Nh3 е вид химична връзка. Какви са свойствата и името на веществото NH3? Метална връзка

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Амоняк- водороден нитрид.

Формула – NH 3. Моларна маса – 17 g/mol.

Физични свойства на амоняка

Амонякът (NH3) е безцветен газ с остра миризма (миризмата на „амоняк“), по-лек от въздуха, силно разтворим във вода (един обем вода ще разтвори до 700 обема амоняк). Концентрираният амонячен разтвор съдържа 25% (маса) амоняк и има плътност 0,91 g/cm 3 .

Връзките между атомите в молекулата на амоняка са ковалентни. Общ изглед на молекулата АВ 3. Всички валентни орбитали на азотния атом влизат в хибридизация, следователно типът на хибридизация на молекулата на амоняка е sp 3. Амонякът има геометрична структура от типа АВ 3 Е - триъгълна пирамида (фиг. 1).

Ориз. 1. Структурата на молекулата на амоняка.

Химични свойства на амоняка

Химически амонякът е доста активен: той реагира с много вещества. Степента на окисление на азота в амоняка "-3" е минимална, поради което амонякът проявява само редуциращи свойства.

Когато амонякът се нагрява с халогени, оксиди на тежки метали и кислород, се образува азот:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

В присъствието на катализатор амонякът може да се окисли до азотен оксид (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор - платина)

За разлика от водородните съединения на неметалните групи VI и VII, амонякът не проявява киселинни свойства. Въпреки това, водородните атоми в неговата молекула все още могат да бъдат заменени от метални атоми. Когато водородът е напълно заменен с метал, се образуват съединения, наречени нитриди, които също могат да бъдат получени чрез директно взаимодействие на азота с метала при високи температури.

Основните свойства на амоняка се дължат на наличието на несподелена електронна двойка на азотния атом. Разтвор на амоняк във вода е алкален:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

Когато амонякът взаимодейства с киселини, се образуват амониеви соли, които се разлагат при нагряване:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагряване)

Производство на амоняк

Има промишлени и лабораторни методи за производство на амоняк. В лабораторията амонякът се получава чрез действието на алкали върху разтвори на амониеви соли при нагряване:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Тази реакция е качествена за амониеви йони.

Приложение на амоняк

Производството на амоняк е един от най-важните технологични процеси в света. Годишно в света се произвеждат около 100 милиона тона амоняк. Амонякът се освобождава в течна форма или под формата на 25% воден разтвор - амонячна вода. Основните области на използване на амоняка са производството на азотна киселина (последващо производство на азотсъдържащи минерални торове), амониеви соли, урея, хексамин, синтетични влакна (найлон и найлон). Амонякът се използва като хладилен агент в промишлени хладилни агрегати и като избелващ агент при почистване и боядисване на памук, вълна и коприна.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

3.3.1 Ковалентна връзка е двуцентрова, двуелектронна връзка, образувана поради припокриването на електронни облаци, носещи несдвоени електрони с антипаралелни спинове. По правило се образува между атоми на един химичен елемент.

Количествено се характеризира с валентност. Валентност на елемента - това е способността му да образува определен брой химични връзки поради свободни електрони, разположени в атомната валентна лента.

Ковалентната връзка се образува само от двойка електрони, разположени между атомите. Нарича се разделен чифт. Останалите двойки електрони се наричат ​​несподелени двойки. Те запълват черупките и не участват в свързването.Връзката между атомите може да се осъществява не само от една, но и от две и дори три разделени двойки. Такива връзки се наричат двойно и т.н swarm - множество връзки.

3.3.1.1 Ковалентна неполярна връзка. Нарича се връзка, постигната чрез образуването на електронни двойки, които принадлежат еднакво на двата атома ковалентен неполярен. Това се случва между атоми с практически еднаква електроотрицателност (0,4 > ΔEO > 0) и, следователно, равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите в хомонуклеарните молекули. Например H 2, O 2, N 2, Cl 2 и др. Диполният момент на такива връзки е нула. CH връзката в наситени въглеводороди (например в CH 4) се счита за практически неполярна, т.к. ΔEO = 2,5 (С) - 2,1 (Н) = 0,4.

