По другому называется аммиак. Получение и свойства некоторых аммиакатов
Аммиака. Молекулы этого газа имеют форму пирамиды, в одной из вершин которой находится атом азота. Они образуются с помощью водородных связей и характеризуются сильной полярностью. Это объясняет необычные аммиака: его температура плавления составляет около -80 градусов. Он хорошо растворяется в воде, спиртах и других органических растворителях.
Применение аммиака
Аммиак играет важную роль в промышленности. С его помощью получают азотные удобрения, применяемые в сельском хозяйстве, азотную кислоту и даже взрывчатые вещества. Нашатырный , широко применяемый медиками, также производят с помощью аммиака. Резкий запах этого газа раздражает слизистую оболочку носа и стимулирует дыхательные функции. Нашатырный спирт используют при обмороках или алкогольных отравлениях. Существует и наружное применение аммиака в медицине. Он отличный антисептик, которым хирурги обрабатывают свои руки перед операциями.
Аммиак, как продукт разложения нашатыря, используется при пайке металлов. При высокой температуре из нашатыря получается аммиак, который защищает металл от образования оксидной пленки.
Отравление аммиаком
Аммиак - ядовитое вещество. Нередко на производстве случаются отравления этим газом, которые сопровождаются удушьем, бредом и сильным возбуждением. Как помочь человеку, который попал в такую ситуацию? Сначала нужно промыть его глаза водой и надеть марлевую повязку, предварительно смоченную в слабом растворе лимонной кислоты. Затем необходимо вывести его за пределы зоны, где наблюдается высокая концентрация аммиака. Отравление возможно при концентрации около 350 мг/м³.
В случае попадания аммиака на кожу, нужно сразу же промыть пораженные участки водой. В зависимости от количества аммиака, попавшего на кожу, могут наблюдаться сильные покраснения или химические ожоги с волдырями.
На заводах, где производится аммиак, введены жесткие меры противопожарной безопасности. Дело в том, что смесь аммиака и воздуха легко воспламеняется. Емкости, где он хранится, могут легко взорваться при нагревании.
Химические свойства аммиака
Аммиак реагирует со многими кислотами. В результате такого взаимодействия получаются различные соли аммония. При реакции с многоосновными кислотами получаются два типа солей (в зависимости от количества молей аммиака).
Одним из важнейших химических веществ, которое используют в разных сферах деятельности человека, является аммиак. Ежегодно это вещество производят в огромных количествах - больше 100 млн тонн. Только вдумайтесь в это число! Сразу же возникает вопрос: « Для чего производят такое количество аммиака?». В этой статье мы ответим на этот вопрос, а также выясним причину популярности аммиака.
Свойства аммиака
Физические и химические свойства аммиака обуславливают его применения в различных областях. Аммиак представляет собой газообразное вещество без цвета с очень резким и неприятным запахом. Вещество ядовито. При длительном воздействии на человеческий организм способен вызывать отёки и поражение различных органов.
Аммиак - это слабая кислота, он взаимодействует с кислотами, водой, а с металлами способен образовывать соли. Он способен вступать в различные химические реакции с другими химическими веществами. Например, реакция безводного аммиака с азотной кислотой на практике позволяет получить аммиачную селитру, которая применяется для производства удобрений.
Аммиак является восстановителем. Он способен восстанавливать разные металлы из их оксидов. Реакция взаимодействия аммиака с оксидом меди дает возможность получить азот.
Различные сферы использования аммиака
Несмотря на свою токсичность, аммиак используют в самых разных сферах. Основная часть производимого аммиака идет на изготовление разных продуктов химической промышленности. К таким продуктам относятся:
Аммиачные и аммиачно-нитратные удобрения (аммиачные и нитратная селитра, сульфат аммония, хлористый аммоний и др.). Такие удобрения подходят для разных сельскохозяйственных культур. Важно знать, что внесение в почву удобрений нормируется из-за того, что содержащиеся в них вещества могут мигрировать в спелые овощи и фрукты.
Сода. Существует аммиачный метод получения кальцинированной соды. Аммиак используется для насыщения солевого рассола. Данный метод активно используется для промышленного производства соды.
Азотная кислота. Для её производства используют синтетический аммиак. На данный момент промышленное производство данного вещества основано на явлении катализа синтетического аммиака.
Взрывчатые вещества. Нитрат аммония нейтрален к механическому воздействию, но при некоторых условиях характеризируется высокими взрывчатыми свойствами. Именно поэтому он используется для производства таких веществ. В результате получают аммониты - аммиачные взрывчатые вещества.
