АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Химические свойства. Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь

Читайте также:
  1. II. Свойства векторного произведения
  2. III. Психические свойства личности – типичные для данного человека особенности его психики, особенности реализации его психических процессов.
  3. V2: Электрические и магнитные свойства вещества
  4. Акустические свойства голоса
  5. Акустические свойства строительных материалов
  6. Алгебраические свойства векторного произведения
  7. АЛГОРИТМ И ЕГО СВОЙСТВА
  8. Аллювиальные отложения и их свойства
  9. Анализ предметной области исследования (состав объектов и процессов, их свойства, связи) проблемы формирования финансового потенциала предприятия
  10. Антигенные свойства антител.
  11. Антитела. Строение, свойства, продукция.
  12. АТМОСФЕРА И ЕЕ СВОЙСТВА

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

NH3 + H+ = NH4+.

Водный раствор аммиака (нашатырный спирт) имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

NH3 + H2O = NH4+ + OH (Kд = 1,8·10−5).

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

NH3 + HNO3 = NH4NO3.

Соли аммония представляют собой белые кристаллические вещества. Качественной реакцией на соли аммония является реакция со щелочью с выделением аммиака:

NH4NO3 + NaOH = NaNO3 + NH3 + H2O.

Соли аммония термически неустойчивы и легко распадаются при нагревании. При этом большинство солей выделяет аммиак (разложение не сопровождается окислительно-восстановительной реакцией):

NH4Cl = NH3 + HCl,

(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3.

Разложение нитрата, нитрита, дихромата аммония сопровождается окислительно-восстановительной реакцией, поэтому аммиак из этих солей не выделяется:

NH4NO3 = N2О +2H2O,

NH4NO2 = N2 +2H2O,

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 +4H2O.

Аммиак также является очень слабой кислотой (во много раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли – амиды. Соединения, содержащие ионы NH2, называются амидами, NH2− – имидами, а N3− – нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком при низких температурах:

2NH3 + 2K = 2KNH2 + H2.

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды большинства металлов можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия обусловлена тем, что ионы ОН и NH2−, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а, следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3.

Гидролиз идет и в спиртах:

KNH2 + C2H5OH = C2H5OK + NH3.

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

KNH2 = K+ + NH2.

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 – нерастворим, NaNH2 – малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 – хорошо растворимы.



При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксид азота (II), что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O,

Pt

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH4Cl = 3Cu + 3H2O + 2HCl + N2.

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

4NH3 + 2NaOCl = 2N2H4 + 2NaCl + 2H2O.

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества – галогениды азота (хлористый азот, йодистый азот).

С галогеналканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

NH3 + CH3Cl = [CH3NH3]Cl (гидрохлорид метиламмония).

При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN, и частично разлагается на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

2CH4 + 2NH3 + 3O2 = 2HCN + 6H2O,


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 | 36 | 37 | 38 | 39 | 40 | 41 | 42 | 43 | 44 | 45 | 46 | 47 | 48 | 49 | 50 | 51 | 52 | 53 | 54 | 55 | 56 | 57 | 58 | 59 | 60 | 61 |


При использовании материала, поставите ссылку на Студалл.Орг (0.006 сек.)