3.3.1.2 Ковалентна полярна връзка.Ако една молекула е образувана от два различни атома, тогава зоната на припокриване на електронни облаци (орбитали) се измества към един от атомите и такава връзка се нарича полярен . С такава връзка вероятността за намиране на електрони близо до ядрото на един от атомите е по-висока. Например HCl, H 2 S, PH 3.

Полярна (несиметрична) ковалентна връзка - свързване между атоми с различна електроотрицателност (2 > ΔEO > 0,4) и асиметрично разпределение на общата електронна двойка. Обикновено се образува между два неметала.

Електронната плътност на такава връзка се измества към по-електроотрицателен атом, което води до появата на частичен отрицателен заряд (делта минус) върху него и частичен положителен заряд (делта плюс) върху по-малко електроотрицателен атом.

C  .

Посоката на изместване на електрона също е обозначена със стрелка:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на свързаните атоми, толкова по-висока е полярността на връзката и толкова по-голям е нейният диполен момент. Допълнителни сили на привличане действат между частични заряди с противоположен знак. Следователно, колкото по-полярна е връзката, толкова по-силна е тя.

С изключение поляризуемост ковалентна връзка притежава имота насищане – способността на атома да образува толкова ковалентни връзки, колкото има енергийно достъпни атомни орбитали. Третото свойство на ковалентната връзка е нейното посока.

3.3.2 Йонно свързване. Движещата сила зад неговото формиране е същото желание на атомите за октетната обвивка. Но в някои случаи такава "октетна" обвивка може да възникне само когато електроните се прехвърлят от един атом към друг. Следователно, като правило, между метал и неметал се образува йонна връзка.

Да разгледаме като пример реакцията между натриеви (3s 1) и флуорни (2s 2 3s 5) атоми. Разлика в електроотрицателността на NaF съединение

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Натрият, отдавайки своя 3s 1 електрон на флуора, става Na + йон и остава със запълнена обвивка 2s 2 2p 6, което съответства на електронната конфигурация на неоновия атом. Флуорът придобива точно същата електронна конфигурация, като приема един електрон, донесен от натрия. В резултат на това между противоположно заредените йони възникват електростатични сили на привличане.

Йонна връзка - екстремен случай на полярна ковалентна връзка, основана на електростатичното привличане на йони. Такава връзка възниква, когато има голяма разлика в електроотрицателността на свързаните атоми (EO > 2), когато по-малко електроотрицателен атом почти напълно отдава валентните си електрони и се превръща в катион, а друг, по-електроотрицателен атом, се присъединява тези електрони и се превръща в анион. Взаимодействието на йони с противоположен знак не зависи от посоката, а силите на Кулон нямат свойството на насищане. Поради това йонна връзка няма пространствено фокус И насищане , тъй като всеки йон е свързан с определен брой противойони (йонно координационно число). Следователно съединенията с йонна връзка нямат молекулярна структура и са твърди вещества, които образуват йонни кристални решетки, с високи точки на топене и кипене, те са силно полярни, често подобни на сол и електропроводими във водни разтвори. Например MgS, NaCl, A 2 O 3. Практически няма съединения с чисто йонни връзки, тъй като определено количество ковалентност винаги остава поради факта, че не се наблюдава пълен трансфер на един електрон към друг атом; в най-„йонните“ вещества делът на йонността на връзката не надвишава 90%. Например, в NaF поляризацията на връзката е около 80%.

В органичните съединения йонните връзки са доста редки, т.к Въглеродният атом няма тенденция нито да губи, нито да получава електрони, за да образува йони.

Валентност много често се характеризират елементи в съединения с йонни връзки степен на окисление , което от своя страна съответства на стойността на заряда на йона на елемента в дадено съединение.

