Аммиак — Неорганическая химия для олимпиад
Неорганическая химияКурс для олимпиад

Аммиак

9 заданий

Строение и основность

Молекула \(\ce{NH3}\) имеет форму тригональной пирамиды: атом азота образует три связи с атомами водорода и сохраняет неподелённую электронную пару. Угол между связями составляет 107°. Благодаря этой паре аммиак проявляет свойства основания Брёнстеда, то есть принимает протон, и основания Льюиса, то есть предоставляет электронную пару для образования связи, в частности в комплексах.

Между молекулами аммиака возникают водородные связи. Поэтому температура его кипения составляет −33 °C, тогда как у \(\ce{PH3}\) она равна −88 °C. Значительная теплота испарения позволяет использовать аммиак как хладагент. Аммиак образует водородные связи и с водой: в 1 объёме воды растворяется около 700 объёмов газа.

Раствор аммиака в воде является слабым основанием. В нём устанавливается равновесие \(\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}\), для которого \(K_b = 1{,}8\cdot10^{-5}\). Раствор с концентрацией 10 % называют нашатырным спиртом; концентрированный раствор содержит 25 % аммиака. Отдельных молекул «гидроксида аммония» \(\ce{NH4OH}\) в растворе нет: в нём присутствуют гидраты аммиака, а также ионы, возникающие при взаимодействии аммиака с водой.

auto_awesomeИнверсия аммиака

Пирамидальная молекула аммиака может менять ориентацию: атом азота проходит через плоскость, в которой расположены атомы водорода. Такая инверсия происходит 24 миллиарда раз в секунду. Частота этого колебания составляет 23,87 ГГц; оно легло в основу первого мазера (Таунс, 1954) и первых атомных часов (1949).

scienceАммиак как основание

  1. \(\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}\) — при взаимодействии аммиака с хлороводородом образуется хлорид аммония в виде белого дыма.
  2. \(\ce{NH3 + H3PO4 -> NH4H2PO4}\); \(\ce{2NH3 + H3PO4 -> (NH4)2HPO4}\) — при взаимодействии аммиака с фосфорной кислотой образуются соли аммония, входящие в состав удобрения аммофоса.
  3. \(\ce{2NH3 + CO2 ->[180 °C, 150 атм] (NH2)2CO + H2O}\) — при взаимодействии аммиака с углекислым газом образуется карбамид, или мочевина, самое массовое азотное удобрение.
  4. \(\ce{AlCl3 + 3NH3 + 3H2O -> Al(OH)3 v + 3NH4Cl}\) — в водном растворе аммиак проявляет свойства слабого основания и осаждает нерастворимые гидроксиды металлов, например гидроксид алюминия.

Комплексы и жидкий аммиак

Неподелённая электронная пара позволяет аммиаку связываться с ионами металлов. Молекулу или ион, предоставляющие электронную пару при образовании комплексного соединения, называют лигандом. Аммиак является одним из распространённых лигандов (уроки 89–90): он входит в состав \(\ce{[Cu(NH3)4]^2+}\), \(\ce{[Ag(NH3)2]+}\), \(\ce{[Ni(NH3)6]^2+}\) и \(\ce{[Co(NH3)6]^3+}\). С хлоридом кальция аммиак образует \(\ce{CaCl2*8NH3}\), поэтому хлорид кальция нельзя применять для осушения аммиака.

Жидкий аммиак служит растворителем. Подобно воде, он подвергается самоионизации — образованию ионов из молекул самого растворителя: \(\ce{2NH3 <=> NH4+ + NH2-}\) (\(K \approx 10^{-30}\) при −50 °C). В жидком аммиаке соли аммония проявляют свойства кислот, а амиды — свойства оснований. Например, реакция \(\ce{NH4Cl + NaNH2 -> NaCl + 2NH3}\) аналогична нейтрализации: ион аммония передаёт протон амид-иону.

auto_awesomeСиние растворы металлов

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке без выделения газа. Образуются синие растворы, проводящие электрический ток; растворение натрия описывают записью \(\ce{Na -> Na+ (амм.) + e- (амм.)}\). Сольватированный электрон окружён молекулами аммиака и обусловливает синий цвет раствора. Концентрированные растворы приобретают бронзовый цвет и проводят ток как металлы. Со временем или в присутствии катализатора \(\ce{Fe}\) электроны восстанавливают аммиак: \(\ce{2Na + 2NH3 -> 2NaNH2 + H2}\). Такие растворы применяют как сильные восстановители в органическом синтезе, в частности при восстановлении по Бёрчу.

