Хімія. Профільний рівень. 11 клас. Григорович

§ 39. Амоніак

Пригадайте:

  • утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом (за § 7);
  • гідроліз солей (за § 15).

Фізичні властивості

Амоніак NH3:

• за звичайних умов безбарвний газ із характерним різким запахом;

• tкип. = -33 °С, tпл. = -78 °С;

• густина 0,76 г/л (за н.у);

• дуже добре розчинний у воді: 1200 л в 1 л води за 0 °С та 700 л за 20 °С;

• легко скраплюється, у рідкому стані — безбарвна рухома рідина.

У побуті та промисловості частіше використовують назву «аміак». Розчин амоніаку у воді називають нашатирним спиртом.

Для речовини з такою невеликою молярною масою амоніак має досить велику температуру кипіння (порівняйте: у метану СН4 tкип. =-162 °С). Це пояснюється можливістю утворення водневих зв’язків між молекулами амоніаку. Молекули амоніаку також утворюють водневі зв’язки з молекулами води, що пояснює велику розчинність амоніаку у воді (мал. 39.1). Амоніак є рекордсменом серед газів за розчинністю у воді.

Мал. 39.1. Утворення водневих зв'язків молекулами амоніаку й води

Амоніак токсичний, сильно подразнює шкіру та слизові оболонки очей і носоглотки. У разі вдихання спричиняє задуху й набряк легенів, уражає нервову систему. Запах амоніаку відчувається за його вмісту 37 мг/м3, а гранично допустима концентрація амоніаку в промислових приміщеннях — 20 мг/м3, отже, відчуття амоніаку свідчить про завищення дозволених норм.

Хімічні властивості амоніаку

Кислотно-основні властивості амоніаку зумовлені можливістю його молекул утворювати четвертий зв’язок за донорно-акцепторним механізмом. Наприклад, із йонами Гідрогену амоніак утворює йон амонію:

NH3 + H+ → NH4+

Електролітична дисоціація. Розчин амоніаку у воді виявляє основні властивості. Він змінює забарвлення індикаторів, що свідчить про наявність у ньому гідроксид-іонів ОН-. У розчині молекули амоніаку утворюють із молекулами води гідрат ΝΗ3·• Η2Ο, який піддається електролітичній дисоціації:

ΝΗ3 + Н2О ⇄ ΝΗ4+ + ОН-

У цьому процесі на йони амонію перетворюються близько 2 % молекул амоніаку (У розчині з масовою часткою ≈0,2 %), отже, амоніак є слабкою основою. Вологий індикаторний папір змінює колір за наявності газуватого амоніаку, що дає можливість довести наявність цього газу. Із поширених неорганічних сполук амоніак — єдина речовина, що виявляє основні властивості і не є гідроксидом металічного елемента.

Іноді за аналогією з лугами водний розчин амоніаку називають амоній гідроксидом і записують його формулу як ΝΗ4ΟΗ. Але такої сполуки не існує ані в розчині, ані в індивідуальному вигляді. Водний розчин амоніаку містить переважно молекули амоніаку, які дисоціювали лише незначною мірою. Однак усі молекули амоніаку утворюють водневі зв’язки з молекулами води, тому розчин амоніаку правильно записувати як гідрат амоніаку: ΝΗ3 • Η2Ο.

Мал. 39.2. Під час взаємодії амоніаку (його розчином просочений верхній тампон) із гідроген хлоридом (його розчином просочений нижній тампон) утворюється туман із кристалічного амоній хлориду

Взаємодія з кислотами. Основні властивості амоніаку виявляються в реакціях із кислотами. У цих реакціях утворюються солі амонію (мал. 39.2):

Оскільки амоніак — слабка основа, то солі, утворені амоніаком і слабкими кислотами, піддаються гідролізу. Тому амоніак взаємодіє із сильними кислотами, кислотами середньої сили та не дуже слабкими (метанова, етанова, сульфітна тощо). Зі слабкими багатоосновними кислотами (карбонатна, ортофосфатна, сульфідна) він утворює лише кислі солі.