Степен на окисление - това е конвенционален заряд, който атомът придобива в резултат на преразпределението на електронната плътност. Количествено се характеризира с броя на електроните, изместени от по-малко електроотрицателен елемент към по-електроотрицателен. Положително зареден йон се образува от елемента, който е отдал електроните си, а отрицателен йон се образува от елемента, който е приел тези електрони.

Елементът, разположен в най-висока степен на окисление (максимално положителен), вече се е отказал от всички свои валентни електрони, разположени в AVZ. И тъй като техният брой се определя от номера на групата, в която се намира елементът, тогава най-висока степен на окисление за повечето елементи и ще бъдат равни номер на групата . Относно най-ниска степен на окисление (максимално отрицателен), тогава се появява по време на образуването на осемелектронна обвивка, т.е. в случай, че AVZ е напълно запълнен. За неметали изчислява се по формулата Номер на групата – 8 . За метали равна на нула , тъй като не могат да приемат електрони.

Например AVZ на сярата има формата: 3s 2 3p 4. Ако един атом отдаде всичките си електрони (шест), той ще придобие най-високата степен на окисление +6 , равен на номера на групата VI , ако са необходими двете, необходими за завършване на стабилната обвивка, тя ще придобие най-ниското състояние на окисление –2 , равна на Номер на групата – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Метална връзка.Повечето метали имат редица свойства, които са общи по природа и се различават от свойствата на други вещества. Такива свойства са относително високи температури на топене, способност за отразяване на светлина и висока топлинна и електрическа проводимост. Тези особености се обясняват с наличието на особен вид взаимодействие в металите – метална връзка.

В съответствие с позицията си в периодичната таблица металните атоми имат малък брой валентни електрони, които са доста слабо свързани с техните ядра и могат лесно да бъдат отделени от тях. В резултат на това в кристалната решетка на метала се появяват положително заредени йони, локализирани в определени позиции на кристалната решетка, и голям брой делокализирани (свободни) електрони, движещи се относително свободно в полето на положителните центрове и комуникиращи между всички метали. атоми поради електростатично привличане.

Това е важна разлика между металните връзки и ковалентните връзки, които имат строга ориентация в пространството. Силите на свързване в металите не са локализирани или насочени и свободните електрони, образуващи „електронен газ“, причиняват висока топлинна и електрическа проводимост. Следователно в този случай е невъзможно да се говори за посоката на връзките, тъй като валентните електрони са разпределени почти равномерно в целия кристал. Това обяснява, например, пластичността на металите, т.е. възможността за изместване на йони и атоми във всяка посока

3.3.4 Донорно-акцепторна връзка. В допълнение към механизма на образуване на ковалентна връзка, според който споделена електронна двойка възниква от взаимодействието на два електрона, има и специален донорно-акцепторен механизъм . Състои се във факта, че ковалентна връзка се образува в резултат на прехода на вече съществуваща (самотна) електронна двойка донор (доставчик на електрони) за обща употреба на донора и акцептор (доставчик на свободна атомна орбитала).

Веднъж образуван, той не се различава от ковалентния. Донорно-акцепторният механизъм е добре илюстриран от схемата за образуване на амониевия йон (Фигура 9) (звездичките показват електроните на външното ниво на азотния атом):

Фигура 9 - Схема на образуване на амониев йон

Електронната формула на ABZ на азотния атом е 2s 2 2p 3, т.е. има три несдвоени електрона, които влизат в ковалентна връзка с три водородни атома (1s 1), всеки от които има един валентен електрон. В този случай се образува амонячна молекула NH3, в която се запазва несподелената електронна двойка на азота. Ако водороден протон (1s 0), който няма електрони, се приближи до тази молекула, тогава азотът ще прехвърли своята двойка електрони (донор) към тази водородна атомна орбитала (акцептор), което води до образуването на амониев йон. При него всеки водороден атом е свързан с азотен атом чрез обща електронна двойка, едната от които е реализирана чрез донорно-акцепторен механизъм. Важно е да се отбележи, че H-N връзките, образувани по различни механизми, нямат разлики в свойствата. Това явление се дължи на факта, че в момента на образуване на връзка орбиталите на 2s и 2p електроните на азотния атом променят формата си. В резултат на това се появяват четири орбитали с абсолютно еднаква форма.