Растворитель. Аммиак, в жидком состоянии, может использоваться как растворитель различных органический и неорганических веществ.
Аммиачная - холодильная установка. Аммиак применяется в холодильной технике, в качестве холодильного агента. Аммиак не вызывает парниковый эффект, он экологически чистый и дешевле фреонов. Эти факторы обуславливают применения данного вещества в качестве хладагента.
Нашатырный спирт. Его применяют в медицине и в быту. Данное вещество отлично выводит пятна с одежды различного происхождения, а также нейтрализует кислоты.
Применение аммиака в медицине
Аммиак широко применяется в медицине в качестве 10% -ого раствора аммиака и имеет название - нашатырный спирт. Когда человек падает в обморок, нашатырным спиртом приводят его в чувство. Также его используют как рвотное средство. Для этого его разводят и в малых количествах принимают внутрь. Особенно популярный такой метод при алкогольных отравлениях. Из нашатырного спирта делают примочки и обрабатывают укусы насекомых. Хирурги используют разведенный в воде нашатырный спирт для обработки рук.
Важно помнить, что передозировка аммиаком очень опасна. Возможны болевые ощущения в различных органах, их отеки и даже летальный исход. Этого можно избежать, если использовать данное вещество по назначению и с осторожностью!
Аммиак (NH 3) — один из наиболее распространенных промышленных химикатов, используется в промышленности и торговле.
Аммиак, для чего нужен он нашему организму? Оказывается, он постоянно образуется во всех органах и тканях и является незаменимым веществом во многих биологических процессах, служит предшественником для образования аминокислот и синтеза нуклеотидов. В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих органических соединений.
Химические и физические свойства аммиака
- При комнатной температуре аммиак — раздражающий газ без цвета с острым удушающим запахом;
- в чистом виде известен как безводный аммиак;
- гигроскопичен (легко впитывает влагу);
- обладает щелочными свойствами, едкий легко растворяется в воде;
- легко сжимается и образует прозрачную жидкость под давлением.
Где используется аммиак?
Около 80% аммиака используется для изготовления промышленных товаров.
Аммиак используется в сельском хозяйстве как удобрение.
Присутствует в холодильных установках для очистки водного состава.
Применяется в производстве пластика, взрывчатых веществ, текстиля, пестицидов, красителей и других химических веществ.
Содержится во многих бытовых и промышленных моющих растворах. Бытовые средства, содержащие аммиак, изготавливаются с добавлением 5-10% аммиака, концентрация аммиака в промышленных растворах выше — 25%, что делает их более едкими.
Как аммиак влияет на человеческий организм?
Большинство людей контактируют с аммиаком, вдыхая его как газ или испарения. Поскольку аммиак существует в природе и имеется в моющих средствах, они могут быть его источниками.
Широкое использование аммиака в сельскохозяйственных и промышленных районах также означает, что повышение его концентрации в воздухе может произойти во время случайных выбросов или преднамеренных терактов.
Безводный газообразный аммиак легче воздуха и поэтому высоко поднимается, поэтому в целом он рассеивается и не накапливается в низинах. Однако при наличии сырости (повышенная относительная влажность) сжиженный безводный аммиак формирует испарения тяжелее воздуха. Эти пары могут разноситься над поверхностью земли или над низинами.
Как действует аммиак?
Аммиак начинает взаимодействовать сразу после контакта с влагой на поверхности кожи, глаз, рта, дыхательных путей и частично слизистых поверхностей и формирует очень едкий гидроксид аммония . Гидроксид аммония вызывает некроз тканей из-за нарушения клеточных мембран, ведет к разрушению клеток. Как только протеин и клетки распадаются, вода извлекается в результате воспалительной реакции, что приводит к дальнейшему повреждению.
Каковы симптомы отравления аммиаком?
Дыхание . Запах аммиака в носу раздражающий и едкий. Контакт с аммиаком высокой концентрации в воздухе приводит к жжению в носу, горле и дыхательных путях. Это может привести к бронхиолярному и альвеолярному отеку и поражению дыхательных путей в результате дыхательной недостаточности. Вдыхание низкой концентрации может вызвать кашель, раздражение носа и горла. Запах аммиака достаточно рано предупреждает о его присутствии, но аммиак также ведет к ослаблению обоняния, что снижает возможность заметить его в воздухе при низкой концентрации.
