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 азо¬та место на своих незаполненных электронных оболочках. Типичный пример — образование иона аммония путём присо¬единения иона водорода Н+ к молекуле NH3 Или в другой записи: В ионе аммония все связи ковалентны и нераз¬личимы (равноценны). Такой механизм обра¬зования химической ковалентной связи назы¬вают донорно-акцепторным, а связь — координационной. Атом азота, имеющий сво¬бодную электронную пару,— донор; ион водо¬рода

Н+, предоставляющий место этой паре на свободной электронной оболочке,— акцептор. Со многими солями аммиак образует продукты присоединения — аммиакаты (на¬пример, CuSO4*5NH3, CuSO4*4NH3*H2O). Они подобны гидратам. По поводу растворения А. в воде существовало мне¬ние, что это — химическое взаимодействие по схеме: NH3 + Н2О ÛNH4OH Û NH4+ +ОН- Однако термодинамические (то есть энергетические) рас¬чёты

показали, что на первой стадии процесса образуется вовсе не гидроокись аммония NH4OH, а гидрат ам¬миака NH3*H2O: NH3 +Н2О ÛNH3-H2O ÛNH4+ + ОН- Оттого, что ионы NH4 и ОН- в растворах А. образуются не из NH4OH, а из NH3*H2O, таких ионов получается мало: в разбавленном водном растворе — при концент¬рации 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. иног¬да называют нашатырным спиртом. На¬сыщенный при комнатной температуре раствор А. в воде содержит его около 25%. При взаимодействии А. с кислотами образу¬ются соли аммония — кислые и средние: NH3 + H2SO4 = (NH4)HSO4 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 Поскольку азот в молекуле

NH3 имеет окис¬лительное число —3, А. является восстанови¬телем. При нагревании NH3 с сильными окис¬лителями — хлором, бромом, перекисью водо¬рода, 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 воз¬духа с

А. содержит 16—25% NH3. Когда окисление А. кислородом ведут в при¬сутствии катализатора (сплав платины с роди¬ем или др.), то образуется окись азота: 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О. На этой реакции с последующим окислением NO в двуокись азота NO2 основаны промышлен¬ные методы получения азотной кислоты. Для А. характерны и реакции замещения. Так, щелочные и щелочноземельные металлы при взаимодействии

с А. могут давать в зави¬симости 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 насыщен¬ный 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 про¬дукт — мочевину: 2NH3 + СО2 = (NH2)2CO + Н2О Десятки млн. т мочевины применяют как удоб¬рение 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.