Донорите обикновено са атоми с голям брой електрони, но с малък брой несдвоени електрони. За елементи от период II, в допълнение към азотния атом, такава възможност е налична за кислорода (две несподелени двойки) и флуора (три несподелени двойки). Например, водородният йон H + във водни разтвори никога не е в свободно състояние, тъй като хидрониевият йон H 3 O + винаги се образува от водни молекули H 2 O, а хидрониевият йон присъства във всички водни разтвори , въпреки че за по-лесно изписване е запазен символ H+.

3.3.5 Водородна връзка. Водороден атом, свързан със силно електроотрицателен елемент (азот, кислород, флуор и т.н.), който „дърпа“ обща електронна двойка върху себе си, изпитва липса на електрони и придобива ефективен положителен заряд. Следователно той може да взаимодейства с несподелена електронна двойка на друг електроотрицателен атом (който придобива ефективен отрицателен заряд) на същата (вътремолекулна връзка) или друга молекула (междумолекулна връзка). В резултат на това има водородна връзка , което е обозначено графично с точки:

Тази връзка е много по-слаба от другите химични връзки (енергията на нейното образуване е 10 – 40 kJ/mol) и има предимно частично електростатичен, частично донорно-акцепторен характер.

Водородната връзка играе изключително важна роля в биологичните макромолекули, като неорганични съединения като H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Например O-H връзките в H2O са забележимо полярни по природа, с излишък от отрицателен заряд – на кислородния атом. Водородният атом, напротив, придобива малък положителен заряд  + и може да взаимодейства с несподелените двойки електрони на кислородния атом на съседна водна молекула.

Взаимодействието между водните молекули се оказва доста силно, така че дори във водната пара има димери и тримери от състава (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 и т.н. В разтворите дълги вериги от асоциирани на този тип може да се появи:

защото кислородният атом има две несподелени двойки електрони.

Наличието на водородни връзки обяснява високите температури на кипене на водата, алкохолите и карбоксилните киселини. Благодарение на водородните връзки водата се характеризира с толкова високи температури на топене и кипене в сравнение с H 2 E (E = S, Se, Te). Ако нямаше водородни връзки, тогава водата щеше да се стопи при –100 °C и да кипи при –80 °C. Типични случаи на асоцииране се наблюдават за алкохоли и органични киселини.

Водородните връзки могат да възникнат както между различни молекули, така и в рамките на една молекула, ако тази молекула съдържа групи с донорни и акцепторни способности. Например, вътремолекулните водородни връзки играят основна роля в образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. Н-връзките влияят на физичните и химичните свойства на веществото.

Атомите на други елементи не образуват водородни връзки , тъй като силите на електростатично привличане на противоположните краища на диполите на полярните връзки (O-H, N-H и т.н.) са доста слаби и действат само на къси разстояния. Водородът, който има най-малкия атомен радиус, позволява на такива диполи да се приближат толкова много, че привличащите сили да станат забележими. Никой друг елемент с голям атомен радиус не е способен да образува такива връзки.

3.3.6 Сили на междумолекулно взаимодействие (сили на Ван дер Ваалс). През 1873 г. холандският учен И. Ван дер Ваалс предполага, че съществуват сили, които предизвикват привличане между молекулите. Тези сили по-късно бяха наречени сили на Ван дер Ваалс – най-универсалният тип междумолекулна връзка. Енергията на ван дер Ваалсовата връзка е по-малка от тази на водородната връзка и възлиза на 2–20 kJ/∙mol.

В зависимост от начина на възникване силите се разделят на:

1) ориентационни (дипол-дипол или йон-дипол) - възникват между полярни молекули или между йони и полярни молекули. Когато полярните молекули се приближават една към друга, те се ориентират така, че положителната страна на единия дипол да е ориентирана към отрицателната страна на другия дипол (Фигура 10).