Дети, подвергающиеся воздействию такого же количества аммиака, как и взрослые, получают бОльшую дозу, так как поверхность их легких относительно тела гораздо больше. К тому же, они могут сильнее подвергаться воздействию аммиака из-за низкого роста — они находятся ближе к земле, где концентрация паров выше.
Контакт с кожей или глазами . Контакт с аммиаком низкой концентрации в воздухе или жидкостях может вызвать быстрое раздражение глаз или кожи. Более высокие концентрации аммиака могут привести к серьезным травмам и ожогам . Контакт с концентрированными аммиачными жидкостями, такими как промышленные моющие средства, может вызвать коррозионные повреждения, включая ожоги кожи, поражение глаз или слепоту . Высшая степень поражения глаза может не быть видимой в течение недели после контакта. Контакт со сжиженным аммиаком может также вызвать отморожения .
Употребление с пищей . Получение высокой концентрации аммиака через глотание раствора с аммиаком может привести к повреждениям рта, горла и желудка.
И водорода. Это газ без цвета, но с едким запахом. Химический состав отражает формула аммиака — NH 3 . Увеличение давления или понижение температуры вещества ведет к превращению его в бесцветную жидкость. Газообразный аммиак и его растворы находят широкое применение в промышленности и сельском хозяйстве. В медицине применяется 10% гидроксид аммония — нашатырный спирт.
Строение молекулы. Электронная формула аммиака
Молекула нитрида водорода по форме напоминает пирамиду, в основании которой находится азот, связанный с тремя атомами водорода. Связи N—H сильно поляризованы. Азот сильнее притягивает связывающую электронную пару. Поэтому отрицательный заряд накапливается на атомах N, положительный — сосредоточен на водороде. Представление об этом процессе дает модель молекулы, электронная и аммиака.
Нитрид водорода очень хорошо растворяется в воде (700:1 при 20 °C). Наличие практически свободных протонов ведет к образованию многочисленных водородных «мостиков», которые соединяют молекулы между собой. Особенности строения и химической связи также приводят к тому, что аммиак легко сжижается при увеличении давления или понижении температуры (-33 °C).
Происхождение названия
Термин «аммиак» был введен в научный обиход в 1801 году по предложению русского химика Я. Захарова, но вещество человечеству знакомо с глубокой древности. Газ с резким запахом выделяется при гниении продуктов жизнедеятельности, многих органических соединений, например, белков и мочевины, при разложении солей аммония. Историки химии считают, что вещество получило название в честь древнеегипетского бога Амона. В Северной Африке находится оазис Сива (Аммона). В окружении сохранились развалины древнего города и храма, рядом с которым есть залежи хлорида аммония. Это вещество в Европе называли «солью Амона». Сохранилось предание о том, что жители оазиса Сива нюхали соль в храме.
Получение нитрида водорода
Английский физик и химик Р. Бойль в опытах сжигал навоз и наблюдал образование белого дыма над палочкой, смоченной в соляной кислоте и внесенной в струю получившегося газа. В 1774 году другой британский химик Д. Пристли нагревал хлорид аммония с гашеной известью и выделил газообразное вещество. Пристли назвал соединение «щелочным воздухом», ведь его раствор проявлял свойства Получил объяснение опыт Бойля, в котором аммиак взаимодействовал с соляной кислотой. Твердый белого цвета возникает при соприкосновении молекул реагирующих веществ прямо в воздухе.
Химическая формула аммиака была установлена в 1875 году французом К. Бертолле, который провел эксперимент по разложению вещества на составные компоненты под действием электрического разряда. До сих пор опыты Пристли, Бойля и Бертолле воспроизводят в лабораториях для получения нитрида водорода и хлорида аммония. Промышленный способ разработал в 1901 А. Ле Шателье, получивший патент на метод синтеза вещества из азота и водорода.
Раствор аммиака. Формула и свойства
Водный раствор аммиака обычно записывают в виде гидроксида — NH 4 OH. Он проявляет свойства слабой щелочи:
- диссоциирует на ионы NH 3 + Н 2 О = NH 4 OH = NH 4 + + OH - ;
- окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет;
- взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды;
- осаждает Cu(OH) 2 в виде ярко-синего вещества при смешивании с растворимыми солями меди.
Равновесие в реакции взаимодействия аммиака с водой смещается в сторону исходных веществ. Предварительно подогретый нитрид водорода хорошо горит в кислороде. Происходит окисление азота до двухатомных молекул простого вещества N2. Восстановительные свойства аммиак также проявляет в реакци с оксидом меди (II).