scienceРеакции в жидком аммиаке

  1. \(\ce{2Na + 2NH3 ->[Fe] 2NaNH2 + H2 ^}\) — при взаимодействии натрия с жидким аммиаком в присутствии железа образуются амид натрия и водород.
  2. \(\ce{NaNH2 + NH4Cl -> NaCl + 2NH3}\) — при взаимодействии амида натрия с хлоридом аммония происходит реакция, аналогичная нейтрализации.
  3. \(\ce{Zn(NH2)2 + 2NaNH2 -> Na2[Zn(NH2)4]}\) — при взаимодействии амида цинка с амидом натрия образуется комплексное соединение; эта реакция иллюстрирует амфотерность амида цинка в жидком аммиаке, подобную амфотерности \(\ce{Zn(OH)2}\) в воде.

Окисление аммиака

Азот в аммиаке имеет степень окисления \(-3\), самую низкую для азота. Поэтому в окислительно-восстановительных реакциях аммиак может быть только восстановителем. Продукт его окисления зависит от окислителя и условий реакции. Так, при горении образуется азот, а при окислении на платинородиевом катализаторе — оксид азота(II). Вторую реакцию называют каталитическим окислением аммиака; она лежит в основе производства азотной кислоты.

scienceАммиак-восстановитель

  1. \(\ce{4NH3 + 3O2 -> 2N2 + 6H2O}\) — при горении аммиака в кислороде образуются азот и вода; пламя имеет жёлто-зелёный цвет.
  2. \(\ce{4NH3 + 5O2 ->[Pt-Rh, 900 °C] 4NO + 6H2O}\) — при каталитическом окислении аммиака образуется оксид азота(II); этот процесс разработал Оствальд в 1902 году. Контакт газа с сеткой длится меньше тысячной доли секунды, поскольку при более длительном контакте возрастает образование азота.
  3. \(\ce{2NH3 + 3CuO ->[t] 3Cu + N2 + 3H2O}\) — при нагревании аммиак восстанавливает оксид меди(II) до меди, а сам окисляется до азота.
  4. \(\ce{8NH3 + 3Cl2 -> N2 + 6NH4Cl}\) — при избытке аммиака хлор окисляет его до азота; при избытке хлора образуется взрывчатый \(\ce{NCl3}\).
  5. \(\ce{2NH3 + NaClO -> N2H4 + NaCl + H2O}\) — при взаимодействии аммиака с гипохлоритом натрия образуется гидразин; это синтез по Рашигу.
  6. \(\ce{4NH3 + 6NO ->[кат.] 5N2 + 6H2O}\) — реакцию аммиака с оксидом азота(II) используют для очистки дымовых газов электростанций и выхлопных газов дизелей; «AdBlue» представляет собой раствор карбамида, выделяющий аммиак.

history_eduОствальд и селитра

В начале XX века азотную кислоту получали из чилийской селитры, запасы которой казались ограниченными. Вильгельм Оствальд в 1902 году разработал каталитическое окисление аммиака на платине. Вместе с синтезом Габера — Боша этот процесс позволил Германии во время Первой мировой войны не зависеть от чилийской селитры. Азотную кислоту использовали в том числе для производства взрывчатки.

boltВремя контакта с катализатором

На платине \(\ce{NO}\) образуется быстро, но при продолжительном контакте он реагирует с аммиаком с образованием азота. Поэтому газ пропускают через сетку за \(10^{-4}\) с. Состав продукта в этих условиях определяется скоростями конкурирующих реакций, а не только их термодинамической выгодностью; это называют кинетическим контролем.

push_pinГлавное

Молекула \(\ce{NH3}\) имеет форму пирамиды с углом между связями 107°; неподелённая электронная пара позволяет аммиаку проявлять свойства основания Брёнстеда и Льюиса и образовывать комплексы. Водородные связи объясняют температуру кипения −33 °C и высокую растворимость: в 1 объёме воды растворяется около 700 объёмов аммиака. Водный раствор аммиака является слабым основанием (\(K_b = 1{,}8\cdot10^{-5}\)). При горении аммиака образуется \(\ce{N2}\), а при окислении на платине — \(\ce{NO}\), необходимый для производства азотной кислоты. Оксиды металлов и хлор также окисляют аммиак до \(\ce{N2}\), а при реакции с гипохлоритом образуется гидразин. Жидкий аммиак служит растворителем: щелочные металлы образуют в нём синие растворы сольватированных электронов.

Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.

Неорганическая химия для олимпиад · репетитор-кузьмин.рф
© 2026. Программа — авторская, по официальным комплектам ВсОШ, «Высшей пробы», «Ломоносова» и программе IChO; последовательность уроков и критерии перехода — методика курса.