2) индукция (дипол - индуциран дипол или йон - индуциран дипол) - възникват между полярни молекули или йони и неполярни молекули, но способни на поляризация. Диполите могат да повлияят на неполярни молекули, превръщайки ги в посочени (индуцирани) диполи. (Фигура 11).

3) дисперсионни (индуциран дипол - индуциран дипол) - възникват между неполярни молекули, способни на поляризация. Флуктуациите на електрическата плътност възникват във всяка молекула или атом на благороден газ, което води до мигновени диполи, които от своя страна предизвикват мигновени диполи в съседни молекули. Движението на моментните диполи става последователно, тяхното появяване и разпадане се случват синхронно. В резултат на взаимодействието на мигновени диполи енергията на системата намалява (Фигура 12).

NH3 е един от най-известните и полезни химикали. Намира широко приложение в селскостопанската индустрия и не само. Отличава се с уникални химични свойства, благодарение на които се използва в различни индустрии.

Какво е NH3

NH3 е известен дори и на най-невежите по химия хора. Това е амоняк. Амонякът (NH3) иначе се нарича водороден нитрид и при нормални условия е безцветен газ с изразена миризма, характерна за това вещество. Също така си струва да се отбележи, че газът NH3 (наречен амоняк) е почти два пъти по-лек от въздуха!

Освен газ, той може да бъде течност при температура около 70 ° C или да съществува под формата на разтвор (разтвор на амоняк). Отличителна черта на течния NH3 е способността да разтваря в себе си металите от основните подгрупи на групи I и II от таблицата на елементите на Д.И. Менделеев (т.е. алкални и алкалоземни метали), както и магнезий, алуминий, европий. и итербий. За разлика от водата, течният амоняк не взаимодейства с горните елементи, а действа точно като разтворител. Това свойство позволява металите да бъдат изолирани в първоначалната им форма чрез изпаряване на разтворителя (NH3). На фигурата по-долу можете да видите как изглежда натрият, разтворен в течен амоняк.

Как изглежда амонякът по отношение на химичните връзки?

Диаграмата на амоняка (NH3) и неговата пространствена структура е най-ясно показана от триъгълна пирамида. Върхът на амонячната „пирамида“ е азотният атом (маркиран в синьо), както може да се види на изображението по-долу.

Атомите в вещество, наречено амоняк (NH 3), се държат заедно чрез водородни връзки, точно както във водната молекула. Но е много важно да запомните, че връзките в молекулата на амоняка са по-слаби, отколкото във водната молекула. Това обяснява защо точките на топене и кипене на NH3 са по-ниски в сравнение с H2O.

Химични свойства

Най-често срещаните 2 метода за производство на вещество NH 3, наречено амоняк. Промишлеността използва така наречения процес на Хабер, чиято същност е да се свържат азота във въздуха и водорода (получен от метан) чрез преминаване на смес от тези газове при високо налягане през нагрят катализатор.

В лабораториите синтезът на амоняк най-често се основава на взаимодействието на концентриран амониев хлорид с твърд натриев хидроксид.

Нека да преминем към директно изследване на химичните свойства на NH3.

1) NH3 действа като слаба основа. Ето защо следното уравнение описва взаимодействието с водата:

NH3 + H2O = NH4 + + OH -

2) Също така се основава на основните свойства на NH 3 е способността му да реагира с киселини и да образува съответните амониеви соли:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (амониев нитрат)

3) По-рано беше казано, че определена група метали се разтварят в течен амоняк. Някои метали обаче са способни не само да се разтварят, но и да образуват съединения с NH3, наречени амиди:

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2

Na (твърд) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (реакцията се провежда в присъствието на желязо като катализатор)

4) Когато NH3 взаимодейства с металите Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, се образуват съответните метални хидроксиди и амониев катион:

Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +

5) Резултатът от взаимодействието на NH 3 с метали Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ най-често са съответните метални комплекси:

Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +

Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -

Образуване и по-нататъшен път на NH3 в човешкото тяло

Добре известно е, че аминокиселините са неразделна част от биохимичните процеси в човешкото тяло. Те са основният източник на NH3, вещество, наречено амоняк, резултат от тяхното окислително дезаминиране (най-често). За съжаление, амонякът е токсичен за човешкото тяло, той лесно образува гореспоменатия амониев катион (NH 4 +), който се натрупва в клетките. Впоследствие най-важните биохимични цикли се забавят и в резултат на това нивото на произведения АТФ намалява.

