Аммиак и соли аммония

Аммиак (NH₃) представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом, хорошо растворимый в воде (до 700 л NH₃ в 1 л воды при 0 °C). Температура кипения аммиака составляет −33,3 °C, температура плавления −77,7 °C. Газ легче воздуха (плотность ≈0,73 кг/м³), сжатие аммиака приводит к образованию бесцветной жидкости, используемой в промышленности. Высокая растворимость объясняется способностью молекул аммиака образовывать водородные связи с молекулами воды. Аммиак проявляет типичное молекулярное строение: треугольная пирамидальная геометрия с углом H–N–H около 107°.

Химические свойства аммиака

1. Кислотно-основные свойства: Аммиак является слабым основанием, способным принимать протон:

NH3 + H+ ↔︎ NH4+

Водный раствор аммиака (нашатырный спирт) проявляет щелочные свойства: реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей аммония:

NH3 + HCl → NH4Cl

2. Реакции с галогенами: Аммиак взаимодействует с хлором, бромом и йодом, образуя галогениды аммония и различные нитриды и азотсодержащие соединения:

8NH3 + 3Cl2 → 6NH4Cl + N2

3. Окислительно-восстановительные реакции: При взаимодействии с сильными окислителями, такими как KMnO₄, аммиак окисляется до N₂, N₂O или NO, в зависимости от условий реакции:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O

4. Реакции с металлами: Аммиак взаимодействует с активными металлами (например, Na, K) с образованием амидов и выделением водорода:

2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2

Получение аммиака

1. Промышленное получение (синтез по Хаберу): Аммиак промышленно получают из водорода и азота:

$$ \mathrm{N_2 + 3 H_2 \xrightarrow{t, P, Fe} 2 NH_3} $$

Процесс катализируется железным катализатором с добавками оксидов калия и алюминия. Температура реакции 400–500 °C, давление 150–250 атм.

2. Лабораторные методы:

  • Разложение аммонийных солей щелочами:

NH4Cl + NaOH → NH3 ↑ +NaCl + H2O

  • Разложение аммиачной воды нагреванием.

Соли аммония

Соли аммония имеют общую формулу NH₄X, где X — кислотный остаток. Они делятся на:

1. Галогениды аммония (NH₄Cl, NH₄Br, NH₄I): Белые кристаллические вещества, растворимые в воде. Используются в аналитической химии и металлургии.

2. Сульфаты и бисульфаты (NH₄)₂SO₄, NH₄HSO₄: Сильно гидратируемые, хорошо растворимые в воде. (NH₄)₂SO₄ — важное удобрение.

3. Нитраты и нитриты (NH₄NO₃, NH₄NO₂): NH₄NO₃ — белый кристаллический материал, применяемый как удобрение и в пиротехнике. NH₄NO₂ нестабилен, разлагается с выделением азота:

NH4NO2 → N2 + 2H2O

4. Карбонаты и гидрокарбонаты (NH₄)₂CO₃, NH₄HCO₃: Легко разлагаются при нагревании, выделяя CO₂ и NH₃:

(NH4)2CO3 → 2NH3 ↑ +CO2 ↑ +H2O

5. Амиды аммония (NH₄NH₂, NH₄)₂NH: Получают при взаимодействии аммиака с активными металлами или нагревании аммонийных солей. Сильно щелочные, реагируют с водой с выделением аммиака.

Химические свойства солей аммония

1. Реакции с щелочами: При обработке щелочью соли аммония разлагаются с выделением аммиака:

NH4Cl + NaOH → NH3 ↑ +NaCl + H2O

2. Термическое разложение: Многие соли аммония разлагаются при нагревании, образуя соответствующие основания, оксиды или аммиак:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

3. Реакции с кислотами: Аммоний реагирует с кислотами с образованием растворимых солей, что лежит в основе его применения в удобрениях и промышленной химии.

Применение аммиака и солей аммония

  • Производство азотных удобрений: аммиак и соли аммония являются основой азотной промышленности.
  • Химическая промышленность: синтез азотсодержащих соединений, красителей, взрывчатых веществ.
  • Охлаждающие среды: жидкий аммиак используется в холодильных установках.
  • Медицина и пищевая промышленность: NH₄Cl применяют как отхаркивающее средство и пищевая добавка.
  • Лабораторная практика: выделение аммиака, получение солей аммония и амидов для различных реакций.
Оглавление