Значение аммиака и его растворов
Нитрид водорода используется в производстве солей аммония и азотной кислоты — одного из важнейших продуктов химической отрасли. Аммиак служит сырьем для получения соды (по нитратному способу). Содержание нитрида водорода в промышленном концентрированном растворе достигает 25%. В сельском хозяйстве применяется водный раствор аммиака. Формула жидкого удобрения — NH 4 OH. Вещество непосредственно используется в виде подкормки. Другие способы обогащения почвы азотом — применение солей хлоридов, фосфатов. В промышленных условиях и сельскохозяйственных помещениях не рекомендуется вместе хранить минеральные удобрения, содержащие соли аммония, со щелочами. При нарушении целостности упаковки вещества могут реагировать между собой с образованием аммиака и выделением его в воздух помещений. Токсичное соединение неблагоприятно действует на органы дыхания, центральную нервную систему человека. Смесь аммиака с воздухом взрывоопасна.
бесцветный газ с резким запахом, температура плавления 80 ° С, температура кипения 36 ° С, хорошо растворяется в воде, спирте и ряде других органических растворителей. Синтезируют из азота и водорода. В природе образуется при разложении азотсодержащих органических соединений. Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков. На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком
Джозефом Пристли . Он нагревал нашатырь (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака гидролиз нитрида магния: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 . Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «аммониак» от латинского названия нашатыря sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник
Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH 3 + HCl ® NH 4 Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного продукта при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 м
3 ) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN
2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 или из цианида натрия: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака (
см . ГАБЕР, ФРИЦ ). В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном катализаторе с добавками при температуре 420500 ° С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).Аммиак бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до 33,3
° С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до 77,7 ° С. Молекула NH 3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH 3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог . Между молекулами аммиака существуют водородные связи. Хотя они и не такие прочные, как между молекулами воды, эти связи способствуют сильному притяжению между молекулами. Поэтому физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами других гидридов элементов той же подгруппы (PH 3 , SbH 3 , AsH 3 ). Так, у ближайшего аналога аммиака фосфина РН 3 температура кипения равна 87,4 ° С, а температура плавления 133,8 ° С, несмотря на то, что молекула PH 3 вдвое тяжелее молекулы NH 3 . В твердом аммиаке каждый атом азота связан с шестью атомами водорода тремя ковалентными и тремя водородными связями. При плавлении аммиака рвутся только 26% всех водородных связей, еще 7% разрываются при нагреве жидкости до температуры кипения. И лишь выше этой температуры исчезают почти все оставшиеся между молекулами связи.Среди прочих газов аммиак выделяется своей огромной растворимостью в воде: при нормальных условиях 1 мл воды способен поглотить больше литра газообразного аммиака (точнее, 1170 мл) с образованием 42,8%-ного раствора. Если рассчитать соотношение NH
3 и H 2 O в насыщенном при нормальных условиях растворе, то получится, что одна молекула аммиака приходится на одну молекулу воды. При сильном охлаждении такого раствора (примерно до 80 ° C) образуютсмя кристаллы гидрата аммиака NH 3 ·H 2 O Известен также гидрат состава 2NH 3 ·H 2 O. Водные растворы аммиака обладают уникальным среди всех щелочей свойством: их плотность снижается с увеличением концентрации раствора (от 0,99 г/см 3 для 1%-ного раствора до 0,73 г/см 3 для 70%-ного). В то же время аммиак довольно легко «выгнать» назад из водного раствора: при комнатной температуре давление пара над 25%-ным раствором составляет две трети атмосферного, над 4%-ным раствором 26 мм рт.ст. (3500 Па) и даже над очень разбавленным 0,4%-ным раствором оно все еще равно 3 мм рт.ст. (400 Па). Неудивительно, что даже слабые водные растворы аммиака имеют отчетливый запах «нашатырного спирта», а при хранении в неплотно закупоренной посуде они довольно быстро «выдыхаются». Непродолжительным кипячением можно полностью удалить аммиак из воды.На высокой растворимости аммиака в воде основан красивый демонстрационный опыт. Если в перевернутую колбу с аммиаком через узкую трубочку, соединяющую колбу с сосудом с водой, впустить несколько капель воды, газ быстро растворится в ней, давление понизится, и под действием атмосферного давления вода из сосуда с растворенным в ней индикатором (фенолфталеином) с силой устремится в колбу. Там она тут же окрасится в малиновый цвет из-за образования щелочного раствора.
Аммиак химически довольно активен и вступает во взаимодействие со многими веществами. В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Смеси аммиака с воздухом при его содержании от 15 до 28% взрывоопасны. В присутствии катализаторов реакция с кислородом приводит к оксидам азота. При растворении аммиака в воде образуется щелочной раствор, который иногда называют гидроксидом аммония. Однако это название не вполне точное, поскольку в растворе сначала образуется гидрат NH
3 ·H 2 O, который затем частично распадается на ионы NH 4 + и OH . Условно NH 4 OH считают слабым основанием, при расчете его степени диссоциации предполагается, что весь аммиак в растворе находится в виде NH 4 OH, а не в виде гидрата.Аммиак благодаря неподеленной паре электронов образует огромное количество комплексных соединений с ионами металлов так называемых амминокомплексов или аммиакатов. В отличие от органических аминов, в этих комплексах с атомом азота всегда связаны три атома водорода.
Как и в случае воды, комплексообразование с аммиаком часто сопровождается изменением окраски вещества. Так, белый порошок сульфата меди при растворении в воде дает голубой раствор медного купороса в результате образования аквакомплекса
2+
. А при добавлении аммиака этот раствор окрашивается в интенсивный сине-фиолетовый цвет, принадлежащий амминокомплексу
2+
. Аналогично безводный хлорид никеля(II) имеет золотисто-желтый цвет, кристаллогидрат Cl
2
зеленый, а аммиакат Cl
2
светло-голубой. Многие амминокомплексы достаточно устойчивы и могут быть получены в твердом состоянии. Твердый комплекс аммиака с хлоридом серебра был использован
Майклом Фарадеем
для сжижения аммиака. Фарадей нагревал комплексную соль в одном колене запаянной стеклянной трубки, а в другом колене, помещенном в охлаждающую смесь, собирался под давлением жидкий аммиак. Необычными свойствами обладает аммиачный комплекс тиоцианата (роданида) аммония. Если сухую соль NH
4
NCS, охлажденную до 0
°
C, поместить в атмосферу аммиака, то соль «растает» и превратится в жидкость, содержащую 45% аммиака по массе. Эту жидкость можно хранить в склянке с притертой пробкой и использовать в качестве своеобразного «склада» аммиака.
Сильные водородные связи приводят к сравнительно высокой (по сравнению с другими газами) теплоте испарения аммиака 23,3 кДж/моль. Это в 4 раза больше теплоты испарения жидкого азота и в 280 раз больше, чем у жидкого гелия. Поэтому жидкий гелий вообще невозможно налить в обычный стакан он немедленно испарится. С жидким азотом такой опыт провести можно, но значительная его часть испарится, охлаждая сосуд, а оставшаяся жидкость тоже выкипит довольно быстро. Поэтому обычно сжиженные газы в лабораториях хранят в специальных сосудах Дьюара с двойными стенками, между которыми вакуум. Жидкий аммиак, в отличие от других сжиженных газов, можно держать в обычной химической посуде стаканах, колбах, он при этом испаряется не слишком быстро. Если же налить его в сосуд Дьюара, то в нем он будет храниться очень долго. И еще одно удобное свойство жидкого аммиака: при комнатной температуре давление пара над ним сравнительно невелико, поэтому при длительных экспериментах с ним можно работать в запаянных стеклянных ампулах, которые такое давление легко выдерживают (попытка проделать подобный эксперимент с жидким азотом или кислородом неминуемо привела бы к взрыву). Большая теплота испарения жидкого аммиака позволяет использовать это вещество в качестве хладагента в различных холодильных установках; испаряясь, жидкий аммиак очень сильно охлаждается. В домашних холодильниках раньше тоже был аммиак (теперь в основном фреоны). Хранят жидкий аммиак в герметичных баллонах. Внешне жидкий аммиак похож на воду. Сходство этим не ограничивается. Как и вода, жидкий аммиак прекрасный растворитель как для ионных, так и для неполярных неорганических и органических соединений. В нем легко растворяются многие соли, которые, как и в водных растворах, диссоциируют на ионы. Однако химические реакции в жидком аммиаке часто протекают совсем не так, как в воде. Прежде всего это связано с тем, что растворимость одних и тех же веществ в воде и в жидком аммиаке может различаться очень сильно, что видно из следующей таблицы, в которой приведена растворимость (в граммах на 100 г растворителя) некоторых солей в воде и в жидком аммиаке при 20 Из растворов различных веществ в жидком аммиаке, без сомнения, самые интересные это растворы щелочных металлов. Такие растворы вызывают живейший интерес ученых уже более ста лет. Впервые