Не е трудно да се досетим, че тялото се нуждае от механизми за свързване и неутрализиране на освободения NH3. Диаграмата по-долу показва източниците и някои от продуктите на свързване на амоняка в човешкото тяло.

И така, казано накратко, амонякът се неутрализира чрез образуването на неговите транспортни форми в тъканите (например глутамин и аланин), чрез екскреция в урината, чрез биосинтеза на урея, което е основният естествен начин за неутрализиране на NH3 в човека тяло.

Приложение на NH3 - вещество, наречено амоняк

В съвремието течният амоняк е най-концентрираният и най-евтиният азотен тор, който се използва в селското стопанство за амонизиране на едри почви и торф. Когато се добави течен амоняк към почвата, броят на микроорганизмите се увеличава, но няма отрицателни последици, като например от твърдите торове. Фигурата по-долу показва една от възможните инсталации за втечняване на амонячен газ с течен азот.

Тъй като течният амоняк се изпарява, той абсорбира много топлина от околната среда и причинява охлаждане. Това свойство се използва в хладилни агрегати за производство на изкуствен лед при съхранение на нетрайни хранителни продукти. В допълнение, той се използва за замразяване на почвата по време на изграждането на подземни конструкции. Водните разтвори на амоняк се използват в химическата промишленост (това е промишлен неводен разтворител), лабораторната практика (например като разтворител в електрохимичното производство на химически продукти), медицината и домакинството.

Първо, нека разгледаме структурата на амонячната молекула NH3. Както вече знаете, на външно енергийно ниво азотните атоми съдържат пет електрона, от които три електрона са несдвоени. Именно те участват в образуването на три ковалентни връзки с три водородни атома по време на образуването на амонячната молекула NH3.

Три общи електронни двойки се изместват към по-електроотрицателния азотен атом и тъй като молекулата на амоняка има формата на триъгълна пирамида (фиг. 128), в резултат на изместването на електронните двойки се появява дипол, т.е. молекула с две полюси.

Ориз. 128.
Структурата на молекулата на амоняка

Молекулите на амоняка (в течен амоняк) взаимодействат чрез свързване една с друга:

Този специален вид химическа междумолекулна връзка, както вече знаете, се нарича водородна връзка.

Амонякът е безцветен газ с остра миризма, почти два пъти по-лек от въздуха. Амонякът не трябва да се вдишва продължително време, тъй като е отровен. Този газ лесно се втечнява при нормално налягане и температура от -33,4 °C. Когато течният амоняк се изпари от околната среда, се абсорбира много топлина, поради което амонякът се използва в хладилните агрегати.

Амонякът е силно разтворим във вода: при 20 °C около 710 обема амоняк се разтварят в 1 обем вода (фиг. 129). Концентриран (25% тегловни) воден разтвор на амоняк се нарича воден разтвор на амоняк или амонячна вода, а 10% разтвор на амоняк, използван в медицината, е известен като амоняк. Във воден разтвор на амоняк се образува слабо съединение - амонячен хидрат NH3H2O.

Ориз. 129.
„Амонячен фонтан“ (разтваряне на амоняк във вода)

Ако добавите няколко капки фенолфталеин към разтвор на амоняк, разтворът ще стане пурпурен, което показва алкална среда. Алкалната реакция на водни разтвори на амоняк се обяснява с наличието на хидроксидни йони OH -:

Ако разтвор на амоняк, оцветен с фенолфталеин, се нагрее, цветът ще изчезне (защо?).

