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

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^– (K_д = 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,

Поиск по сайту: