.
Доклад на тему:
«Производствоаммиака и метанола».
Выполнила: АкжигитоваАлсу
11«Б» класс
Преподаватель:Канеева Наиля
Рифатовна