Лабораторен опит No30
Изучаване на свойствата на амоняка

Амонякът реагира с киселини, за да образува амониеви соли. Това взаимодействие може да се наблюдава в следния експеримент: доближете стъклена пръчка или стъкло, навлажнено с разтвор на амоняк, към друга пръчка или стъкло, навлажнено със солна киселина - ще се появи гъст бял дим (фиг. 130):

Ориз. 130.
"Дим без огън"

Така че вярвайте след тази поговорка, че няма дим без огън.

Както воден разтвор на амоняк, така и амониеви соли съдържат специален йон - амониев катион NH + 4, който играе ролята на метален катион. Амониевият йон се образува в резултат на образуването на ковалентна връзка между азотен атом със свободна (самотна) електронна двойка и водороден катион, който преминава към амоняк от киселинни или водни молекули:

Когато се образува амониев йон, донорът на свободна електронна двойка е азотният атом в амоняка, а акцепторът е водородният катион на киселина или вода.

Можете сами да предвидите друго химично свойство на амоняка, ако обърнете внимание на степента на окисление на азотните атоми в него, а именно -3. Разбира се, амонякът е най-силният редуциращ агент, т.е. неговите азотни атоми могат само да отдават електрони, но не и да ги приемат. Така амонякът може да се окисли или до свободен азот (без участието на катализатор):

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

или към азотен оксид (II) (в присъствието на катализатор):

В промишлеността амонякът се произвежда чрез синтез от азот и водород (фиг. 131).

Ориз. 131.
Промишлена инсталация (а) и схема за промишлено производство на амоняк (б)

В лабораторията амонякът се получава чрез действието на гасена вар Ca (OH) 2 върху амониеви соли, най-често амониев хлорид:

Газът се събира в съд, обърнат с главата надолу, и се разпознава или по миризмата, или по синьото на мокра червена лакмусова хартия, или по появата на бял дим, когато се постави пръчка, навлажнена със солна киселина.

Амонякът и неговите соли се използват широко в промишлеността и технологиите, селското стопанство и бита. Основните им области на приложение са показани на фигура 132.

Ориз. 132.
Приложение на амоняк и амониеви соли:
1.2 - в хладилни агрегати; 3 - производство на минерални торове; 4 - производство на азотна киселина; 5 - за запояване; 6 - производство на експлозиви; 7 - в медицината и в бита (амоняк)

Нови думи и понятия

1. Структурата на молекулата на амоняка.
2. Водородна връзка.
3. Свойства на амоняка: взаимодействие с вода, киселини и кислород.
4. Донорно-акцепторен механизъм за образуване на амониев йон.
5. Получаване, събиране и разпознаване на амоняк.

.

Знаете, че атомите могат да се комбинират помежду си, за да образуват както прости, така и сложни вещества. В този случай се образуват различни видове химични връзки: йонни, ковалентни (неполярни и полярни), метални и водородни.Едно от най-съществените свойства на атомите на елементите, които определят какъв вид връзка се образува между тях - йонна или ковалентна - Това е електроотрицателност, т.е. способността на атомите в едно съединение да привличат електрони.

Условна количествена оценка на електроотрицателността се дава от скалата на относителната електроотрицателност.

В периодите има обща тенденция електроотрицателността на елементите да нараства, а в групите - да намалява. Елементите са подредени в редица според тяхната електроотрицателност, на базата на която може да се сравни електроотрицателността на елементи, разположени в различни периоди.

Видът на химическата връзка зависи от това колко голяма е разликата в стойностите на електроотрицателността на свързващите атоми на елементите. Колкото повече атомите на елементите, образуващи връзката, се различават по електроотрицателност, толкова по-полярна е химическата връзка. Невъзможно е да се направи рязка граница между видовете химични връзки. В повечето съединения типът на химичната връзка е междинен; например силно полярна ковалентна химична връзка е близка до йонна връзка. В зависимост от това кой от ограничаващите случаи химичната връзка е по-тясна по природа, тя се класифицира като йонна или ковалентна полярна връзка.