растворы натрия и калия в жидком аммиаке были получены в 1864. Спустя несколько лет было обнаружено, что если дать аммиаку спокойно испариться, то в осадке останется чистый металл, как это бывает с раствором соли в воде. Такая аналогия, однако, не Свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла, а вместо анионов электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают разбавленным растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Электрический ток такие растворы проводят плохо. Но с повышением концентрации растворенного металла, когда электроны приобретают способность перемещаться в растворе, электропроводность увеличивается исключительно сильно иногда в триллионы раз, приближаясь к электропроводности чистых металлов! Разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке сильно различаются и по другим физическим свойствам. Так, растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами: они имеют отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Иногда даже трудно поверить, что это растворы одного и того же вещества в одном и том же растворителе. И здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке самый легкоплавкий «металл», который замерзает лишь при 183 Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это в основном зависит от температуры. При температуре кипения насыщенный раствор содержит примерно 15% (мольных) щелочного металла. С повышением температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла. Это значит, что расплавленный щелочной металл (цезий, например, уже при 28,3 Еще один очень интересный факт: разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом. Для водных растворов это редкое явление. Если же, допустим, в 100 г жидкого аммиака внести 4 г натрия при температуре 43 По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен. Тем не менее этот газ токсичен. К счастью, человек способен почувствовать запах аммиака в воздухе уже
Поэтому в жидком аммиаке легко протекают такие обменные реакции, которые немыслимы для водных растворов, например, Ba(NO
3
)
2
+ 2AgCl
®
BaCl
2
+ 2AgNO
3
. Молекула NH
3
сильный акцептор ионов водорода, поэтому если в жидком аммиаке растворить слабую (в случае водных растворов) уксусную кислоту, то она будет диссоциировать полностью, то есть станет очень сильной кислотой: CH
3
COOH + NH
3
®
NH
4
+
+ CH
3
COO
. В среде жидкого аммиака значительно усиливаются (по сравнению с водными растворами) и кислотные свойства солей аммония. Ион аммония в жидком аммиаке обладает многими свойствами, характерными для иона водорода в водных растворах. Поэтому в жидком аммиаке нитрат аммония легко реагирует, например, с магнием с выделением водорода или с пероксидом натрия: 2NH
4
NO
3
+ Mg
®
Mg(NO
3
)
2
+ 2NH
3
+ H
2
; Na
2
O
2
+ 2NH
4
NO
3
®
2NaNO
3
+ H
2
O
2
+ 2NH
3
. С помощью реакций в жидком аммиаке впервые были выделены пероксиды магния, кадмия и цинка: Zn(NO
3
)
2
+ 2KO
2
®
ZnO
2
+ 2KNO
3
+ O
2
, получен в чистом виде кристаллический нитрит аммония: NaNO
2
+ NH
4
Cl
®
NH
4
NO
2
+ NaCl, проведены многие другие необычные превращения, например, 2K + 2CO
®
K
2
C
2
O
2
. Последнее соединение содержит тройную ацетиленовую связь и имеет строение K
+
OС
є
CO
K
+
.
Большое сродство жидкого аммиака к ионам Н
+
позволяет провести эффектный опыт по «пластификации» дерева. Дерево в основном состоит из целлюлозы: длинные полимерные цепи молекул целлюлозы соединяются между собой с помощью водородных связей между гидроксильными группами OH (иногда их называют водородными мостиками). Одна водородная связь довольно слабая, но так как молекулярная масса целлюлозы достигает 2 миллионов, а мономерных звеньев (глюкозных остатков) в молекуле свыше 10 тысяч, длинные молекулы целлюлозы сцеплены друг с другом очень прочно. Жидкий аммиак с легкостью разрушает водородные мостики, связывая атомы водорода в ионы NH
4
+
, и в результате молекулы целлюлозы приобретают способность скользить относительно друг друга. Если деревянную палочку опустить на некоторое время в жидкий аммиак, то ее можно гнуть как угодно, как будто она сделана не из дерева, а из алюминия. На воздухе аммиак через несколько минут испарится, и водородные связи снова восстановятся, но уже в другом месте, а деревянная палочка вновь станет жесткой и при этом сохранит ту форму, которую ей придали.
Вещество
AgI
Ba(NO 3) 2
KI
NaCl
KCl
BaCl 2
ZnCl 2
Растворимость в воде
0
9
144
36
34
36
367
Растворимость в аммиаке
207
97
182
3
0,04
0
0
Леенсон И.А.
100 вопросов и ответов по химии
. М., АСТ Астрель, 2002