Горіння амоніаку. Атом Нітрогену в амоніаку перебуває в нижчому ступені окиснення, тому амоніак є відновником. Амоніак може горіти, але на повітрі стійкого полум’я не утворюється — у повітрі занадто низький уміст кисню. У збагаченому киснем повітрі він згоряє блідо-жовтим полум’ям (мал. 39.3, с. 100). Продуктами горіння амоніаку є азот і вода:

4ΝΗ3 + 3О2 = 2Ν2 + 6Н2О

Мал. 39.3. Горіння амоніаку у збагаченому киснем повітрі

Каталітичне окиснення амоніаку. Використання каталізатора (платини або хром(IIІ) оксиду) дозволяє спрямувати процес у бік утворення нітроген(ІІ) оксиду, який застосовують для виробництва нітратної кислоти (мал. 39.4):

Окиснення амоніаку з каталізатором — промислово важлива стадія процесу фіксації атмосферного азоту і нітрифікації ґрунтів.

Мал. 39.4. Окиснення амоніаку за наявності каталізатора

Добування амоніаку в лабораторії

У хімічних лабораторіях часто використовують амоніак із балонів, які заправляють на хімічних заводах. У невеликих кількостях амоніак одержують, крапаючи концентрований розчин амоніаку на твердий луг:

ΝΗ3 • Η2Ο + NaOH(тв.) = NH3 + NaOH • H2O

Також можна нагрівати суміш лугу із сіллю амонію. Найчастіше для цього використовують нагрівання порошку амоній хлориду NH4Cl, який у техніці називають нашатирем, із кальцій гідроксидом Са(ОН)2 — гашеним вапном. Навіть за слабкого розтирання цієї суміші з’являється характерний різкий запах амоніаку. За нагрівання швидкість реакції зростає (мал. 39.5):

Са(ОН)2 + 2NH4Cl = СаСl2 + 2ΝΗ3↑ + 2Н2О

Мал. 39.5. Добування амоніаку в лабораторії

Застосування амоніаку

Сучасна промисловість споживає десятки мільйонів тонн амоніаку на рік.

• Більшість амоніаку (близько 80 %) переробляють на нітроген(ІІ) оксид і далі на нітратну кислоту, тому підприємства з виробництва амоніаку зазвичай розташовують поблизу заводів, що виробляють нітратну кислоту.

• Частина амоніаку йде на одержання сечовини і солей амонію, які використовують у сільському господарстві як мінеральні добрива. Амоніак використовують також для обробки силосу (корму для худоби).

• Амоніак є сировиною для синтезу пластмас і штучних волокон, наприклад капрону.

• Амоніак використовують для виготовлення лікарських препаратів, вибухових речовин, мийних засобів для очищення скла.

• Різкий запах амоніаку здатний вивести людину зі стану непритомності, тому 10%-й водний розчин амоніаку застосовують у медицині для надання долікарської допомоги.

• Під час випаровування рідкого амоніаку поглинається велика кількість теплоти, тому амоніак використовують як холодоагент у деяких типах холодильників.

Ключова ідея

Амоніак — важлива речовина, що є ланкою в ланцюзі перетворень від атмосферного Нітрогену до рослинного білка.

Запитання та завдання

227. Схарактеризуйте фізичні й хімічні властивості амоніаку, його добування та застосування.

228. Зобразіть будову молекули амоніаку і йона амонію.

229. Складіть формули солей амонію: нітрату, хлориду, сульфату, карбонату та ортофосфату.

230. Запишіть рівняння реакцій: а) натрій гідроксиду з амоній сульфатом, б) кальцій гідроксиду з амоній нітратом.

231. Запропонуйте, як можна добути купрум(ІІ) оксид із купрум(ІІ) сульфату у дві стадії, використовуючи лише водний розчин амоніаку.

232. Доберіть коефіцієнти в схемах реакцій. Які властивості амоніаку характеризують ці рівняння? Назвіть солі, що утворюються. Для окисно-відновних реакцій складіть електронний баланс.

  • a) ΝΗ3 + Н3РО4 → (ΝΗ4)2ΗΡΟ4
  • б) NH3 + H2S → (NH4)HS
  • в) NH3 + Br2 → NH4Br + N2
  • г) NH3 + CuO → Cu + N2 + H2O

233. Обчисліть об'єм нітроген(ІІ) оксиду (н. у.), що можна одержати шляхом каталітичного окиснення амоніаку об'ємом 100 л. Який об'єм кисню при цьому витратиться?

234. Який об'єм амоніаку (н. у.) потрібний для приготування його розчину масою 50 г із масовою часткою амоніаку 25 %?


buymeacoffee