Йонната връзка се образува от взаимодействието на атоми, които рязко се различават един от друг по електроотрицателност.Например типичните метали литий (Li), натрий (Na), калий (K), калций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) образуват йонни връзки с типичните неметали, главно халогени.

В допълнение към халидите на алкални метали, йонни връзки се образуват и в съединения като основи и соли. Например в натриев хидроксид (NaOH) и натриев сулфат (Na 2 SO 4) йонни връзки съществуват само между натриеви и кислородни атоми (останалите връзки са полярни ковалентни).

При взаимодействие на атоми с еднаква електроотрицателност се образуват молекули с ковалентна неполярна връзка.Такава връзка съществува в молекулите на следните прости вещества: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Химичните връзки в тези газове се образуват чрез споделени електронни двойки, т.е. когато съответните електронни облаци се припокриват, поради електронно-ядреното взаимодействие, което възниква, когато атомите се приближават един към друг.

При съставянето на електронни формули на веществата трябва да се помни, че всяка обща електронна двойка е условно изображение на повишена електронна плътност в резултат на припокриването на съответните електронни облаци.

Когато атомите взаимодействат, стойностите на електроотрицателността на които се различават, но не рязко, общата електронна двойка се измества към по-електроотрицателен атом.Това е най-разпространеният тип химична връзка, открита както в неорганични, така и в органични съединения.

Ковалентните връзки също така напълно включват онези връзки, които се образуват от донорно-акцепторен механизъм, например в хидрониеви и амониеви йони.

Метална връзка.

Връзката, която се образува в резултат на взаимодействието на относително свободни електрони с метални йони, се нарича метална връзка.Този тип връзка е характерен за прости вещества - метали.

Същността на процеса на образуване на метална връзка е следната: металните атоми лесно се отказват от валентни електрони и се превръщат в положително заредени йони. Относително свободни електрони, отделени от атома, се движат между положителните метални йони. Между тях възниква метална връзка, т.е. електроните, така да се каже, циментират положителните йони на кристалната решетка на металите.

Водородна връзка.

Връзка, която се образува между водородните атоми на една молекула и атом на силно електроотрицателен елемент(О, Н, Ж) друга молекула се нарича водородна връзка.

Може да възникне въпросът: защо водородът образува такава специфична химична връзка?

Това се обяснява с факта, че атомният радиус на водорода е много малък. Освен това, когато измества или напълно отдава единствения си електрон, водородът придобива относително висок положителен заряд, поради което водородът на една молекула взаимодейства с атоми на електроотрицателни елементи, които имат частичен отрицателен заряд, който влиза в състава на други молекули (HF , H2O, NH3).

Нека да разгледаме някои примери. Обикновено представяме състава на водата с химическата формула H 2 O. Това обаче не е съвсем точно. Би било по-правилно да се обозначи съставът на водата с формулата (H 2 O) n, където n = 2,3,4 и т.н. Това се обяснява с факта, че отделните водни молекули са свързани една с друга чрез водородни връзки .

Водородните връзки обикновено се означават с точки. Той е много по-слаб от йонните или ковалентните връзки, но по-силен от обикновените междумолекулни взаимодействия.

Наличието на водородни връзки обяснява увеличаването на обема на водата с понижаване на температурата. Това се дължи на факта, че с понижаване на температурата молекулите стават по-здрави и следователно плътността на тяхната „опаковка“ намалява.

При изучаването на органичната химия възникна следният въпрос: защо точките на кипене на алкохолите са много по-високи от съответните въглеводороди? Това се обяснява с факта, че водородни връзки се образуват и между молекулите на алкохола.

Повишаване на точката на кипене на алкохолите също се получава поради разширяването на техните молекули.

Водородната връзка е характерна и за много други органични съединения (феноли, карбоксилни киселини и др.). От курсовете по органична химия и обща биология знаете, че наличието на водородна връзка обяснява вторичната структура на протеините, структурата на двойната спирала на ДНК, т.е. феноменът на комплементарност.